Шестиэлектронные реакции

Окислительно-восстановительные реакции. урок. Химия 11 Класс

Шестиэлектронные реакции

В ходе урока мы изучим тему «Окислительно-восстановительные реакции». Вы узнаете определение данных реакций, их отличия от реакций других типов. Вспомните, что такое степень окисления, окислитель и восстановитель. Научитесь составлять схемы электронного баланса для окислительно-восстановительных реакций, познакомитесь с классификацией окислительно-восстановительных реакций.

Тема: Окислительно-восстановительные реакции

Урок: Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными. Изменение степеней окисления происходит из-за перехода электронов от восстановителя к окислителю. Степень окисления – это формальный заряд атома, если считать, что все связи в соединении являются ионными.

Окислитель – это вещество, молекулы или ионы которого принимает электроны. Если элемент является окислителем, его степень окисления понижается.

О02 +4е-→ 2О-2 (Окислитель, процесс восстановления)

Процесс приема веществами электронов называется восстановлением. Окислитель в ходе процесса восстанавливается.

Восстановитель – это вещество, молекулы или ионы которого отдают  электроны. У восстановителя степень окисления повышается.

S0 -4е- →S+4 (Восстановитель, процесс окисления)

Процесс отдачи электронов называется окислением. Восстановитель в ходе процесса окисляется.

Пример №1. Получение хлора в лаборатории

В лаборатории хлор получают из перманганата калия и концентрированной соляной кислоты. В колбу Вюрца помещают кристаллы перманганата калия. Закрывают колбу пробкой с капельной воронкой.

В воронку наливается соляная кислота. Соляная кислота приливается из капельной воронки. Сразу же начинается энергичное выделение хлора.

Через газоотводную трубку хлор постепенно заполняет цилиндр, вытесняя из него воздух. Рис. 1.

Рис. 1

На  примере этой реакции рассмотрим, как составлять электронный баланс.

1. Запишем схему этой реакции:

KMnO4 +  HCI = KCI + MnCI2 + CI2 + H2O

2. Расставим степени окисления всех элементов  в веществах, участвующих в реакции:

K+Mn+7O-24 +  H+CI- = K+CI- + Mn+2CI-2 + CI02 + H+2O-2

Степени окисления поменяли марганец и хлор.

3. Составляем схему, отражающую процесс перехода электронов:

Mn+7+5е- = Mn+2 окислитель, процесс восстановление

2 CI- -2е- = CI02   восстановитель, процесс окисление

4. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого находим наименьшее общее кратное  для чисел 5 и 2. Это 10. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

Mn+7+5е- = Mn+2   2

2 CI- -2е- = CI02   5

5. Переносим коэффициенты в исходную схему и преобразуем уравнение реакции.

2KMnO4 + ? HCI = ?KCI + 2MnCI2 + 5CI2 +? H2O

Однако перед формулой соляной кислоты не поставлен коэффициент, так как не все хлоридные ионы участвовали в окислительно-восстановительном процессе.

Метод электронного баланса позволяет уравнивать только ионы, участвующие в окислительно-восстановительном процессе. Поэтому нужно уравнять количество ионов, не участвующих в окислительно-восстановительной реакции.

А именно катионов калия, водорода и хлоридных анионов. В результате получается следующее уравнение:

2KMnO4 + 16 HCI = 2KCI + 2MnCI2 + 5CI2 + 8H2O

Пример №2. Взаимодействие меди с концентрированной азотной кислотой. Рис. 2.

В стакан с 10 мл кислоты поместили «медную» монету. Быстро началось выделение бурого газа (особенно эффектно выглядели бурые пузырьки в еще бесцветной жидкости). Все пространство над жидкостью стало бурым, из стакана валили бурые пары. Раствор окрасился в зеленый цвет. Реакция постоянно ускорялась.

Примерно через полминуты раствор стал синим, а через две минуты реакция начала замедляться. Монета полностью не растворилась, но сильно потеряла в толщине (ее можно было изогнуть пальцами). Зеленая окраска раствора в начальной стадии реакции обусловлена продуктами восстановления азотной кислоты.

