Теория окислительно-восстановительных реакций PDF Печать E-mail
ОБЩАЯ ХИМИЯ - Химические реакции и их классификаци
Автор: AlexGreenEyes   
07.06.2008 11:44

Теория окислительно-восстановительных реакций

Все химические реакции можно разделить на два типа. К первому из них относятся реакции, протекающие без изменения степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ. Например:
 
Как видно, степень окисления каждого из атомов до и после реакции осталась без изменения.
Ко второму типу относятся реакции, идущие с изменением степени окисления атомов реагирующих веществ. Например:
  


Здесь в первой реакции атомы хлора и кислорода, а во второй — атомы брома и хлора изменяют степень окисления.
 Реакции, протекающие с изменением степени окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, называются окислительно-восстановительными.
Изменение степени окисления связано с оттягиванием или перемещением электронов.
Окислительно-восстановительные реакции — самые распространенные и играют большую роль в природе и технике. Они являются основой жизнедеятельности. С ними связаны дыхание и обмен веществ в живых организмах, гниение и брожение, фотосинтез в зеленых частях растений. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов и при электролизе. Они лежат в основе металлургических процессов и круговорота элементов в природе. С их помощью получают аммиак, щелочи, азотную, соляную и серную кислоты и многие другие ценные продукты. Благодаря окислительно-восстановительным реакциям происходит превращение химической энергии в электрическую — в гальванических элементах и аккумуляторах. Они же лежат в основе мероприятий по охране природы. Поэтому эти реакции преобладают и в школьном курсе неорганической химии.
Рассмотрим основные положения теории окислительно-восстановительных реакций.
1.  Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Например:
Аl-3е-=Аl3+ Н2-2е-=2Н+ Fe2+-e-=Fe3+ 2Сl--2е-=Сl2 При окислении степень окисления повышается.
2. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Например:
S+2e-=S2-Сl2+2е-=2Сl-Fe3++e-=Fe2+ При восстановлении степень окисления понижается.

3. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны, называются восстановителями. Во время реакции они окисляются. Атомы, молекулы или ионы, присоединяющие электроны, называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются. Так как атомы, молекулы и ионы входят в состав определенных веществ, то и эти вещества соответственно называются восстановителями или окислителями.
4. Окисление всегда сопровождается восстановлением, и наоборот, восстановление всегда связано с окислением, что можно выразить уравнением:
Восстановитель - е-«Окислитель Окислитель +е-« Восстановитель
Поэтому окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов — окисления и восстановления.
 Число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, присоединяемых окислителем.
При этом, независимо от того, переходят ли электроны с одного атома на другой полностью или же лишь частично оттягиваются к одному из атомов, условно говорят только об отдаче и присоединении электронов.
, Процессы окисления и восстановления можно физически отделить друг от друга и осуществить перенос электронов по внешней электрической цепи. Пусть в один стакан налит раствор иодида калия KI, а в другой — раствор хлорида железа (III) FeCl3. Растворы соединены между собой так называемым «электрическим ключом» — U-образной трубкой, заполненной раствором хлорида калия КСl, обеспечивающим ионную проводимость.
В растворы опущены платиновые электроды. Если замкнуть цепь, включив в нее чувствительный амперметр, то по отклонению стрелки можно будет наблюдать прохождение электрического тока и его направление. Электроны перемещаются от электрода с раствором иодида калия к электроду с раствором хлорида железа (III), т.е. от восстановителя — ионов I-— к окислителю — ионам Ре3+. При этом ионы I- окисляются до молекулы иода I2, а ионы Fe3+ восстанавливаются до ионов железа (II) Fe2+. Через некоторое время продукты реакций можно обнаружить характерными реакциями: иод — раствором крахмала, а ионы Fe2+ — раствором гексациано-(III)феррата калия (красной кровяной соли) K3[Fe(CN)6].

