Сообщение окислительно восстановительные реакции в промышленности
Обновлено: 05.07.2024
- Для учеников 1-11 классов и дошкольников
- Бесплатные сертификаты учителям и участникам
Министерство общего профессионального образования Ростовской области государственное бюджетное образовательное учреждение среднего профессионального образования Ростовской области
С окислительно-восстановительными реакциями связаны дыхание и обмен веществ, гниение и брожение, фотосинтез и нервная деятельность живых организмов. Окислительно-восстановительные процессы лежат в основе горения топлива, коррозии металлов, электролиза, металлургии и т.д. Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих молекул, называются окислително- восстановительными. Процессы окисления и восстановления протекают одновременно: если один элемент, участвующий в реакции, окисляется, то другой должен восстанавливаться. Окислитель - это вещество, содержащее элемент, который принимает электроны и понижает степень окисления. Окислитель в результате реакции восстанавливается. Так, в реакции 2Fe +3 Cl — 3 + 2K + I - -> I 2 0 + 2Fe +2 Cl 2 - + 2K + Cl - . Восстановитель - вещество, содержащее элемент, который отдает электроны и повышает степень окисления. Восстановитель в результате реакции окисляется. Восстановителем в предлагаемой реакции является ион I - . Источником электрической энергии в элементе служит химическая реакция вытеснения меди цинком: Zn + Cu 2+ + Cu. Работа окисления цинка, равная убыли изобарно-изотермического потенциала, может быть представлена как произведение переносимого электричества на величину э. д. с.: A=--дG 0 =п EF, где п- заряд катиона; Е — з. д. с. элемента и F- число Фарадея. С другой стороны, по уравнению изотермы реакции. Окислительно-восстановительные потенциалы имеют большое значение в физиологии человека и животных. К числу редок-сисистем относятся такие системы в крови и тканях, как гем/гематии и цитохромы, в которых содержится двух- и трехвалентное железо; аскорбиновая кислота (витамин С), находящаяся в окисленной и восстановленной формах; система глутатиона, цистин-цистеина янтарной и фумаровой кислот и др.Важнейший процесс биологического окисления, а именно перенос электронов и протонов с окисляемого субстрата на кислород осуществляемый в тканях при помощи строго определенного рядя промежуточных ферментов-переносчиков, также представляет собой цепь окислительно-восстановительных процессов. Каждое звене этой цепи соответствует той или иной редокс-системе, характерезующейся определенным редокс-потенциалом.
65. Определение направления окислительно-восстановительных реакций по стандартным значениям свободной энергии образования реагентов и по величинам окислительно-восстановительных потенциалов.
Различные процессы жизнедеятельности сопровождаются возникновением в организме электрохимических процессов, играющих существенную роль в обмене веществ. Электрохимические превращения в организме можно разделить на две основные группы: процессы, связанные с переносом электронов и возникновением окислительно-восстановительных потенциалов; процессы, связанные с переносом ионов (без изменения их зарядов) и с образованием биоэлектрических потенциалов. В результате этих процессов возникают разности потенциалов между разными прослойками тканей, находящихся в различных физиологических состояниях. Они связаны с различной интенсивностью окислительно-восстановительных биохимических процессов. К ним относятся, например, потенциалы фотосинтеза, возникающие между освещенными н неосвещенными участками листа, причем освещенный участок оказывается положительно заряженным по отношению к неосвещенному. Окислительно-восстановительные процессы первой группы в организме можно разделить на три типа: 1.Непосредственный перенос электронов между веществами без участия атомов кислорода и водорода, например, перенос электрона в цитохромах: цитохром (Fе 3+ ) + е -> цитохром (Ре 2+ ) и перенос электрона в ферменте цитохромоксидазе: цитохромоксидаза (Си 2+ ) + е -> цитохромоксидаза (Си 1+ RСООН. 3.рН-Зависимый, происходящий в присутствии ферментов дегидрогеназ (Е) и коферментов (Ко), которые образуют активированный комплекс фермент-кофермент-субстрат (Е-Ко-5), присоединяет электроны и катионы водорода от субстрата и вызывает его окисление.Такими коферментами являются никотинамид-аденин-нуклеотид (НАД). 2. Окислительный, связанный с участием атомов кислорода и ферментов оксидаз, например, окисление альдегидной группы субстрата в кислотную: RСОН + O + S + НАДН + Н), который присоединяет два электрона и один протон: S-2Н - 2е + НАД* + S + ФАДН, флавин-аденин-динуклеотид (ФАД), который присоединяет два электрона и два протона: S - 2Н - 2е + ФАД 2 S + КоQН, и убихинон или кофермент Q (КоО), который также присоединяет два электрона и два протона: S-2Н - 2е + КоQ 2 .