Рис. 2

1. Запишем схему этой реакции:

Cu + HNO3 = Cu (NO3)2 + NO2↑ + H2O

2. Расставим степени окисления всех элементов  в веществах, участвующих в реакции:

Cu0 + H+N+5O-23 = Cu+2(N+5O-23)2 + N+4O-22↑ + H+2O-2

Степени окисления поменяли медь и азот.

3. Составляем схему, отражающую процесс перехода электронов:

N+5+е- = N+4 окислитель, процесс восстановление

Cu0 -2е- = Cu+2  восстановитель, процесс окисление

4. Уравняем число отданных и принятых электронов. Для этого находим наименьшее общее кратное для чисел 1 и 2. Это 2. В результате деления наименьшего общего кратного на число отданных и принятых электронов, находим коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

N+5+е- = N+4   2

Cu0 -2е- = Cu+2  1

5. Переносим коэффициенты в исходную схему и преобразуем уравнение реакции.

Cu + ?HNO3 = Cu (NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O

Азотная кислота участвует не только в окислительно-восстановительной реакции, поэтому коэффициент сначала не пишется. В результате, окончательно получается следующее уравнение:

Cu + 4HNO3 = Cu (NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O

Классификация окислительно-восстановительных реакций

1. Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции.

Это реакции, в которых окислителем и восстановителем являются разные вещества.

Н2S-2 + Cl02 → S0 + 2HCl-

2. Внутримолекулярные реакции, в которых окисляющиеся и останавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:   

2H+2O-2 → 2H02 + O02

3. Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) – реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:

Cl02 + H2O → HCl+O + HCl-

4. Конпропорционирование (Репропорционирование) – реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления

5. N-3H4N+5O3 → N+2O + 2H2O

Важнейшие окислители и восстановители.

Основные окислители и восстановители приведены в таблице 1.

ВосстановителиОкислители
1. Простые вещества – металлы1. Простые вещества – неметаллы: галогены, кислород, озон
2. Простые вещества – неметаллы (С, Н2, Si)2. Оксиды металлов в высоких степенях окисления CrO3, Mn2O7, MnO2, PbO2
3. Пероксид водорода Н2О23. Пероксид водорода Н2О2
4. Оксиды неметаллов (NO, SO2, CO и др.)4. Кислородсодержащие кислоты и их соли: азотная, серная, марганцевая и др.
5. Кислородсодержащие кислоты: сернистая, азотистая, фосфористая и их соли5. Соли кислот хрома: хроматы, дихроматы, кислородные кислоты хлора: хлорноватистая HClO, хлорноватая HClO3, хлорная HClO4 и их соли.
6. Бескислородные кислоты: сероводородная, хлороводородная и др. и их соли6. Соли некоторых металлов в высоких степенях окисления: AgNO3, CuSO4 и др.
7. Соли, в которых металлы находятся не в высших степенях окисления: SnCl2, FeSO4, Cr2(SO4)3,MnSO4 и др.
8. Аммиак NH3

Табл. 1. Основные окислители и восстановители

Факторы, влияющие на конечные продукты реакции

При протекании окислительно-восстановительных реакций, конечные продукты зависят от многих факторов.

· Состав реагирующих веществ

· Температура

· Концентрация

· Кислотность среды

Рассмотрим это в случае реакции с перманганатом калия. Продукты его восстановления зависят от кислотности среды, что можно изобразить схемой:

Например, при взаимодействии перманганата калия с нитритом калия в кислой среде

Красно-фиолетовая окраска раствора переходит в бесцветную окраску.

В нейтральной среде образуется MnO2 и окраска меняется с красно-фиолетовой на коричневую.

В щелочной среде при восстановлении перманганата калия образуется манганат калия K2 MnO4, который окрашен в зеленый цвет.

Окислительно-восстановительные процессы происходят в живых организмах, они широко распространены в природе: деятельность вулканов, грозовые разряды и др. многие технологические процессы основаны на окислении и восстановлении. Это и получение металлов, горение, синтез оксидов серы и азота при производстве кислот, получение аммиака.

