12:06

Урок 5. Теория окислительно-восстановительных реакций

Химия. Онлайн учебник → Теория окислительно-восстановительных реакций

Внешние эффекты, сопровождающие химические реакции

Создание осадка: AgNO₃+HCl=AgCl+HNO₃; (AgCl - белый осадок)
Выделение газа: NaHCO₃+HCl=NaCl+CO₂+H₂O; (CO₂ - газ)
Смена окраски: FeCl₃+3KSCN=3KCl+Fe(SCN)₃; (FeCl₃ - желтый, 3KSCN - бесцветный, Fe(SCN)₃ - красный)
Появление запаха: FeS+2HNO₃=Fe(NO₃)₂+H₂S; (H₂S - запах тухлый яиц)
Выделение тепла: HCl+KOH=KCl+H₂O+Q; (Q - тепло)
Выделение тепла и света: CH₄+2O₂=CO₂+2H₂O+Q+hv. (Q - тепло, hv - свет)

Теория окислительно-восстановительных реакций

Атомы молекулы, или ионы, отдающие электроны и подвергаются окислению, называются восстановителями, а сам процесс отдачи электронов - окислением.

Примеры: Cu(0)-2e→Cu(2+); 2Br(-1)-2e→Br2(0); Fe(+2)-1e→Fe(+1);

Атомы молекулы, или ионы, присоединяющие электроны и подвергающиеся обновлению, называются окислителями, а сам процесс присоединения электронов - восстановлением.

Примеры: Al(+3)+3e→Al(0); S(-2)+2e→S(-2); Fe(+3)+1e→Fe(+2);

Восстановитель -е ⇔ Окислитель; Окислитель +е ⇔ Восстановитель;

Приметы окислительно-восстановительных реакций

Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю, а в соединении (оно создается в результате реакции) является плюсом или минусом.
Процессы окисления и восстановления всегда сопровождают друг-друга. сколько электронов теряют одни частицы, столько электронов присоединяют другие. Теорию окислительно-восстановительных реакций предложил в 1914 г. отечественный ученый Л. В. Писаржевский.

Сложение уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса

1) Fe(0)+2H₂SO₄(+6)→Fe(+2)SO₄+SO₂(+4)+2H₂O

S_{(окислитель)}(+6)+2е→S(+4)	1	S(+6) процесс восстановления
Fe_{(восстановитель)}(0)-2е→Fe(+2)	1	Fe(0) процесс окисления

2) 2Fe(0)+6H₂SO₄(+6)→Fe(+2)(SO₄)₃+3SO₂(+4)+6H₂O

Fe_{(восстановитель)}(0)-3е→Fe(+3)	3		2	процесс окисления
		6
S_{(окислитель)}(+6)+2е→S(+4)	2		3	процесс восстановления

Проверку правильности написания уравнения можно ограничить подсчетом количества атомов одного любого элемента, например Водорода или Кислорода.

Ж. Гей-Люссак в 1808 г. открыл закон объемных соотношений газов: объем газов, вступивших в реакцию и создавшихся в результате реакции, соотносятся как простые целые числа.

Со временем ученые установили, что эти числа являются соответствующими коэффициентами в химических уравнениях.

Автор: Гончаренко Л. И. (ula-books.com.ua)

Химические реакции: (часть 1) (часть 2) (часть 3)

< Урок 4 | Химия. Онлайн учебник | Урок 6 >