Окислительно-восстановительные реакции, также известные как окислительно-восстановительные реакции или окислительно-восстановительные реакции, представляют собой тип реакций, в которых оба этих процесса (окисление и восстановление) происходят одновременно. Окисление — это процесс, который включает потерю электронов из частиц, в то время как восстановление — это процесс, который включает в себя получение электронов из частиц. Итак, в окислительно-восстановительных реакциях, в основном, есть два (или более) реагента, из которых один теряет электроны (и, следовательно, окисляется), а другой получает электроны (и, следовательно, восстанавливается) одновременно. В одном из особых случаев окислительно-восстановительных реакций может быть задействован только один реагент, который одновременно окисляется и восстанавливается в одной реакции. Таким образом, в целом существует баланс электронов среди реагентов, участвующих в реакциях, т.е.
Окислительно-восстановительные реакции могут быть трех типов, в зависимости от количества реагентов, участвующих в реакции. Это — межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции, внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции и окислительно-восстановительные реакции диспропорционирования. Кроме того, окислительно-восстановительные реакции можно классифицировать как прямые и непрямые окислительно-восстановительные реакции в зависимости от количества систем, участвующих в проведении реакции.
Применение окислительно-восстановительных реакций
Окислительно-восстановительные реакции находят широкое применение в различных отраслях промышленности. Эти приложения обсуждаются ниже:
CH 4 + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O + Огромное количество энергии
Окисление
Та же концепция окислительно-восстановительной реакции в реакциях горения также применяется в космических кораблях для запуска ракет. Топливо, присутствующее в ракетах, может сгореть, что из-за окисления топлива и восстановления окислителя (обычно молекулярного кислорода) высвобождает огромное количество энергии, которое требуется для запуска ракеты с земли в воздух и затем, наконец, в космос.
Электрохимические реакции: По сути, электрохимия — это изучение взаимосвязи между химическим и электрическим взаимодействием реагентов, участвующих в конкретной реакции. Концепция электрохимии полностью основана на окислительно-восстановительных реакциях, которые происходят между двумя частицами, которые имеют разные ионные потенциалы или состояния окисления. В электрохимических реакциях берутся два раствора химических частиц с разной электрической энергией. Эти химические вещества имеют разные степени окисления или энергии ионизации, которые делают их электрически отличными друг от друга. Поскольку мы знаем, что электроны имеют тенденцию течь из области с высоким потенциалом в область с низким потенциалом,
Окисление
Электрохимические элементы или батареи: Электрохимические элементы или батареи, которые мы используем в нашей повседневной жизни для работы множества устройств, приборов и даже транспортных средств, основаны на применении окислительно-восстановительных реакций. Химическое вещество, используемое в этих электрохимических элементах или батареях, накапливает химическую энергию, которая при работе подвергается окислительно-восстановительной реакции с образованием электрической энергии. Эти электрохимические элементы или батареи состоят из гальванического элемента (также известного как гальванический элемент), который состоит из двух полуэлементов и соединен между собой посредством полупроницаемой мембраны и имеет провод, подключенный к нему. Обе полуячейки содержат металл с разным потенциалом ионизации, действующий как два электрода, один анод и один катод. Реакция инициируется с помощью раствора электролита, присутствующего в этих электрохимических элементах или батареях, который действует как градиент концентрации электронов для полуэлементов. Между этими двумя полуячейками происходит химическая реакция, которая приводит к восстановлению на катоде и окислению на аноде. Поскольку поток электронов протекает с реакцией, этот поток электронов используется в качестве источника электрической энергии для подачи энергии на устройство или прибор, который нам нужен, с помощью провода или соединительной поверхности.
Процесс фотосинтеза . Пример фотосинтеза, вероятно, может ассоциироваться у всех, поскольку это один из наиболее связанных процессов, которые мы наблюдаем вокруг нас в повседневной жизни. Мы изучали этот процесс с детства, что зеленые растения используют солнечный свет и могут готовить себе еду, обрабатывая химические реакции в своих листьях. Но мало ли вы знали, что химический процесс на самом деле был окислительно-восстановительной реакцией.
Зеленые растения чувствительны к солнечному свету из-за пигмента хлорофилла, присутствующего в их листьях и поглощающего его. Этот поглощенный солнечный свет действует как энергия активации для преобразования углекислого газа (поглощаемого растениями из окружающей среды) и воды (поглощаемой растением из почвы) в углеводы. В этой реакции углекислый газ восстанавливается до углеводов (которые служат источником пищи и энергии для растений), а вода окисляется до кислорода (который выделяется в окружающий их воздух). Описанная выше окислительно-восстановительная реакция поясняется следующим образом:
Эта реакция является источником пищи как для самих растений, так и для организмов, питающихся растениями (например, травоядных животных, микроорганизмов и людей).