Описанная схема представляет собой гальванический элемент, построенный на основе окислительно-восстановительной реакции. Он состоит из двух полуэлементов: в первом протекает процесс окисления восстановителя:
2I--2е-=I2, а во втором — процесс восстановления окислителя:
Fe3++e-= Fe2+
Поскольку эти процессы протекают одновременно, то, умножив последнее уравнение на коэффициент 2 (для уравнивания числа отданных и присоединенных электронов) и суммируя почленно приведенные уравнения, получим уравнение реакции:
2I-+2Fe3+=I2+2Fe2+
или
2KI+2FeCl3 = I2+2FeCl2+2KCl
Всякая окислительно-восстановительная реакция может служить источником электрического тока, если она протекает в гальваническом элементе.
Важнейшие восстановители и окислители
Восстановители и окислители могут быть как простыми веществами, т. е, состоящими из одного элемента, так и сложными.
В соответствии с их местом в периодической системе элементов атомы большинства металлов содержат на внешнем энергетическом уровне 1-2 электрона. Поэтому в химических реакциях они отдают валентные электроны, т.е. окисляются. Металлы обладают восстановительными свойствами.
В периодах с повышением порядкового номера элемента восстановительные свойства простых веществ понижаются, а окислительные возрастают и становятся максимальными у галогенов. Так, например, в третьем периоде натрий — самый активный в периоде восстановитель, а хлор — самый активный в периоде окислитель.
У элементов главных подгрупп с повышением порядкового номера усиливаются восстановительные свойства и ослабевают окислительные. Лучшие восстановители — щелочные металлы, а наиболее активные из них Fr и Cs. Лучшие окислители— галогены. Элементы главных подгрупп IV-VII групп (неметаллы) могут как отдавать, так и принимать электроны и проявлять восстановительные и окислительные свойства. Исключение составляет фтор. Он проявляет только окислительные свойства, так как обладает наибольшей относительной электроотрицательностью.
Элементы побочных подгрупп (четных рядов) больших периодов имеют металлический характер, так как на внешнем уровне их атомов содержится 1-2 электрона. Поэтому их простые вещества являются восстановителями. В отличие от простых веществ металлов, выступающих в роли восстановителей, простые вещества неметаллы проявляют себя и как окислители, и как восстановители.
Окислительные или восстановительные свойства сложных веществ зависят от степени окисления атома данного элемента. Например, KMn+7O4, Mn+4O2, Mn+2SO4. В первом соединении марганец имеет максимальную степень окисления и не может ее больше повышать. Он может только принимать электроны, а значит, KMnO4 может быть только окислителем. В третьем соединении у марганца низшая степень окисления — оно может быть только восстановителем. Во втором соединении марганец с промежуточной степенью окисления (+4), а потому оно может быть и восстановителем, и окислителем; все зависит от условий протекания реакции и веществ, с которыми будет взаимодействовать MnO2. Сложные анионы, содержащие атомы с высокой степенью
окисления, также являются окислителями. Например, N+5O-3,
Mn+7O-4, Cr+62O2-7, Cl+5O-3, Сl+7О-4 и др. Окислительные свойства обусловливает не атом с высокой степенью окисления, а весь анион, например, не Mn+7, а весь анион MnO-4. Элементарные анионы проявляют только восстановительные свойства. Например, F-, Сl-, Br-,I-,S2- и др.
Важнейшие окислители и восстановители приведены в таблице 8.
Составление уравнений окислительно-восстановительных
реакций
Применяются два метода составления уравнений окислительно-восстановительных реакций — метод электронного баланса и  метод полуреакций.
Метод электронного баланса. В этом методе сравнивают степени окисления атомов в исходных и конечных веществах, руководствуясь правилом: число электронов, отданных восстановителем, должно равняться числу электронов, присоединенных окислителем. Для составления уравнения надо знать формулы реагирующих веществ и продуктов реакции. Последние определяются либо опытным путем, либо на основании известных свойств элементов. Рассмотрим применение этого метода на примерах.

 

Таблица 8.
Важнейшие восстановители и окислители
 
Пример 1. Составление уравнения реакции меди с раствором нитрата палладия (II). Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции и покажем изменения степеней окисления:
Cu+Pd(NO3)2=Cu(NO3)2+Pd

Медь, образуя ион меди, отдает два электрона, ее степень окисления повышается от 0 до +2. Медь — восстановитель. Ион палладия, присоединяя два электрона, изменяет степень окисления от +2 до 0. Нитрат палладия (II) — окислитель. Эти изменения можно выразить электронными уравнениями
 