Подведение итога урока

В ходе урока была изучена тема «Окислительно-восстановительные реакции». Вы узнали определение данных реакций, их отличия от реакций других типов. Вспомнили, что такое степень окисления, окислитель и восстановитель. Учились составлять схемы электронного баланса для окислительно-восстановительных реакций, познакомились с классификацией окислительно-восстановительных реакций.

Список литературы

1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.

3. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень.  2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Internerurok.ru (Источник).

2. Hemi.nsu.ru (Источник).

3. Chemport.ru (Источник).

4. Химик (Источник).

Домашнее задание

1. №№1-3 (с. 162) Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень.  2-е изд., стер. – М.: Дрофа, 2007. – 220 с.

2. Почему аммиак проявляет только восстановительные свойства, а азотная кислота – только окислительные?

3. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции получения азотной кислоты, используя метод электронного баланса: ?NO2 + ?H2O + O2 = ?HNO3

Источник: https://interneturok.ru/lesson/chemistry/11-klass/bfazovye-sostoyaniya-vewestv-dispersnye-sistemy-chistye-vewestva-i-smesi-istinnye-rastvory-sposoby-v/okislitelno-vosstanovitelnye-reaktsii-2

Электронные эффекты в молекулах: виды и механизм передачи. Классификация органиче-ских реакций

Шестиэлектронные реакции

Электронные эффекты — смещение электронной плотности в молекуле,ионе или радикале под влиянием заместителей.

Заместителем считается любой атом (кроме водорода) или группа атомов,связанная с атомом углерода.

Различают индуктивный и мезомерный электронные эффекты заместителей.

+М-эффект характерен для групп -OH и -NH2 . -М-эффект проявляют заместители с электроотрицательными атомами и смещающие электронную плотность на себя. -М-эффект характерен для групп -CH=O, -COOH, -NO2.

Хотя эти группы имеют неподеленные электронные пары,пространственное расположение орбиталей с этими электронами не позволяет им вступать в систему сопряжения.

Таким образом, в данном случае заместитель может лишь оттягивать электроны из общей системы сопряжения за счет своей более высокой электроотрицательности.

Вопрос 9

Кислотность и основность органических соединений.

Для оценки кислотности и основности органических соединений наибольшее значение имеют две теории – теория Бренстеда и теория Льюиса.

По теории Льюиса кислотные и основ­ные свойства соединений определяются их способностью принимать или отдавать пару электронов с образованием связи. В соответствии с принципом ЖМКО кислоты и основания Льюиса делятся на жесткие и мягкие.

Кислотами Льюиса могут быть атомы, молекулы или катионы, обладающие вакантной орбиталью и способные принимать пару электронов с образованием ковалентной связи.

Кислоты Льюиса – акцепторы пары электронов; основания Льюиса – доноры пары электронов. Основания Льюиса (атом, молекула или анион) должны обладать по крайней мере одной парой валентных электронов, которую они способны предоставить партнеру для образования ковалентной связи. Все основания Льюиса представляют собой нуклеофильные реагенты.

По теории Бренстеда (протолитической теории) кислотность и основность соединений связывается с переносом протона Н+. Кислота и основание образуют сопряженную кислотно-основную пару, в которой чем сильнее кислота, тем слабее сопряжен­ное ей основание, и напротив, чем сильнее основание, тем слабее сопряженная ему кислота.

Кислоты Бренстеда (протонные кислоты) – нейтральные молекулы или ионы, способные отдавать протон (доноры протонов).

Основания Бренстеда – нейтральные молекулы или ионы, способные присоединять протон (акцепторы протонов).

Кислотность и основность являются не абсолютными, а относительными свойствами соединений: кислотные свойства обнаруживаются лишь в присутствии основания; основные свойства – только в присутствии кислоты. В качестве растворителя при изучении кислотно-основных равновесий обычно используется вода.

В зависимости от природы элемента, с которым связан про­тон, различают ОН- кислоты (карбоновые кислоты, фенолы, спирты), SH-кислоты (тиолы), NН-кислоты (амины, амиды, имиды), СН-кислоты (углеводороды и их произ­водные). Элемент и связанный с ним атом водорода называют кислотным центром.

Во всех случаях присутствует сдвиг электронной плотности от атома водорода к более электроотрицательному атому, протону более или менее легко отщепиться.