Извлечение металлов: окислительно-восстановительные реакции находят широкое применение в добывающей промышленности для извлечения металлов или минералов из природных руд. Металлы обычно существуют в природе в окисленном состоянии (из-за их длительного воздействия кислорода, присутствующего в окружающем их воздухе). Следовательно, их необходимо восстановить, чтобы извлечь из них требуемый металл. В промышленности это делается в больших масштабах с помощью подходящего восстановителя, в зависимости от металла или руды, подлежащих очистке. Например, железо извлекается из окисленной руды оксида железа в большой доменной печи на предприятиях по добыче и переработке чугуна с использованием кокса в качестве восстановителя. Реакция извлечения металлического железа из окисленной природной руды протекает следующим образом:
Аналогичным образом алюминий извлекается из руды, оксида алюминия [Al (OH) 3 ], путем восстановления. Другие металлы, извлекаемые таким же образом, включают магний, натрий, кальций, калий, литий и многие другие.
Количественный анализ: Окислительно-восстановительные реакции составляют основной принцип окислительно-восстановительного титрования, проводимого для количественного анализа различных веществ. Окислительно-восстановительное титрование проводится для определения концентрации любых электрически заряженных частиц, присутствующих в растворе пробы. Это делается путем титрования неизвестного вещества по стандартизированному титранту, концентрация которого нам уже известна. При этом типе титрования раствор, содержащий неизвестное вещество, хранится в нижней колбе, а раствор известного титранта заливается в бюретку. Раствор из бюретки может капать в нижнюю колбу (содержащую неизвестное вещество и индикатор) до тех пор, пока индикатор не изменит цвет раствора в колбе, показывая, что конечная точка титрования достигнута. В конечной точке записывается объем стандартизированного титранта. Этот объем равен объему неизвестного вещества, необходимого для нейтрализации стандартизованного титранта. Объем, оставшийся в растворе пробы, рассчитывается на основе общего количества взятой пробы, и, таким образом, мы можем вычислить концентрацию неизвестного вещества, присутствующего в этом растворе. Эти реакции весьма полезны в фармацевтической промышленности.
Актуальность: распространение окислительно- восстановительных реакций во всех сферах жизни человека, в природе, внутри организмов.
Объект: окислительно- восстановительные реакции.
Предмет: превращения веществ с точки зрения окисления- восстановления.
Цель:1)понять принцип превращения веществ;2)изучить роль окислительно- восстановительных реакций в природе, промышленности, жизни человека.
Задачи:1) исследовать теоретический материал по окислительно- восстановительным реакциям;2)применить полученные знания на практике.
Материалы и методы: реферативно-аналитический, научно- практический.
Новизна: раскрыть дальнейшие перспективы роли окислительно- восстановительных реакций.
Практическое применение: все сферы жизни человека.
Классификация химических реакций
Химические реакции- процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие, отличающиеся от них по составу и строению. Классификация химических реакций многопланова (схема), в ее основу могут быть положены различные признаки.
По изменению степеней окисления химических элементов, образующих вещества, различеют окислительно- восстановительные реакции, и реакции, протекающие без изменения степеней окисления химических элементов.
Реакции, идущие с изменением степеней окисления элементов- окислительно- восстановительные реакции.
К ним относится множество реакций, в том числе все реакции замещения, а также те реакции разложения, в которых участвует хотя бы одно простое вещество. [8]
Пример ОВР в неорганической химии:
2Cl -1 +2e - → Cl2 0 5 (окисление)
В органической химии ярким примером окислительно- восстановительных реакций может служить восстановление альдегидов в соответствующие спирты:
С +1 +2e - → C -1 1 (восстановление)
H20 – 2e - → 2H +1 1 (окисление)
К реакциям, идущим без изменения степеней окисления химических элементов относятся все реакции ионного обмена, а также многие реакции соединения, например:
Многие реакции разложения:
Классификация окислительно- восстановительных реакций
1 Окислительно-восстановительные реакции, при которых изменяют степень окисления атомы элементов, входящих в состав разных веществ.
Примером является горение спиртовки, применяемой в большинстве лабораторных работ:
C -1 – 5e - → C +4 (окисление)
С -3 -7e - → C +4 (восстановление)
Это типичная реакция горения органических веществ(рис.1)
2 Окислительно-восстановительные реакции, при которых степень окисления изменяют атомы разных элементов одного и того же вещества.
Примерами могут служить многие процессы термической диссоциации. Так, в ходе термической диссоциации водяного пара:
2H + +2e - → H2 0 (восстановление)
2O -2 -4e - → O2 0 (окисление)
Другим примером может служить реакция разложения нитрита аммония, применяемая в лабораторной практике для получения чистого азота:
2N -3 – 6e - → N2 0 (окисление)
2N +3 + 6e - → N2 0 (восстановление)
Так, при взаимодействии хлора с водой получается смесь соляной(HCl) и хлорноватистой(HClO) кислот:
Здесь и окисление, и восстановление претерпевает хлор:
Сl2 + H2O = 2HClO + 2H + + 2e - (окисление)
Сl2 +2e - = 2Cl - (восстановление)
Окислительно-восстановительные реакции в неорганической химии
Дихромат аммония (NH4)2Cr2O7 содержит атомы азота в низшей степени окисления (III) и хрома- в высшей степени окисления (+VI). Между этими атомами при поджигании происходит внутримолекулярный обмен электронами:
2N -3 -6e - →N2 0 1 (окисление)
2Cr +6 + 6e - →2Cr +3 1 (восстановление)
Вот так идет взаимодействие перманганата калия с различными веществами:
2Fe +2 – 2e - → 2Fe +3 (окисление) 5
Mn +3 +5e - → Mn +4 (восстановление) 2
2O -1 - 2e - → O2 0 (окисление) 5
S +4 -2e - → S +6 (окисление) 1
В ходе перечисленных реакций наблюдается обесцвечивание перманганата калия KMnO4 (рис.5).