из которых следует, что при восстановлении и окислении коэффициенты равны 1. Окончательное уравнение реакции: Cu+Pd(NO3)2=Cu(NO3)2+Pd
Как видно, в суммарном уравнении реакции электроны не фигурируют.
Чтобы проверить правильность составленного уравнения, подсчитываем число атомов каждого элемента в его правой и левой частях. Например, в правой части 6 атомов кислорода, в левой также 6 атомов; палладия 1 и 1; меди тоже 1 и 1. Значит, уравнение составлено правильно.
Переписываем это уравнение в ионной форме:
Cu+Pd2++2NO3=Cu2++2NO-3+Pd И после сокращения одинаковых ионов получим:
Cu+Pd2+=Cu2++Pd
Пример 2. Составление уравнения реакции взаимодействия оксида марганца (IV) с концентрированной соляной кислотой (с помощью этой реакции в лабораторных условиях получают хлор).
Запишем формулы исходных и конечных веществ реакции:
НСl+MnO2 Сl2+MnСl2+Н2O
Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:
НСl-1 + Mn+4O2 Сl02+Mn+2Сl2+Н2О
Это реакция окислительно-восстановительная, так как изменяются степени окисления атомов хлора и марганца. НС1 — восстановитель, MnO2 — окислитель. Составляем электронные уравнения:


и находим коэффициенты при восстановителе и окислителе. Они соответственно равны 2 и 1. Коэффициент 2 (а не 1) ставится потому, что 2 атома хлора со степенью окисления -1 Отдают 2 электрона. Этот коэффициент уже стоит в электронном уравнении:
2НСl+MnO Сl2+MnСl2+Н2О
Находим коэффициенты для других реагирующих веществ. Из электронных уравнений видно, что на 2 моля НС1 приходится 1 моль MnO2. Однако, учитывая, что для связывания образующегося двухзарядного иона марганца нужно еще 2 моля кислоты, перед восстановителем следует поставить коэффициент 4. Тогда воды получится 2 моля. Окончательное уравнение имеет вид: 4НСl+MnO2=Сl2+MnСl2+2Н2O
Проверку правильности написания уравнения можно ограничить подсчетом числа атомов какого-либо элемента, например хлора: в левой части 4 и в правой 2 + 2 = 4.
Поскольку в методе электронного баланса изображаются уравнения реакций в молекулярной форме, то после составления и проверки их следует написать в ионной форме. Перепишем составленное уравнение в ионной форме:
4Н++4Сl-+MnO2=Сl2+Mn2++2Сl-+2Н2О
и после сокращения одинаковых ионов в обеих частях (они подчеркнуты) получим:
4Н++2Сl-+MnO2=С12+Mn2++2Н2О
Пример 3. Составление уравнения реакции взаимодействия сероводорода с подкисленным раствором перманганата калия.
Напишем схему реакции — формулы исходных и полученных веществ:
H2S+KMnO4+H2SO4 S+ MnSO4+K2SO4+Н2О
Затем Покажем изменение степеней окисления атомов до и после реакции:
H2S-2+KMn+7O4+H2SO4S0+Mn+2SO4+K2SO4+Н2О Изменяются степени окисления у атомов серы и марганца (H2S — восстановитель, KMnO4 — окислитель). Составляем электронные уравнения, т.е. изображаем процессы отдачи и присоединения электронов:                                 
 

И наконец, находим коэффициенты при окислителе и восстановителе, а затем при других реагирующих веществах. Из электронных уравнений видно, что надо взять 5 молей H2S и 2 моля KMnO4, тогда получим 5 молей атомов S и 2 моля MnSO4. Кроме того, из сопоставления атомов в левой и правой частях уравнения . найдем, что образуется также 1 моль K2SO4 и 8 молей воды.
Окончательное уравнение реакции будет иметь вид: 5H2S+2KMnO4+3H2SO4=5S+2MnSO4+K2SО4+8Н2О
Правильность написания уравнения подтверждается подсчетом атомов одного элемента, например кислорода: в левой части их 2• 4+3•4=20 и в правой части 2•4+4+8=20.
Переписываем уравнение в ионной форме:
5H2S+4MnO-4+6Н+=5S+2Mn2++8Н2O
Известно, что правильно написанное уравнение реакции является выражением закона сохранения массы вещества. Поэтому число одних и тех же атомов в исходных веществах и продуктах реакции должно быть одинаковым. Должны сохраняться и заряды. Сумма зарядов исходных веществ всегда должна быть равна сумме зарядов продуктов реакции.
Метод полуреакций, или электронно-ионный метод
Как показывает само название, этот метод основан на составлении ионных уравнений из процесса окисления и процесса восстановления с последующим суммированием их в общее уравнение. В качестве примера составим уравнение той же реакции, которую использовали для объяснения метода электронного баланса (пример 3). При пропускании сероводорода H2S через подкисленный раствор перманганата калия KMnO4, малиновая окраска исчезает и раствор мутнеет. Опыт показывает, что помутнение раствора происходит в результате образования элементной серы, т.е. протекания процесса:
H2SS+2H+
Эта схема уравнена по числу атомов. Для уравнивания по числу зарядов надо от левой части схемы отнять два электрона, после чего можно стрелку заменить на знак равенства: H2S-2e-=S+2H+
Это первая полуреакция — процесс окисления восстановителя H2S. Обесцвечивание раствора связано с переходом иона MnO4 (он имеет малиновую окраску) в ион Mn2+ (практически бесцветный и лишь при большой концентрации имеет слабо-розовую окраску), что можно выразить схемой:

 

MnO-4 Mn2+
В кислом растворе кислород, входящий в состав ионов MnO-4, вместе с ионами водорода в конечном итоге образует воду. Поэтому процесс перехода записываем так:
MnO-4+8Н+Mn2++4Н2О
Чтобы стрелку заменить на знак равенства, надо уравнять и заряды. Поскольку исходные вещества имеют семь положительных зарядов (7+), а конечные — два положительных (2+), то для выполнения условия сохранения зарядов надо к левой части схемы прибавить пять электронов:
MnO-4+8Н++5е-=Mn2++4Н2O
Это вторая полуреакция — процесс восстановления окислителя, т.е. перманганат-иона MnO-4.
Для составления общего уравнения реакции надо уравнения полуреакций почленно сложить, предварительно уравняв числа отданных и полученных электронов. В этом случае по правилам нахождения наименьшего кратного определяют соответствующие множители, на которые умножаются уравнения полуреакций. Сокращенно запись проводится так:
 
Проверяем правильность составления в ионной форме уравнения: число атомов кислорода в левой части 8, в правой 8; числе зарядов: в левой части (2-)+(6+)=4+, в правой 2(2+) = 4+. Уравнение составлено правильно, так как атомы и заряды уравнены.
Методом полуреакций составляется уравнение реакции в ионной форме. Чтобы от него перейти к уравнению в молекулярной форме, поступаем так: в левой части ионного уравнения к каждому аниону подбираем соответствующий катион, а к каждому катиону — анион. Затем те же ионы в таком же числе записываем в правую часть уравнения, после чего ионы объединяем в молекулы:
5H2S+2MnO-4+6Н+=5S+2Mn2++8Н2O

2К++3SO2-4=2К++3SO2-4
5H2S+2KMnO4+3H2SO4=5S+2MnSO4+K2SO4+8Н2О
Таким образом, составление уравнений окислительно-восстановительных реакций с помощью метода полуреакций приводит к тому же результату, что и метод электронного баланса.
В качестве примера составления уравнений окислительно-восстановительных реакций рассмотрим процесс окисления пирита концентрированной азотной кислотой:
FеS2+НNO3(конц)
Прежде всего определим продукты реакции. HNO3 является сильным окислителем, поэтому сера будет окисляться до максимальной степени окисления S6+, а железо — до Fe3+, при этом HNO3 может восстанавливаться до NO или NO2. Выберем NO.
FeS2+НNO3(конц)Fe(NO3)3+H2SO4+NO
Где будет находиться Н2О (в левой или правой части), мы пока не знаем.
1. Применим сначала метод электронно-ионного баланса. В этом методе рассматривают переход электронов от одних атомов или ионов к другим с учетом характера среды (кислая, щелочная или нейтральная), в которой протекает реакция. При составлении уравнений процессов окисления и восстановления для уравнивания числа атомов водорода и кислорода вводят (в зависимости от среды) или молекулы воды и ионы водорода (если среда кислая), или молекулы воды и гидроксид-ионы (если среда щелочная). Соответственно и в получаемых продуктах в правой части электронно-ионного уравнения будут находиться ионы водорода и молекулы воды (кислая среда) или гидроксид-ионы и молекулы воды (щелочная среда).
Таким образом, при написании электронно-ионных уравнений нужно исходить из состава ионов, действительно имеющихся в растворе. Кроме того, как и при составлении сокращенных ионных уравнений, вещества малодиссоциирующие, плохо растворимые или выделяющиеся в виде газа следует писать в молекулярной форме.
Рассмотрим для нашего случая полуреакцию окисления. Молекула FeS2 превращается в ион Fe3+ (Fe(NO3)3 полностью диссоциирует на ионы, гидролизом пренебрегаем) и два иона SO2-4 (диссоциация H2SO4):
FeS2 Fe3++2SO2-4         (1)
Для того чтобы уравнять кислород, в левую часть уравнения добавим 8 молекул Н2О, а в правую — 16 ионов Н+ (среда кислая):
FeS2+8Н2ОFe3++2SO2-4+16H+
Заряд левой части равен 0, заряд правой +15, поэтому FeS2 должен отдать 15 электронов:
FeS2+8Н2O-15e- Fe3++2SО2-4+16Н+
Рассмотрим теперь полуреакцию восстановления нитрат-иона:
NO-3NO
Необходимо отнять у NO-3 2 атома О. Для этого к левой части уравнения добавим 4 иона Н+ (кислая среда), а к правой — 2 молекулы Н2О:
NO-3+4H+NO+2H2O
Для уравнивания заряда в левой части (заряд +3) добавим 3 электрона:
NO-3+4Н++Зe-NO+2Н2O Окончательно имеем:
 