Чем выше электроотрицательность элемента, с которым связан протон, тем больше кислотность соединения (так, карбоновые кислоты являются более сильными кислотами, чем тиолы или амины).

Наличие в молекуле электроноакцепторных групп, обладающих отрицательными электронными эффектами, увеличивает положительный заряд на протоне, что приводит к усилению кислотных свойств.

Для образования ковалентной связи с протоном основания Бренстеда должны предоставлять либо неподелениую пару электронов, либо электроны p-связи. В соот­ветствии с этим основания Бренстеда делятся на п-основания и p-основания.

n-основания могут быть нейтральными или отрицательно за­ряженными. Как правило, анионы обладают более сильно выра­женным основным характером, чем нейтральные вещества. То есть амид-ион NН2– или гидроксид-ион НО– по основности превосходят аммиак NН3 и воду Н2О.

В p-основаниях, к которым относятся алкены, алкадиены, арены, центром основности, т.е. местом присоединения протона, являются электроны p-связи. Это очень слабые основания, так как протонируемые электронные пары несвободны.

Наличие электронодонорных заместителей увеличивает основность органических соединений.

1. Зависимость кислотности от гетероатома.

Под природой гетероатома понимают его электроотрицательность (Э.О.) и поляризуемость. Чем больше (Э.О.) тем легче осуществляется гетеролитический разрыв в молекуле. В периодах слева направо с ростом заряда ядра растет (Э.О), т.е.

способность элементов удерживать отрицательный заряд. В результате смещения электронной плотности связь между атомами поляризуется.

Чем больше электронов и чем больше радиус атома, тем дальше электроны внешнего энергетического уровня расположены от ядра, тем выше поляризуемость и выше кислотность.

Пример: СН- NH- OH- SH-

увеличение Э.О. и кислотности

С, N,О – элементы одного периода. Э.О. по периоду растет, кислотность увеличивается. В этом случае поляризуемость влиять на кислотность не будет.

Поляризуемость атомов в периоде изменяется незначительно, поэтому главным фактором определяющим кислотность является Э.О.

Теперь рассмотрим ОН- SH-

увел-е кислотности

О, S – находятся в одной группе, радиус в группе сверху вниз увеличивается, следовательно, растет и поляризуемость атома, что ведет к увеличению кислотности. У S радиус атома больше, чем у О, поэтому тиолы проявляют более сильные кислотные свойства по сравнению со спиртами.

2. Влияние углеводородного радикала и присутствующих в нем заместителей

Электроноакцепторные (Э.А.) заместители способствуют делокализации электронной плотности, что ведёт к стабильности аниона и соответственно увеличению кислотности.

Электронодонорные (Э.Д.) заместители наоборот способствуют концентрации электронной плотности в кислотном центре, что ведет к понижению кислотности и увеличению основности.

Влияние растворителя.

Взаимодействие молекул или ионов растворенного вещества с растворителем называется процессом сольватации. Стабильность аниона существенно зависит от его сольватации в растворе: чем больше ион сольватирован, тем он устойчивее, а сольватация тем больше, чем меньше размер иона и чем меньше делокализация в нем отрицательного заряда.



Источник: https://infopedia.su/8x116e7.html

Метод электронного баланса — Химия для Степы

Шестиэлектронные реакции
Алгоритм метода:

Краткий алгоритм:

Шаг 1: 

а) находим «простые» степени окисления

б) находим «сложные» степени окисления

Шаг 2: 

Переписываем уравнение со степенями окисления. Подчеркиваем РОЗОВЫМ все элементы, которые меняют степень окисления ВО ВСЕХ СОЕДИНЕНИЯХ, где они присутствуют. Если видим, что элемент работает в двух ролях, дублируем в формуле соединения для каждой роли.

