1.Окислительно -восстановительные реакции (ОВР) - реакции, протекающие с изменением степени окисления одного или нескольких элементов. Не окислительно-восстановительные реакции: Не окислительно-восстановительные реакции – реакции, иду- щие без изменения степеней окисления элементов. К ним относятся все реакции ионного обмена, например: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + Н2СО3 Но т.к. угольная кислота – очень слабая, она может существовать только в разбавленных растворах, а в присутствии более сильных кислот неустойчива и разлагается на углекислый газ и воду. Таким образом, окончательное уравнение имеет вид: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2? + H2O, многие реакции соединения : Li2O + H2O = 2LiOH а также многие реакции разложения: 2Fe(OH)3 ? t Fe 2O3 + 3H2O.
2.Окисле́ние — химический процесс, сопровождающийся увеличением степени окисления атома окисляемого вещества посредством передачи электронов от атома восстановителя к атому окислителя.
3 Восстановление, в химии, — это процесс, в результате которого: частица принимает один или несколько электронов; происходит понижение степени окисления какого-либо атома в данной частице; органическое вещество теряет атомы кислорода и приобретает атомы водорода.
4.Окисление - это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.
Если атом отдает свои электроны, то он приобретает положительный заряд:
Например:
Al - 3e - = Al 3+
H 2 - 2e - = 2H +
5.При окислении степень окисления повышается.
Восстановителями являются вещества, содержащие элемент, который может проявлять более высокую степень окисления. Например, Fe+2 в составе FeCl2 является восстановителем, так как существует Fe+3 в составе FeCl3.
В промежуточной степени окисления элемент может выступать как в роли окислителя, так и восстановителя. Например, сера (IV) в составе SO2 – окислитель, так как существует сера S (0) в простом веществе, и, в других обстоятельствах – окислитель, так как существует S (VI) в составе SO3.
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода подбора коэффициентов: электронного баланса и электронно-ионного баланса.
6.Для реакций, протекающих в водном растворе, предпочтителен метод электронно-ионного баланса. Этим методом составляются уравнения реакций окисления и восстановления реально существующих в растворе ионов (например, MnO42–, SO42–, Cr2O72–) и молекул (например, H2S, SO2, H2O2).
Метод электронного баланса используется для расстановки коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Суть метода заключается в том, что количество электронов, отданных восстановителями равно количеству электронов, принятых окислителями.
1.Окислительно -восстановительные реакции (ОВР) - реакции, протекающие с изменением степени окисления одного или нескольких элементов. Не окислительно-восстановительные реакции: Не окислительно-восстановительные реакции – реакции, иду- щие без изменения степеней окисления элементов. К ним относятся все реакции ионного обмена, например: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + Н2СО3 Но т.к. угольная кислота – очень слабая, она может существовать только в разбавленных растворах, а в присутствии более сильных кислот неустойчива и разлагается на углекислый газ и воду. Таким образом, окончательное уравнение имеет вид: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2? + H2O, многие реакции соединения : Li2O + H2O = 2LiOH а также многие реакции разложения: 2Fe(OH)3 ? t Fe 2O3 + 3H2O.
2.Окисле́ние — химический процесс, сопровождающийся увеличением степени окисления атома окисляемого вещества посредством передачи электронов от атома восстановителя к атому окислителя.
3 Восстановление, в химии, — это процесс, в результате которого: частица принимает один или несколько электронов; происходит понижение степени окисления какого-либо атома в данной частице; органическое вещество теряет атомы кислорода и приобретает атомы водорода.
4.Окисление - это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом.
Если атом отдает свои электроны, то он приобретает положительный заряд:
Например:
Al - 3e - = Al 3+
H 2 - 2e - = 2H +
5.При окислении степень окисления повышается.
Восстановителями являются вещества, содержащие элемент, который может проявлять более высокую степень окисления. Например, Fe+2 в составе FeCl2 является восстановителем, так как существует Fe+3 в составе FeCl3.
В промежуточной степени окисления элемент может выступать как в роли окислителя, так и восстановителя. Например, сера (IV) в составе SO2 – окислитель, так как существует сера S (0) в простом веществе, и, в других обстоятельствах – окислитель, так как существует S (VI) в составе SO3.
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют два метода подбора коэффициентов: электронного баланса и электронно-ионного баланса.
6.Для реакций, протекающих в водном растворе, предпочтителен метод электронно-ионного баланса. Этим методом составляются уравнения реакций окисления и восстановления реально существующих в растворе ионов (например, MnO42–, SO42–, Cr2O72–) и молекул (например, H2S, SO2, H2O2).
Метод электронного баланса используется для расстановки коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Суть метода заключается в том, что количество электронов, отданных восстановителями равно количеству электронов, принятых окислителями.
Дано:
Химический состав алюминий гидроксида: Al(OH)3
Найдем молекулярную массу каждого элемента, используя периодическую систему:
Масса алюминия (Al) = 26.98 г/моль
Масса кислорода (O) = 16.00 г/моль
Масса водорода (H) = 1.01 г/моль
Запишем формулу алюминий гидроксида (Al(OH)3) и найдем суммарную массу:
Масса алюминия + Масса кислорода (3 атома) + Масса водорода (3 атома)
Молекулярная масса = (26.98 г/моль) + (16.00 г/моль * 3) + (1.01 г/моль * 3)
Молекулярная масса = 78.01 г/моль
Таким образом, относительная молекулярная масса алюминий гидроксида (Al(OH)3) составляет 78.01 г/моль.