Сократив обе части на 16Н+ и 8Н2О, получим сокращенное ионное уравнение окислительно-восстановительной реакции:
 
Добавив в обе части уравнения соответствующее количество ионов NO-3 и Н+, находим молекулярное уравнение реакции:
FeS2+8НNO3(конц)=Fe(NO3)3+2H2SO4+5NO+2Н2O
Обратите внимание, что для определения количества отданных и принятых электронов нам ни разу не пришлось определять степень окисления элементов. Кроме того, мы учли влияние среды и автоматически определили, что Н2О находится в правой части уравнения. Несомненно то, что этот метод гораздо больше соответствует химическому смыслу, чем стандартный метод электронного баланса, хотя последний несколько проще для понимания.

2. Уравняем данную реакцию методом электронного баланса. Процесс восстановления описывается просто:
N5++3e-N2+
Сложнее составить схему окисления, поскольку окисляются два элемента — Fe и S. Можно приписать железу степень окисления 2+, а сере 1" и учесть, что на 1 атом Fe приходятся два атома S:
Fe2+-e-Fe3+ 2S--14e-2S6+
Можно, однако, обойтись без определения степени окисления и записать схему, напоминающую схему (1):
FeS2 Fe3++2S6+
Правая часть имеет заряд +15, левая — 0, поэтому FeS2 должен отдать 15 электронов. Записываем общий баланс:
 
5 молекул HNO3 идут на окисление FeS2, и еще 3 молекулы HNO3 необходимы для образования Fe(NO3)3:
FeS2+8HNO3 Fe(NO3)3+2H2SO4+5NO
Чтобы уравнять водород и кислород, добавляем в правую часть 2 молекулы,Н2О:
FeS2+8НNO3(конц)=Fe(NO3)3+2H2SO4+5NO+2Н2О
Сопоставим оба метода. Достоинство метода полуреакций по сравнению с методом электронного баланса в том, что в нем применяются не гипотетические ионы, а реально существующие. При методе полуреакций не нужно знать степень окисления атомов. Написание отдельных ионных уравнений полуреакций необходимо для понимания химических процессов в гальваническом элементе и при электролизе. При этом методе видна роль среды как активного участника всего процесса. Наконец, при использовании метода полуреакций не нужно знать все полученные вещества, они появляются в уравнении реакции при выводе его. Поэтому методу полуреакций следует отдать предпочтение и применять его при составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах, а также с участием органических соединений, в которых подчас невозможно определить степени окисления элементов.

Приведем пример из области органической химии. Алкены взаимодействуют с нейтральным водным раствором перманганата калия. При этом образуется оксид марганца (IV), а непредельное соединение превращается в вицинальный диол. В качестве соединения с двойной связью возьмем циклогексен:
 
Напишем полуреакции окисления и восстановления:
 
Объединив в правой части суммарного уравнения шесть протонов с шестью гидроксид-ионами, получим шесть молекул воды (вода очень слабый электролит):
 
Влияние среды на характер протекания реакций
Реакции окисления-восстановления могут протекать в различных средах: в кислой (избыток Н+-ионов), нейтральной (Н2O) и щелочной (избыток гидроксид-ионов OH-). В зависимости от среды может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Среда влияет на изменение степеней окисления атомов. Так, например, ион MnO-4 в кислой среде восстанавливается до Mn2+, в нейтральной — до MnO2, а в щелочной — до MnO2-4. Схематически эти изменения можно представить так:
 

Обычно для создания в растворе кислой среды используют серную кислоту. Азотную и соляную кислоту прибавляют редко: первая сама является окислителем, вторая способна окисляться. Для создания щелочной среды применяются растворы гидроксида калия или натрия.
Руководствуясь приведенной схемой, составим методом полуреакций уравнения реакции взаимодействия сульфита натрия Na2SO3 (восстановитель) с перманганатом калия KMnO4 (окислитель) в различных средах (примеры 1-3).
Пример 1. В кислой среде:
 