Шаг 3:

а) Рисуем «образец» картинки для Н2О

б) Рисуем картинку для текущей реакции. Определяем окислитель и восстановитель

в) Разрешаем все роли в реакции: ОКИСЛИТЕЛЬ, ВОССТАНОВИТЕЛЬ, НЕЙТРАЛЬНЫЙ ЭЛЕМЕНТ (если есть)

Шаг 4: 

Составляем уравнения электронного балланса (с описанием роли в начале строки). подчеркиваем ВНУТРЕННИЕ коэффициенты

Шаг 5:

Отчеркиваем черту справа. Первая колонка — количество электронов в реакции. Вторая — общее число. Третья — приведенные коэффициенты

Шаг 6:

а) ставим коэффициенты около веществ, участвующих в роли окислителя и восстановителя, учитывая внутренние. Фиксируем эти коэффициенты.

б) Ставим коэффициенты у «простых» веществ: сначала у «необычных» веществ, потом у «минимальных» (Н, О).

в) 

_____________________________

Пример 1

Даны компоненты реакции:

Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O

Шаг 1. 

Определим известные степени окисления по правилам 

Ag0 + H+1N O-23 → Ag N O-23 + N O-2 + H+12O-2 

Используя правило 0 заряда молекул, найдем следующие степени окисления:

найдем степень оксиления N:

H+1N+5O-23 ,

Зная, что N+5 

Найдем степень окисления Ag 

 Ag+1N+5O-23

Шаг 2.

Запишем уравнение в новом виде, с указанием  степени окисления каждого из элементов, участвующих в химической реакции.   Подчеркиваем ВСЕ элементы, которые меняют степени окисления, во ВСЕХ соединениях, чтобы их не терять

Ag0 + H+1N+5O-23 → Ag+1N+5O-23 + N+2O-2 + H+12O-2

Видим, что N работает в двух ролях, поэтому разбиваем эти роли:

Ag0 + H+1N+5O-23 + H+1N+5O-23 → Ag+1N+5O-23 + N+2O-2 + H+12O-2

Шаг 3.

Вспоминаем картинку для определения ролей: 

Рисуем картинку для наших веществ, смотрим направление стрелок, вычисляем окислитель и восстановитель:
Определяем роли в формуле:

Ag0 + H+1N+5O-23 + H+1N+5O-23 → Ag+1N+5O-23 + N+2O-2 + H+12O-2

Шаг 4:

Составляем уравнения электронного балланса:

Восстановитель:    Ag0 — 1e = Ag+1  
Окислитель:          N+5 +3e = N+2 

Шаг 5:

Отчеркиваем вертикальной чертой, и пишем количество электронов, находим наименьшее общее кратное:

Восстановитель:    Ag0 — 1e = Ag+1   | 1     3

                                                    |    3
Окислитель:          N+5 +3e = N+2    | 3     1

Убеждаемся, что внутри уравнений нет самостоятельных (оранжевых) коэффициентов!

Шаг 6:

Начинаем уравнивать. Сначала пишем 3 для Ag и 1 для N-окислителя:

3 Ag0 + 1 H+1N+5O-23 + H+1N+5O-23 → 3 Ag+1N+5O-23 + 1 N+2O-2 + H+12O-2

Далее мы можем трогать только те части, которые не задействованы в окислении — восстановлении

Справа больше N

3 Ag0 + 1 H+1N+5O-23 + 3 H+1N+5O-23 → 3 Ag+1N+5O-23 + 1 N+2O-2 + H+12O-2

Слева больше H

3 Ag0 + 1 H+1N+5O-23 + 3 H+1N+5O-23 → 3 Ag+1N+5O-23 + 1 N+2O-2 + 2 H+12O-2

Составляем таблицу с элементами:

 Элемент СлеваСправа
 Ag-восст 3 3
 H+1+3=4 2*2=4
N-окисл 1 1
 N+5 3 3
 О-23+3*3=12 3*3+1+2=12

Убеждаемся, что все совпало

Приводим реакцию в окончательный вид, складывая одинаковые вещества:

3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O 

Проверяем, что все коэффициенты не имеют общего делителя!

_____________________________

Пример 2:

Дано уравнение

Cl2 + KOH = KCl + KClO3 + H2O

Шаг 1. 

Определим известные степени окисления по правилам 

Cl02 + KO-2H+1 → KCl + KClO-23 + H+12O-2 

Найдем степень окисления K

K+1O-2H+1

Зная K+1

K+1Cl-1 и K+1Cl+5O-23 

Cl02 + K+1O-2H+1 → K+1Cl-1 + K+1Cl+5O-23 + H+12O-2 

Шаг 2.