В качестве примеров реакций, в которых пероксид водорода H2O2 служит окислителем, можно привести окисление иодида калия KI:
2I - -2e - → I2 o (окисление) 1
2O -1 +2e - → 2O -2 (восстановление) 1
В результате реакции выделяется йод (рис.6)
Хроматы- соли не существующей в свободном состоянии хромовой кислоты H2CrO4, получаемой лишь в виде водных растворов с концентрацией не свыше 75%.
Соединения хрома меняют окраску в зависимости от среды.
Например, в кислой среде наблюдается изменение цвета из желтого в зеленый.[10]
2Cr +6 +6e - → 2Cr +3 (восстановление) 1
S +4 -2e - → S +6 (окисление) 3
2Cr +3 - 6e - → 2Cr +6 (окисление) 1
2O -1 +2e - → 2O -2 (восстановление) 3
Наблюдается переход цвета из зеленого в желтый (рис.7).
Если в голубой раствор сульфата меди(II) CuSO4 опустить железный гвоздь, предварительно очищенный наждачной бумагой, то вскоре он покроется красноватым слоем металлической меди. Раствор (теперь уже сульфата железа(II)) приобретет бледно- зеленую окраску.[2]
Сu+2 +2e- → Cu0 (восстановление) 1
Fe0 -2e- → Fe0 (окисление) 1
С кислотами реагируют почти все металлы. Водород служит эталоном для сравнения способности металлов взаимодействовать с кислотами-неокислителями. Это могут делать металлы, расположенные левее водорода в ряду напряжений: от K до свинца Pb.[7] Например:
Al 0 -3e - → Al +3 (окисление)
2H + +2e - → H2 0 (восстановление)
Концентрированная серная H2SO4 и азотная HNO3 кислоты реагируют с металлами по-разному, в зависимости от положения металла в ряде напряжений и концентрации кислоты (схема1 ).
химия альдегид диссоциация окислительный восстановительный
Окислительно-восстановительные реакции в органической химии
При добавлении к глюкозе раствора перманганата калия, подкисленного серной кислотой, происходит окисление глюкозы и обесцвечивание перманганата калия:
6C 0 – 24e - → 6C +4 (окисление) 5
12C 0 -48e - → 12C +4 (окисление) 1
2Cr +6 + 6e - →2Cr +3 (восстановление) 8
С -1 -4e - → C +3 (окисление) 5
При прокаливании медной проволоки (она чернеет) и опускании ее в раствор спирта, происходит окисление спирта до альдегида, и выделяется чистая медь(рис.8)
2С -1 -2e - → 2C +1 (окисление) 1
Сu +2 – 2e - → Cu 0 (восстановление) 1
В организме человека, употребляющего алкогольные напитки, также происходит окисление спирта до альдегида, что наносит вред здоровью. Этаналь вызывает разрушение клеток мозга, человек ощущает головную боль.
В организме животных и человека запасается жир, при окислении которого выделяется энергия, необходимая для осуществления жизненно важных процессов:
При пропускании аммиачного раствора оксида серебра через альдегид, на поверхности пробирки выделяется чистое серебро (рис.9):
Ag2O + 4 NH4OH => 2 [Ag(NH3)2]OH + Н2O
R-CH=O + 2 [Ag(NH3)2]OH => RCOONH4 + 2 Ag +3 NH3 + H2O
Эта реакция используется при изготовлении игрушек, посуды, украшений.
Окислительно-восстановительные реакции в органической химии сложны, интересны и играют огромную роль в промышленности, фармакологии, природе, жизни организмов и человека.
Химические источники электрической энергии
В конце XVIII в. Итальянский физиолог Луиджи Гальвани впервые заметил появление кратковременного электрического тока в мышцах лягушки, лапка которой находилась в соприкосновении с двумя различными металлами(медной проволочкой и железной сеткой).[6]
Широко известный медно цинковый гальванический элемент был создан в 1836 г. Английским исследователем Джоном-Фредериком Даниелем. Усовершенствовал его русский ученый Борис Семенович Якоби.[5]
Гальванический элемент- устройство, которое применяют для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую энергию.(рис.1, 2).