Пероксид водорода в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме:
 
Однако, встречаясь с очень сильным окислителем, как KMnO4, пероксид водорода выступает как восстановитель. Например:
 
Классификация окислительно-восстановительных реакций
Обычно различают три типа окислительно-восстановительных реакций: межмолекулярные, внутримолекулярные и реакции диспропорционирования.
К межмолекулярным относятся реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в разных веществах. Рассмотренные выше реакции относятся к этому типу. Сюда же следует отнести и реакции между разными веществами, в которых атомы одного и того же элемента имеют различные степени окисления:

2H2S-2+H2S+4O3=2S0+3Н2О
5НСl-1+НСlO+5O3=3Сl02+3Н2О
К внутримолекулярным относятся такие реакции, в которых окислитель и восстановитель находятся в одном и том же веществе. В этом случае атом с более положительной степенью окисления окисляет атом с меньшей степенью окисления. Такими реакциями являются реакции термического разложения. Например:
 


Сюда же следует отнести и разложение веществ, в которых атомы одного и того же элемента имеют разные степени окисления:
 
Протекание реакций диспропорционирования сопровождается одновременным увеличением и уменьшением степени окисления атома одного и того же элемента. При этом исходное вещество образует соединения, одно из которых содержит атомы с более высокой, а другое с более низкой степенью окисления. Очевидно, эти реакции возможны для веществ, содержащих атомы с промежуточной степенью окисления. Примером может служить превращение манганата калия K2MnO4, в котором марганец имеет промежуточную степень окисления +6 (в примере между +7 и +4). Раствор этой соли имеет красивый темно-зеленый цвет (цвет иона MnO2-4), однако цвет раствора превращается в бурый. Это выпадает осадок MnO2 и образуется ион MnO-4. Протекает реакция:
 
К реакциям диспропорционирования относятся и такие часто встречающиеся реакции, как
 
Диспропорция — отсутствие пропорциональности, несоразмерность. Раньше реакции диспропорционирования называли реакциями самоокисления-самовосстановления, сейчас это название почти не употребляется.

 

Комментарии  

 
0 #11 06.06.2013 19:01
Хорошая статья доступное изложение
Цитировать
 
 
0 #10 30.05.2013 13:33
Статья очень хорошая. объяснения понятные, но чтение формул в тексте затруднено. :-)
Цитировать
 
 
+5 #9 20.09.2012 08:19
печаль... нужного не нашлось......
Цитировать
 
 
-1 #8 15.01.2012 10:40
Окислительно-восстановительн ые процессы принадлежат к чис¬лу наиболее распространенны х химических реакций и имеют огромное значение в теории и практике. С ними связаны процессы обмена веществ, протекающие в живом организме, гниение и брожение, фотосинтез. Окислительно-восстановительн ые процессы сопровождают круговороты веществ в природе. Их можно наблюдать при сгорании топлива, в процессах коррозии металлов, при электролизе и выплавке металлов. С их помощью получают щёлочи, кислоты и другие ценные продукты.
Цитировать
 
 
0 #7 13.07.2011 19:54
спасибо за ценную инфо
Цитировать
 
 
0 #6 09.06.2011 21:42
ОВР в природе играют одну из основных ролей
Ведь к ОВр относятся: и фотосинтес растений, окисление(ржавл ение)металлов и тд
Цитировать
 
 
+7 #5 14.01.2011 16:23
не нашла ни чего нужного..печально
Цитировать
 
 
+5 #4 16.12.2010 11:36
Хотя более внимательно присмотрелась к записям химических формул .... В общем , понять можно , что там написано . Тем более , внизу иногда даются картинки .

Но запись химических формул стоило бы сделать более понятной все равно . Потому что это затрудняет чтение материала .

Материал очень понравился , как я уже выше говорила . Спасибо .
Цитировать
 
 
+1 #3 16.12.2010 08:01
Спасибо , материал очень понравился .

Только химические реакции стоило бы писать более понятно , а так материал понравился .
Цитировать
 
 
-2 #2 02.12.2010 20:17
ну и какую роль в природе всё таки играет ОВР????????????????????
Цитировать
 
 
+6 #1 21.05.2010 15:56
Да это конечно хороший сайт но стоит желать лучшего=(
Цитировать
 

Добавить комментарий


Защитный код
Обновить