Запишем уравнение в новом виде, с указанием  степени окисления каждого из элементов, участвующих в химической реакции.   Подчеркиваем ВСЕ элементы, которые меняют степени окисления, во ВСЕХ соединениях, чтобы их не терять

Cl02 + K+1O-2H+1 → K+1Cl-1 + K+1Cl+5O-23 + H+12O-2 

Видим, что Cl работает в двух ролях, поэтому разбиваем эти роли:

Cl02 + Cl02 + K+1O-2H+1 → K+1Cl-1 + K+1Cl+5O-23 + H+12O-2 

Шаг 3.

Вспоминаем картинку для определения ролей: 

Рисуем картинку для наших веществ, смотрим направление стрелок, вычисляем окислитель и восстановитель:

Определяем роли в формуле:

Cl02 + Cl02 + K+1O-2H+1 → K+1Cl-1 + K+1Cl+5O-23 + H+12O-2 

Шаг 4:

Составляем уравнения электронного балланса:

Окислитель:          Cl20  + 2e— = 2 Cl—           

Восстановитель:    Cl20  — 10e— = 2 Cl+5

Шаг 5:

Отчеркиваем вертикальной чертой, и пишем количество электронов, находим наименьшее общее кратное:

Окислитель:          Cl20  + 2e— = 2 Cl—           |     2                    5

                                                                    |            10

Восстановитель:    Cl20  — 10e— = 2 Cl+5        |    10                    1

Шаг 6:

Начинаем уравнивать. Сначала пишем 1 для Cl-восстановителя и 5 для Сl-окислителя, не забывая домножения на оранжевые внутренние коэффициенты!!! :

5 Cl02 + 1 Cl02 + K+1O-2H+1 → 2*5 K+1Cl-1 + 2*1 K+1Cl+5O-23 + H+12O-2 

Далее мы можем трогать только те части, которые не задействованы в окислении — восстановлении

Справа больше K

5 Cl02 + 1 Cl02 + 12 K+1O-2H+1 → 2*5 K+1Cl-1 + 2*1 K+1Cl+5O-23 + H+12O-2 

Слева больше Н и О

5 Cl02 + 1 Cl02 + 12 K+1O-2H+1 → 2*5 K+1Cl-1 + 2*1 K+1Cl+5O-23 + 6 H+12O-2 

Составляем таблицу с элементами:

 Элемент СлеваСправа
 Cl-восст 5*2=10 2*5=10
 H+12 6*2=12
Cl-окисл1*2=2 2*1=2
K+ 12 2*5+2*1=12
O-2122*1*3+6=12

Убеждаемся, что все совпало

Складываем одинаковые вещества:

6 Cl2 + 12 KOH → 10 KCl + 2 KClO3 + 6 H2O

 Проверяем, что все коэффициенты не имеют общего делителя!

Находим общий делитель — 2. Делим:

3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O

источники примеров: 

http://profmeter.com.ua/communication/learning/course/course6/lesson326/ — пример №1 (пр. А)

http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/zadachi-k-razdelu-okislitelno-vosstanovitelnye-reakcii.html — пример №2 (из задачи 5)

Делаем на занятии 

KClO3 = KCl + KClO4

Zn + HNO3 = Zn(NO3)2 + NH4NO3 + H2O

Zn + H2SO4(конц) = ZnSO4 + SO2 + H2O

(ответ http://zadachi-po-khimii.ru/obshaya-himiya/zadachi-k-razdelu-okislitelno-vosstanovitelnye-reakcii.html)

HCl + MnO2 Cl2 + MnCl2 + H2O

H2S + KMnO4 + H2SO4 S + MnSO4 + K2SO4 + H2O

(ответ http://www.alhimikov.net/elektronbuch/Page-28.html)

Источник: https://www.sites.google.com/site/chemistepus/teoreticeskij-blok/metod-elektronnogo-ballnsa

Шестиэлектронные реакции

Шестиэлектронные реакции

Шестиэлектронная разновидность электроциклических реакций подразделяется на пятицентровые и шестицентровые процессы.