Действие любого гальванического элемента основано на протекании в нем окислительно-восстановительной реакции. В простейшем случае гальванический элемент состоит из двух пластин или стержней, изготовленных из различных металлов и погруженных в раствор электролита. Такая система делает возможным пространственное разделение окислительно- восстановительной реакции: окисление протекает на одном металле, а
восстановление- на другом. Таким образом, электроны передаются от восстановителя к окислителю по внешней цепи.
Например, медно- цинковый гальванический элемент(элемент Якоби- Даниеля) состоит из медной пластины, погруженной в раствор сульфата меди (медный электрод), и цинковой пластины, погруженной в раствор сульфата цинка(цинковый электрод). Оба раствора соприкасаются друг с другом, но для предупреждения смешения они разделены перегородкой, изготовленной из пористого материала.
При работе элемента, т.е. при замкнутой цепи, цинк окисляется: на поверхности его соприкосновения с раствором атомы цинка превращаются в ионы и, гидратируясь, переходят в раствор. Высвобождающиеся при этом электроны движутся по внешней цепи к медному электроду.
На медном электроде протекает восстановление ионов меди. Электроны, приходящие сюда от цинкового электрода, соединяются с выходящими из раствора дегидратирующимися ионами меди; образуются атомы меди, выделяющиеся в виде металла.
Cu 2+ + 2e - = Cu 0
Электрод, на котором протекает окисление, называется анодом. Электрод, на котором протекает восстановление, называется катодом. В медно- цинковом элементе цинковый электрод является анодом, а медный- катодом.
На основе гальванического элемента протекает процесс электролиза. Электролиз- окислительно-восстановительная реакция, происходящая пр прохождении постоянного электрического тока через электромагнитную систему, состоящую из двух электродов и расплава или раствора электролита.
Схема электролиза раствора хлорида меди(II) c инертным анодом:
Катод ← Сu 2+ 2Cl - → Анод
Cu 2+ +2e - = Cu 2Сl - = 2Cl + 2e -
Схема электролиза раствора сульфата калия с инертным анодом:
Катод ← 4K + 2SO4 2- → Анод
4H2O + 4e - = 4K + + 4OH - + 4H + 2H2O = 2SO4 2- + 4H + + 2O 2- +4e -
Схема электролиза сульфата никеля с никелевым анодом:
Катод ← Ni 2+ SO4 2- → Анод
Ni 2+ + 2e - = Ni 0 Ni 0 = Ni 2+ + SO4 2- + 2e -
Важнейшее применение электролиз находит в металлургической и химической промышленности, и в гальванотехнике. [4]
Окислительно- восстановительные реакции в природе, промышленности и жизни человека
Все процессы в живой природе сопровождаются превращением энергии и ее переходами из одной формы в другую. В течение одного дня взрослый человек потребляет примерно 10 млн. Дж энергии. Главный источник энергии - химические реакции: окисление жиров и углеводов, поступающих в человеческий организм с пищей. [9]
Синтез жиров и углеводов, которые есть в пище, тоже требует затрат энергии. Основной источник земной энергии – солнечный свет. Свет представляет собой один из мощных факторов воздействия на химические процессы. Достаточно вспомнить, что жизнь на Земле поддерживается
благодаря растениям, а растения осуществляют синтез органических веществ, используя энергию излучения Солнца. Фотосинтез(рис.10) - самый крупный из химических процессов на Земле. Энергия солнечного света при участии хлорофилла запасается в продуктах фотосинтеза именно в углеводах:
Синтез углеводов протекает согласно циклу Кальвина (рис.11) и распадается с выделением энергии по циклу Кребса (рис.12)- это наиболее важные окислительно-восстановительные реакции в организмах, поддерживающие жизнь на нашей планете.
AlCl3 + 3Na(Hg) = Al + 3NaCl3 + Hg
Продукты реакции он обработал водой для растворения хлорида натрия NaCl ,а из остатка, содержащего амальгаму алюминия, удалил нагреванием ртуть. Так в 1825 г. Впервые был получен алюминий.
В 1827 г. Немецкому химику Вёлеру также удалось выделить алюминий, используя реакцию восстановления гексафторалюмината натрия металлическим калием:
Алюминий в этом случае легко отделяется от фторидов калия KFи натрия NaF, хорошо растворимых в воде.
Na[AlCl4] + 3Na= Al + 4NaCl.[1]
Нержавеющая железная колонна
Эта знаменитая Кутубская колонна высотой около семи метров и массой 6,5 т. Надпись на колонне говорит о том, что она была поставлена в 9 в. До н. э. Ржавление железа- образование метагидроксида железа FeO(OH)- связано со взаимодействием его с влагой и кислородом воздуха:
Однако эта реакция при отсутствии в железе различных примесей, и прежде всего углерода, кремния и серы, не протекает. Колонна была изготовлена из очень чистого материала: железа в колонне оказалось 99,72%. Этим и объясняется её долговечность и коррозионная устойчивость.[1]
Польза пероксида. Пероксид водорода H2O2, вернее, его водный 3%-й раствор, известен как крововосстанавливающее средство при травмах кожи. При лечении открытых травм H2O2 служит для обогащения крови больного кислородом O2 непосредственно возле поврежденного места тела:
2O -1 - 2e - → O2 0 (окисление) 1
2O -1 + 2e - → 2O -2 (восстановление) 1
После хирургической обработки раны пациенту делают инъекции 0,01%-го водного раствора пероксида водорода, вводя его в артерии, снабжающие кровью орган или участок тела.[1]
Озонное старение каучуков, резин и пластмасс.
