12:06

Урок 5. Теория окислительно-восстановительных реакций


Химия. Онлайн учебник → Теория окислительно-восстановительных реакций

Внешние эффекты, сопровождающие химические реакции

  1. Создание осадка: AgNO3+HCl=AgCl+HNO3; (AgCl - белый осадок)
  2. Выделение газа: NaHCO3+HCl=NaCl+CO2+H2O; (CO2 - газ)
  3. Смена окраски: FeCl3+3KSCN=3KCl+Fe(SCN)3; (FeCl3 - желтый, 3KSCN - бесцветный, Fe(SCN)3 - красный)
  4. Появление запаха: FeS+2HNO3=Fe(NO3)2+H2S; (H2S - запах тухлый яиц)
  5. Выделение тепла: HCl+KOH=KCl+H2O+Q; (Q - тепло)
  6. 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

  1. Степень окисления элемента в простом веществе равна нулю, а в соединении (оно создается в результате реакции) является плюсом или минусом.
  2. 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 >


Смотрите также:
Азот (N2) и соли аммония (NH4)
Cтроение и свойства Железа (Fe)
Электролиз расплава MgCl2



Химия | Просмотров: 682 | Добавил: Шутер | Дата: 29.10.2016


Опрос
Какая серия игр лучшая?
Всего ответов: 310
Форум
  • Произвольные темы (18) - 06:01
  • Каталог музыки (1) - 12:08
  • Астрономия вопросник (0) - 12:07
  • Вопросы по физике (0) - 12:06
  • Химия (0) - 12:06

  • Онлайн всего: 3
    Гостей: 3
    Пользователей: 0