Пятицентровые шестиэлектронные реакции

Если в реакции вступают 1,3-диполи, замещенные по одному из концевых атомов непредельными группами — группами, содержащими двойные связи углерод=углерод, углерод=азот, углерод=кислород, или же тройные связи, то реакции являются пятицентровыми, например:

  1. Случай нитрилов и изонитрилов

    Рисунок 1. Случай нитрилов и изонитрилов. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

  2. Случай ацилнитрилов

    Рисунок 2. Случай ацилнитрилов. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Таким образом из ароматических диазониевых солей и азид-ионов образуются пентазолы — крайне неустойчивые соединения, которые содержащт пятичленный азоцикл.

Рисунок 3. Схема реакции. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Шестицентровые шестиэлектронные реакции

Наиболее широко исследованы шестиэлектронные шестицентровые реакции, прототипом которых является превращение гексатриена в циклогексадиен. Эта реакция была осуществлена только в 1964 г.

Ничего непонятно?

Попробуй обратиться за помощью к преподавателям

Рисунок 4. Схема реакции. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Тримеризация алкинов

Еще одним примером шестиэлектронных реакций является тримеризация алкинов, которая представляет собой 2 + 2 + 2 реакцию циклизации, где три алкиновые молекулы реагируют с образованием ароматического соединения. Данная реакция не происходит без помощи металлического катализа; и металлический катализатор компонует кольцо постадийно с помощью промежуточных продуктов.

При тримеризации с участием двух или трех различных ацетиленов, могут образовываться разнообразие региоизомеры. Оперативно, эти реакции, как правило, требуют повышенных температур (> 60 $\circ$ C), а иногда требуют облучения для облегчения диссоциации сильно связанных лигандов окиси углерода.

Дезактивация катализатора может происходить через формирование стабильных, 18-электронных комплексов включающих циклобутадиеновые, циклогексадиеновые и ареновые лиганды.

Наиболее проблематичными побочными продуктами реакции являются циклооктатетраены обусловленные процессами циклотерамеризации и енины, обусловленные димеризацией алкинов.

Рисунок 5. Схема реакции. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Механизм и стереохимия

Наиболее распространенный механизм циклотримеризации ацетиленов начинается с образования металциклопентадиенового комплекса. Окислительная циклизация двух согласованных алкиновых единиц производит металлоцикл либо 3, или 4.

Рисунок 6. Схема реакции. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

После диссоциации третьего лиганда и координации третьего алкина, возможны два пути

  • По первому пути происходит внедрение алкина генерирует металлоциклогептатриена 5,
  • По второму пути в результате [4 + 2] циклоприсоединения генерируется мостиковое соединение 6.

Рисунок 7. Схема реакции. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Также для рутениевых катализаторов предложен и третий путь, который включает формальное [2 + 2] циклоприсоединение алкина с образованием структуры 7, с последующей перегруппировкой, восстановительным элиминированием и арен декомплексированием.

Применение реакций

Циклизация диинов с алкином может обеспечить конденсированные кольцевые системы с высокой экономичностью. Примером такого процесса является синтез эстрона, в котором диин реагент сочетается с ди (триметилсилил) ацетиленом

Рисунок 8. Синтез эстрона. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Если третий алкиновый блок является связанным с первыми двумя, то сразу три цикла могут быть созданы на одной стадии. В примере, приведенном ниже в синтезе был использован катализатор Уилкинсона для катализа внутримолекулярной реакции триина:

Рисунок 9. Схема реакции. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Триины могут циклизоваться в продукты, проявляющие спиральную хиральность. В одном из примеров отмечается формирование трех новых ароматических колец одной стадией из триина:

Рисунок 10. Схема реакции. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Циклизация переходных видов бензинов с алкинами, катализируемая палладием, может также производить ароматические соединения.

Рисунок 11. Схема реакции. Автор24 — интернет-биржа студенческих работ

Источник: https://spravochnick.ru/himiya/periciklicheskie_reakcii_obschaya_harakteristika_periciklicheskih_reakciy/shestielektronnye_reakcii/

Booksm
Добавить комментарий