Скорость реакции озона с двойной связью С=С в 100 000 раз выше, чем скорость реакции озона с одинарной связью С-С. Поэтому от озона в первую очередь страдают каучуки и резины.
Озон реагирует с двойной связью с образованием промежуточного комплекса:
У комплекса есть две возможности:
1) Образовать молозонид:
2) При соударении с другой молекулой олефина (каучука) дать исходные продукты:
Основной путь предотвращения озонной деструкции и резин – поиск веществ, которые реагируют с озоном быстрее, чем озон реагирует с двойными связями каучуков и резин.Примеры реакций антиозонантов с озоном:
В технологической практике наибольший эффект достигается при применении антиозонантов в сочетании с восками (предельные углеводороды).
Заключение.
Изучение окислительно-восстановительных реакций является актуальной задачей в настоящее время. Они принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и играют важную роль в природе и технике. Около 80% всех химических превращений происходит в живой и неживой природе в результате процессов окисления-восстановления. Проявление различных жизненных функций организма связано сзатратой энергии, которую наш организм получает из пищи в результате окислительно-восстановительных реакций.
Весь окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают окислительно-восстановительные процессы. Это фотосинтез и круговорот веществ, гниение и брожение, нервная деятельность человека и животных.
Большинство химических процессов , осуществляемых человеком в его практической деятельности, представляют собой окислительно-восстановительные реакции. Их можно наблюдать при сгорании топлива в топках паровых котлов и двигателей внутреннего сгорания, в процессах коррозии металлов. Получение металлов и неметаллов, кислот, щелочей, строительных материалов, высокомолекулярных соединений, медикаментов и т.д. основано на использовании окислительно- восстановительных реакций
В последние годы разработаны электрохимические преобразователи информации и электрохимические устройства, в основе действия которых лежат законы электролиза. Широко используются в технике различные источники тока.
Окислительно-восстановительные процессы, протекающие в природе и технике, нередко наносят огромный ущерб. В качестве примеров можно привести коррозию металлов, лесные пожары, окисление азота при сжигании топлива, образование чрезвычайно токсичных диоксидов и т.д. При помощи окислительно- восстановительных реакций проводят анализ различных веществ, очищают многие вещества, природные и сточные воды, газовые выбросы электростанций и т.д. [11]
1.1 Правила расчёта степени окисления (СО)……………..……….
Глава 2. КЛАССИФИКАЦИЯ ОКИСЛИТЕЛЬНО – ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ……………………….….……
2.1 Межмолекулярные окислительно –восстановительные реакции ……………….………………………..…………………..…
2.2 Внутримолекулярные окислительно –восстановительные реакции ……………….………………………..…………………..…
Глава 3. МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА………………..……
5.2 Этапы развития представлений об окислительно – восстановительных реакциях………………………………………..
Химия – фундаментальная наука, тесно связанная с материальным миром знакомство с химией как с наукой начинается со школьного урока. Именно на уроке впервые зарождается интерес к науке химии, именно на уроке ребята учатся писать первые химические формулы и уравнения реакций, именно на уроке начинают понимать химическую картину мира.
Окружающий мир постоянно изменяется. С каждым годом во все области человеческой деятельности поступает огромное количество различных веществ, роль химических знаний становится очевидной, и ценность их постоянно возрастает. Именно знания о химических процессах в значительной степени могут обеспечить экологически грамотное отношение к природе и умелое обращение с веществами. Глубокое изучение основ химии очень важно специалистам большинства отраслей народного хозяйства: будущим врачам, химикам-технологам, инженерам – биотехнологам, военным специалистам, агрономам, ветеринарам и т. д.
Окислительно-восстановительные процессы принадлежат к числу наиболее распространенных химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. Окисление-восстановление - один из важнейших процессов природы. С этими реакциями связана жизнь любого живого существа: процессы обмена веществ в организме, фотосинтез, гниение и брожение. Окислительно-восстановительные реакции можно наблюдать при сгорании топлива, коррозии металлов, электролизе и выплавке металлов. С их помощью получают щелочи, кислоты и многие другие ценные химические вещества. Эти же реакции лежат в основе преобразования химической энергии в электрическую в гальванических и топливных элементах. Таким образом, окружающий нас мир можно рассматривать как гигантскую химическую лабораторию, в которой ежесекундно протекают химические реакции в основном окислительно-восстановительные.
Развитие представлений об окислительно-восстановительных реакциях началось с работ русского ученого и педагога С.В. Дайна, преподавателя Томского технологического института, который не только сформулировал и обобщил принципиальные особенности этого типа реакций, но и разработал методический подход к трактовке и изучению ОВР, как ряда последовательных стадий. Он теоретически обосновал и развил практические методы подбора стехиометрических коэффициентов в реакциях данного типа, фактически не претерпевшие изменений до настоящего времени.
При изучении школьного курса химии основной из задач учителя является формирование ключевых понятий (информационных, интеллектуальных, организационных, социальных, жизненных, предметных: обобщенно-теоретических и прикладных) у учащихся.
Если понятия не сформированы, то не могут быть усвоены ни законы, ни теории, поэтому данная проблема находится в центре внимания методистов и учителей. Согласно данным психолого-дидактических исследований можно выделить ключевые шаги формирования понятий:
применение понятий при усвоении новых знаний;
уточнение и закрепление содержания понятий.
Особенностью программы по химии является её концентричность, т.е. повторяемость из года в год одних и тех же тем с добавлением новых сведений, что способствует усвоению курса химии за весь период обучения. Такой подход делает процесс формирования понятий преемственным и непрерывным.
Изучение окислительно-восстановительных реакций вызывает у учащихся определенные трудности. Особенно сложно воспринимаются такие реакции в курсе органической химии, а между тем данная тема включена в задания части А, Б, С при сдаче экзамена в форме ЕГЭ. Все это требует поисков новых, нестандартных решений, оптимизации способов подачи материала.
- Глава 1. ПРИЗНАКИ ОИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ. СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ
- Глава 2. КЛАССИФИКАЦИЯ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ
- Глава 4. НАПРАВЛЕННОСТЬ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ В РАСТВОРАХ
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это такие химические реакции, в которых происходит передача электронов от одних частиц (атомов, молекул, ионов) к другим, в результате чего степень окисления атомов, входящих в состав этих частиц, изменяется.
Наличие атомов, у которых в ходе реакции изменяется степень окисления - характерный признак ОВР.
Степень окисления (СО) – формальный заряд, который можно приписать атому, входящему в состав какой-либо частицы (молекулы, иона), исходя из предположения о чисто ионном характере связи в данной частице (частица состоит из ионизированных атомов).
1.1 Правила расчета степени окисления (СО)
Сумма СО всех атомов в частице равна заряду этой частицы (в простых веществах СО всех атомов равна 0).
В соединениях с ионным и ковалентно-полярным характером связи более электроотрицательным атомам соответствует более низкая СО. В бинарных ионных соединениях, атомы неметалла, как правило, проявляют минимальные СО.
Постоянную степень окисления имеют атомы: щелочных металлов (+1), щелочноземельных металлов (+2), водорода (+1) (кроме гидридов NaH, CaH2 и др., где степень окисления водорода -1), кислорода (-2) (кроме F2 -1 O +2 и пероксидов, содержащих группу –O–O–, в которой степень окисления кислорода -1). Например, в CaO2: СО(Сa)= +2, СО(О)= -1.
Степени окисления атомов в простых веществах равны нулю (Na 0 ; H2 0 ).
Максимальная СО равна номеру группы (для короткопериодного варианта периодической таблицы элементов Д.И. Менделеева), за исключением ряда элементов, входящих в VIIIБ и IБ-подгруппы, и некоторых f-элементов. Минимальная СО неметаллов = Nгр -8 . Например P +5 и P -3 , S +6 и S -2 .
Окислитель (Ox) – частица, которая в ходе ОВР приобретает электроны.
Восстановитель (Red) – частица, которая в ходе ОВР отдаёт электроны.
Восстановление – процесс, в ходе которого окислитель приобретает электроны и переходит в сопряжённую восстановленную форму. При восстановлении степень окисления понижается:
Mn +4 + 2ē → Mn +2 ; S 0 + 2ē → S -2 ; Cr +6 +3ē → Cr +3 ;
Cl2 0 +2ē → 2Cl - ; O2 0 + 4ē → 2O -2 .
Окисление – процесс, в ходе которого восстановитель отдаёт электроны и переходит в сопряжённую окисленную форму.
При окислении степень окисления повышается:
H2 0 - 2ē → 2H + ; S -2 - 2ē → S 0 ; Al 0 - 3ē → Al +3 ;
Fe +2 - ē → Fe +3 ; 2Br - - 2ē → Br2 0 .
Условная форма записи ОВР:
Cu 2+ + Zn 0 = Zn 2+ + Cu 0
Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции
Окислитель и восстановитель находятся в разных веществах; обмен электронами в этих реакциях происходит между различными атомами или молекулами:
S - восстановитель; O2 - окислитель
Внутримолекулярные окислительно - восстановительные реакции
Во внутримолекулярных реакциях окислитель и восстановитель находятся в одной и той же молекуле. Внутримолекулярные реакции протекают, как правило, при термическом разложении веществ, содержащих окислитель и восстановитель.
2KCl +5 O -2 → 2KCl -1 + 3O 0
Cl +5 - окислитель; О -2 – восстановитель
Диспропорционирование
Диспропорционирование - окислительно-восстановительная реакция, в которой один элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.
Cl 2 0 + 2KOH → KCl +1 O + KCl -1 + H2O
Глава 3. МЕТОД ЭЛЕКТРОННОГО БАЛАНСА
Уравнивание ОВР основано на записи полуреакций окисления и восстановления.
Алгоритм метода:
Найти атомы, у которых изменяется СО, и составить схему полуреакций окисления и восстановления с участием этих атомов.
Уравнять каждую полуреакцию, добиваясь:
материального баланса (равенства числа атомов каждого элемента в правой и левой частях уравнения)
баланса по зарядам (равенства суммарных зарядов в правой и левой частях уравнения реакции). Для этого к левой части полуреакции добавляют или вычитают из неё необходимое количество электронов.
Умножить каждую полуреакцию на коэффициенты:
учитывающие стехиометрию реагирующих (образующихся) молекул (численное отношение между атомами в полуреакциях должно соответствовать стехиометрии молекул)
для достижения электронного баланса: сумма отданных электронов должна быть равна сумме принятых электронов.
Сложить полуреакции (при этом Σe = 0).
Проверить материальный баланс.
Одна из ключевых задач химии – предсказание направления и глубины протекания химической реакции. В случае ОВР имеется удобная возможность экспериментального
определения как максимальной полезной электрохимической работы
при постоянных давлении (р) и температуре (Т): . Знак “-“ перед Аэл.хим соответствует термодинамической системе знаков. Он означает, что система совершает работу Аэл.хим над окружающей средой. Неравенству соответствует протекание неравновесного и необратимого процесса, равенство выполняется для обратимых равновесных окислительно-восстановительных процессов, в которых отсутствуют другие виды работ (кроме работы расширения р∆V): Действительно, характерная особенность ОВР, отличающая этот вид химических реакций от других, состоит в том, что процессы окисления и восстановления можно пространственно разделить, если проводить реакцию в электрохимической цепи. При этом удаётся осуществить перенос электронов через металлический проводник и измерить величину, непосредственно
связанную с Аэл.хим, а именно электродвижущую силу (ЭДС).
Рассмотрим устройство и работу электрохимической цепи на примере элемента Даниэля (рис.1). Он состоит из цинкового электрода, погруженного в раствор сульфата цинка, и медного электрода, погруженного в раствор сульфата меди. Электроды соединены металлическим проводником, а растворы – солевым мостиком. Солевой мостик – это трубка, заполненная концентрированным раствором электролита с равными или близкими подвижностями анионов и катионов (например, КCl). Один конец трубки погружён в раствор ZnSO4, другой – CuSO4. При погружении металлического проводника в раствор, содержащий катионы того же самого металла, устанавливается динамическое равновесие между катионами М n+ , находящимися в растворе, и атомами М на поверхности электрода: М n+ + ne=М.
Часть атомов М в виде катионов М n+ переходит в раствор, в тоже время катионы М n+ могут восстанавливаться на поверхности электрода. Если преобладает прямая реакция, то пластина заряжается положительно, а раствор вблизи электрода отрицательно. Если преимущественно идёт обратная реакция, то пластина заряжается отрицательно, а раствор вблизи электрода – положительно. В любом случае в результате пространственного разделения зарядов противоположного знака на границе электрод – раствор образуется разность потенциалов - двойной электрический слой. Величина электрического потенциала электрода называется
электродным потенциалом (обозначение или ). Она зависит от температуры, природы металла, состава раствора и концентрации катионов M n+ . Чем активнее металл, тем ниже его электродный потенциал, в частности . Для того, чтобы в электрохимической цепи протекала окислительно-восстановительная реакция, необходимо, чтобы электроды были соединены проводником, а растворы - солевым мостиком. В этом случае электроны перемещаются от электрода с меньшим потенциалом (Zn) к электроду с большим потенциалом (Cu).
Элемент Даниэля.
Э лектрод, на котором протекает процесс окисления, называется анодом Zn 0 –2e = Zn 2+ . Электрод, на котором протекает процесс восстановления, называется катодом Сu 2+ + 2e = Cu 0 .
Если ОВР в электрохимической цепи протекает самопроизвольно, то такая цепь называется гальваническим элементом. Гальванические элементы находят применение в качестве химических источников тока. Если ОВР идёт под внешним воздействием в направлении, противоположном самопроизвольному, то такая электрохимическая цепь называется электролитической ячейкой. В ней протекает электролиз. Действительно, если к элементу Даниэля подключить внешний источник тока и подать на Сu- и Zn-электроды достаточно большие положительный и отрицательный потенциалы, соответственно, то на электродах будут протекать процессы, противоположные самопроизвольным:
Читайте также: