18.5. ОВР пероксида водорода
В молекулах пероксида водорода H2O2 атомы кислорода находятся в степени окисления –I. Это промежуточная и не самая устойчивая степень окисления атомов этого элемента, поэтому пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.
Окислительно-восстановительная активность этого вещества зависит от концентрации. В обычно используемых растворах с массовой долей 20 % пероксид водорода довольно сильный окислитель, в разбавленных растворах его окислительная активность снижается. Восстановительные свойства для пероксида водорода менее характерны, чем окислительные, и также зависят от концентрации.
Пероксид водорода – очень слабая кислота (см. приложение 13), поэтому в сильнощелочных растворах его молекулы превращаются гидропероксид-ионы.
В зависимости от реакции среды и от того, окислителем или восстановителем является пероксид водорода в данной реакции, продукты окислительно-восстановительного взаимодействия будут разными. Уравнения полуреакций для всех этих случаев приведены в таблице 1.
Уравнения окислительно-восстановительных полуреакций H2O2 в растворах
Реакция среды
H2O2 окислитель
H2O2 восстановитель
+ 2e – = 4H2O
+ H2O + 2e – = 3OH + OH – 2e – = O2 + H2OРассмотрим примеры ОВР с участием пероксида водорода.
Пример 1. Составьте уравнение реакции, протекающей при добавлении раствора йодида калия к раствору пероксида водорода, подкисленному серной кислотой.
| 1 | H2O2 + 2H3O + 2e – = 4H2O |
| 1 | 2I – 2e – = I2 |
H2O2 + 2H3O +2I = 4H2O + I2 
H2O2 + H2SO4 + 2KI = 2H2O + I2 + K2SO4
Пример 2. Составьте уравнение реакции между перманганатом калия и пероксидом водорода в водном растворе, подкисленном серной кислотой.
| 2 | MnO4 + 8H3O + 5e – = Mn 2 + 12H2O |
| 5 | H2O2 + 2H2O – 2e – = O2 + 2H3O |
2MnO4 + 6H3O+ + 5H2O2 = 2Mn 2 + 14H2O + 5O2 
2KMnO4 + 3H2SO4 + 5H2O2 = 2MnSO4 + 8H2O + 5O2 + K2SO4
Пример 3. Составьте уравнение реакции пероксида водорода с йодидом натрия в растворе в присутствии гидроксида натрия.
| 3 | 6 | HO2 + H2O + 2e – = 3OH |
| 1 | 2 | I + 6OH – 6e – = IO3 + 3H2O |
3HO2 + I = 3OH + IO3
3NaHO2 + NaI = 3NaOH + NaIO3
Без учета реакции нейтрализации между гидроксидом натрия и пероксидом водорода это уравнение часто записывают так:
Это же уравнение получится, если сразу (на стадии составления баланса) не принимать во внимание образование гидропероксид-ионов.
Пример 4. Составьте уравнение реакции, протекающей при добавлении диоксида свинца к раствору пероксида водорода в присутствии гидроксида калия.
Диоксид свинца PbO2 – очень сильный окислитель, особенно в кислотной среде. Восстанавливаясь в этих условиях, он образует ионы Pb 2 . В щелочной среде при восстановлении PbO2 образуются ионы [Pb(OH)3] .
| 1 | PbO2 + 2H2O + 2e – = [Pb(OH)3] + OH |
| 1 | HO2 + OH – 2e – = O2 + H2O |
PbO2 + H2O + HO2 = [Pb(OH)3] + O2
Без учета образования гидропероксид-ионов уравнение записывается так:
PbO2 + H2O2 + OH = [Pb(OH)3] + O2 + 2H2O
Если по условию задания добавляемый раствор пероксида водорода был щелочным, то молекулярное уравнение следует записывать так:
PbO2 + H2O + KHO2 = K[Pb(OH)3] + O2
Если же в реакционную смесь, содержащую щелочь, добавляется нейтральный раствор пероксида водорода, то молекулярное уравнение может быть записано и без учета образования гидропероксида калия:
PbO2 + KOH + H2O2 = K[Pb(OH)3] + O2
Среди окислительно-восстановительных реакций выделяют реакции дисмутации (диспропорционирования, самоокисления-самовосстановления).
| Реакции дисмутации – ОВР, в которых часть атомов одного и того же элемента в одной и той же степени окисления восстанавливается, а часть – окисляется. |
Примером известной вам реакции дисмутации является реакция хлора с водой:
Cl2 + H2O 
HCl + HClO
В этой реакции половина атомов хлора(0) окисляется до степени окисления +I, а вторая половина восстанавливается до степени окисления –I:
Составим методом электронно-ионного баланса уравнение аналогичной реакции, протекающей при пропускании хлора через холодный раствор щелочи, например KOH:
| 1 | Cl2 + 2e – = 2Cl |
| 1 | Cl2 + 4OH – 2e – = 2ClO + 2H2O |
2Cl2 + 4OH = 2Cl + 2ClO + 2H2O
Все коэффициенты в этом уравнении имеют общий делитель, следовательно:
Cl2 + 2OH = Cl + ClO + H2O
Cl2 + 2KOH = KCl + KClO + H2O
Дисмутация хлора в горячем растворе протекает несколько иначе:
10
2
– 10e – = 2ClO3 + 6H2O3Cl2 + 6OH = 5Cl + ClO3 + 3H2O
3Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
Большое практическое значение имеет дисмутация диоксида азота при его реакции c водой (а) и с растворами щелочей (б):
1
+ 2H3O 1
– e – = NO3 + H2O1
1
2NO2 + 2H2O = NO3 + H3O + HNO2
2NO2 + 2OH = NO3 + NO2 + H2O
2NO2 + H2O = HNO3 + HNO2
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 + H2O
Реакции дисмутации протекают не только в растворах, но и при нагревании твердых веществ, например, хлората калия:
2
6
Еще один тип реакций, протекающих при нагревании твердых веществ – внутримолекулярные ОВР.
| Внутримолекулярные ОВР – ОВР, в которых атомы-окислители и атомы-восстановители входят в состав одного и того же вещества. |
Характерным и очень эффектным примером внутримолекулярной ОВР является реакция термического разложения дихромата аммония (NH4)2Cr2O7. В этом веществе атомы азота находятся в своей низшей степени окисления (–III), а атомы хрома – в высшей (+VI). При комнатной температуре это соединение вполне устойчиво, но при нагревании интенсивно разлагается. При этом хром(VI) переходит в хром(III) – наиболее устойчивое состояние хрома, а азот(–III) – в азот(0) – также наиболее устойчивое состояние. С учетом числа атомов в формульной единице уравнения электронного баланса:
1
1
а само уравнение реакции:
(NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O .
Другой важный пример внутримолекулярной ОВР – термическое разложение перхлората калия KClO4. В этой реакции хлор(VII), как и всегда, когда он выступает в роли окислителя, переходит в хлор(–I), окисляя кислород(–II) до простого вещества:
4
8
и, следовательно, уравнение реакции
KClO4 = KCl + 2O2
Аналогично разлагается при нагревании и хлорат калия KClO3, если разложение проводить в присутствии катализатора (MnO2): 2KClO3 = 2KCl + 3O2
В отсутствие катализатора протекает реакция дисмутации.
К группе внутримолекулярных ОВР относятся и реакции термического разложения нитратов.
Обычно процессы, протекающие при нагревании нитратов довольно сложны, особенно в случае кристаллогидратов. Если в кристаллогидрате молекулы воды удерживаются слабо, то при слабом нагревании происходит обезвоживание нитрата [например, LiNO3 . 3H2O и Ca(NO3)2 4H2O обезвоживаются до LiNO3 и Ca(NO3)2], если же вода связана прочнее [как, например, в Mg(NO3)2 . 6H2O и Bi(NO3)3 . 5H2O], то происходят своего рода реакции » внутримолекулярного гидролиза» с образованием основных солей – гидроксид-нитратов [Mg(NO3)OH и Bi(NO3)2OH], которые при дальнейшем нагревании могут переходить в оксид-нитраты <[Be4(NO3)6O] и [Bi6O6](NO3)6>, последние при более высокой температуре разлагаются до оксидов.
Безводные нитраты при нагревании могут разлагаться до нитритов (если они существуют и при этой температуре еще устойчивы), а нитриты – до оксидов. Если нагревание проводится до достаточно высокой температуры, или соответствующий оксид малоустойчив (Ag2O, HgO), то продуктом термического разложения может быть и металл (Cu, Cd, Ag, Hg).
Несколько упрощенная схема термического разложения нитратов показана на рис. 5.
Примеры последовательных превращений, протекающих при нагревании некоторых нитратов (температуры приведены в градусах Цельсия):
KNO3 
KNO2 
K2O;
Ca(NO3)2 . 4H2O 
Ca(NO3)2 
Ca(NO2)2 
CaO;
Mg(NO3)2 . 6H2O 
Mg(NO3)(OH) 
MgO;
Cu(NO3)2 . 6H2O 
Cu(NO3)2 
CuO 
Cu2O 
Cu;
Bi(NO3)3 . 5H2O 
Bi(NO3)2(OH) 
Bi(NO3)(OH)2 
[Bi6O6](NO3)6 
Bi2O3.
Несмотря на сложность происходящих процессов, при ответе на вопрос, что получится при » прокаливании» (то есть при температуре 400 – 500 o С) соответствующего безводного нитрата, обычно руководствуются следующими предельно упрощенными правилами:
1) нитраты наиболее активных металлов (в ряду напряжений – левее магния) разлагаются до нитритов;
2) нитраты менее активных металлов (в ряду напряжений – от магния до меди) разлагаются до оксидов;
3) нитраты наименее активных металлов (в ряду напряжений – правее меди) разлагаются до металла.
Используя эти правила, следует помнить, что в таких условиях
LiNO3 разлагается до оксида,
Be(NO3)2 разлагается до оксида при более высокой температуре,
из Ni(NO3)2 помимо NiO может получиться и Ni(NO2)2,
Mn(NO3)2 разлагается до Mn2O3,
Fe(NO3)2 разлагается до Fe2O3;
из Hg(NO3)2 кроме ртути может получиться и ее оксид.
Рассмотрим типичные примеры реакций, относящихся к этим трем типам:
KNO3 KNO2 + O2
| 2 | N +V +2e– = N +III |
| 1 | 2O– II – 4e– = O2 |
2KNO3 = 2KNO2 + O2
Zn(NO3)2 ZnO + NO2 + O2
| 4Ѕ | N +V + e– = N +IV |
| 1Ѕ | 2O– II – 4e– = O2 |
2Zn(NO3)2 = 2ZnO + 4NO2 + O2
AgNO3 Ag + NO2 + O2
| 2 | Ag +1 + e– = Ag |
N +5 + e– = N +4
2AgNO3 = 2Ag + 2NO2 + O2
| ОВР конмутации – ОВР, в которых происходит выравнивание степени окисления атомов одного и того же элемента, находившихся до реакции в разных степенях окисления. |
Эти реакции могут быть как межмолекулярными, так и внутримолекулярными. Например, внутримолекулярные ОВР, протекающие при термическом разложении нитрата и нитрита аммония, относятся к реакциям конмутации, так как здесь происходит выравнивание степени окисления атомов азота:
NH4NO3 = N2O + 2H2O (около 200 o С)
NH4NO2 = N2 + 2H2O (60 – 70 o С)
При более высокой температуре (250 – 300 o С) нитрат аммония разлагается до N2 и NO, а при еще более высокой (выше 300 o С) – до азота и кислорода, и в том и в другом случае образуется вода.
Примером межмолекулярной реакции конмутации является реакция, протекающая при сливании горячих растворов нитрита калия и хлорида аммония:
NH4 + NO2 = N2 + 2H2O
Если проводить аналогичную реакцию, нагревая смесь кристаллических сульфата аммония и нитрата кальция, то, в зависимости от условий, реакция может протекать по-разному:
Первая и третья из этих реакций – реакции конмутации, вторая – более сложная реакция, включающая как конмутацию атомов азота, так и окисление атомов кислорода. Какая из реакций будет протекать при температуре выше 250 o С, зависит от соотношения реагентов.
Реакции конмутации, приводящие к образованию хлора, протекают при обработке соляной кислотой солей кислородсодержащих кислот хлора, например:
Также по реакции конмутации образуется сера из газообразных сероводорода и диоксида серы:
ОВР конмутации довольно многочисленны и разнообразны – к ним относятся даже некоторые кислотно-основные реакции, например:
Для составления уравнений ОВР конмутации используется как электронно-ионный, так и электронный баланс, в зависимости от того, в растворе протекает данная реакция или нет.
Изучая главу IX, вы познакомились с электролизом расплавов различных веществ. Так как подвижные ионы присутствуют и в растворах, электролизу могут быть подвергнуты также растворы различных электролитов.
Как при электролизе расплавов, так и при электролизе растворов, обычно используют электроды, изготовленные из материала, не вступающего в реакцию (графита, платины и т. п.), но иногда электролиз проводят и с » растворимым» анодом. » Растворимый» анод используют в тех случаях, когда необходимо получить электрохимическим способом соединение элемента, из которого изготовлен анод. При электролизе имеет большое значение разделены анодное и катодное пространство, или электролит в процессе реакции перемешивается – продукты реакции в этих случаях могут оказаться разными.
Рассмотрим важнейшие случаи электролиза.
1. Электролиз расплава NaCl. Электроды инертные (графитовые), анодное и катодное пространства разделены. Как вы уже знаете, в этом случае на катоде и на аноде протекают реакции:
K: Na + e – = Na
A: 2Cl – 2e – = Cl2
Записав таким образом уравнения реакций , протекающих на электродах, мы получаем полуреакции, с которыми можем поступать точно так же, как в случае использования метода электронно-ионного баланса:
K:
+ e – = NaA:
– 2e – = Cl2Сложив эти уравнения полуреакций, получаем ионное уравнение электролиза
2Na + 2Cl 
2Na + Cl2
а затем и молекулярное
2NaCl 2Na + Cl2
В этом случае катодное и анодное пространства должны быть разделены для того, чтобы продукты реакции не реагировали между собой. В промышленности эта реакция используется для получения металлического натрия.
2. Электролиз расплава K2CO3. Электроды инертные (платиновые). Катодное и анодное пространства разделены.
K:
+ e – = KA:
– 4e – = 2CO2 + O24K+ + 2CO3 2 4K + 2CO2 + O2
2K2CO3 4K + 2CO2 + O2
3. Электролиз воды (H2O). Электроды инертные.
K:
+ 2e – = H2 + 2H2OA:
– 4e – = O2 + 2H2O4H3O + 4OH 2H2+ O2 + 6H2O
2H2O 2H2 + O2
Вода – очень слабый электролит, в ней содержится очень мало ионов, поэтому электролиз чистой воды протекает крайне медленно.
4. Электролиз раствора CuCl2. Электроды графитовые. В системе присутствуют катионы Cu 2 и H3O , а также анионы Cl и OH . Ионы Cu 2 более сильные окислители, чем ионы H3O (см. ряд напряжений), поэтому на катоде прежде всего будут разряжаться ионы меди, и только, когда их останется очень мало, будут разряжаться ионы оксония. Для анионов можно руководствоваться следующим правилом:
При электролизе растворов простые (одноатомные) анионы разряжаются (окисляются) раньше, чем сложные (многоатомные) ионы.
Следовательно в нашем случае на анода будут разряжаться хлоридные ионы.
K:
+ 2e – = CuA:
– 2e – = Cl2Cu 2 + 2Cl Cu + Cl2
CuCl2 Cu + Cl2
5. Электролиз раствора CuSO4. Электроды графитовые.
В водных растворах за счет автопротолиза воды (2H2O H3O + OH ) всегда в незначительном количестве присутствуют ионы H3O и OH . В случае соли, содержащей сложный анион, вместо него разряжаются гидроксид-ионы (4OH – 4e – = O2 + 2H2O), равновесие автопротолиза воды смещается, и в анодном пространстве накапливаются ионы оксония. Суммарное уравнение полуреакции в анодном пространстве: 6H2O – 4e – = O2 + 4H3O . В рамках теории электролитической диссоциации это уравнение записывают следующим образом: 2H2O – 4e – = O2 + 4H . Таким образом, для нашего случая получаем (слева – в рамках протолитической теории, справа – в рамках теории электролитической диссоциации):
K:
+ 2e – = CuK:
+ 2e – = CuA:
A:
+ 6H2O 2Cu + O2 + 4H3O + 2H2O 2Cu + O2 + 4H 2Cu + O2 + H2SO42Cu + O2 + H2SO4На катоде выделяется медь, на аноде – кислород, а в растворе накапливается серная кислота.
Ионы металлов, стоящих в ряду напряжений правее водорода, при электролизе растворов солей разряжаются.
В принципе ионы металлов, стоящих в ряду напряжений левее водорода, при электролизе водных растворов не должны разряжаться. В этих случаях должен был бы выделяться водород. Практически, из-за специфических особенностей разряда ионов водорода, при электролизе выделяются и более активные металлы.
Ионы металлов, стоящих в ряду напряжений между алюминием и водородом при электролизе растворов солей разряжаются вместе с водородом.
При этом, чем активнее металл, тем больше водорода выделяется, и тем большая часть электрической энергии расходуется бесполезно.
6. Электролиз раствора NiBr2. Электроды графитовые. Катодное и анодное пространства разделены.
K:
+ 2e – = NiA:
– 2e – = Br2Ni 2 +2Br Ni + Br2
NiBr2 Ni + Br2
Одновременно с этим на катоде выделяется водород, в растворе накапливаются гидроксид-ионы, и, как следствие, протекает побочная реакция образования нерастворимого гидроксида никеля.
Ионы металлов, стоящие в ряду напряжений до алюминия при электролизе не разряжаются.
7. Электролиз раствора Na2SO4. Электроды платиновые. Раствор перемешивается.
В этом случае на катоде разряжаются не ионы натрия, а ионы оксония (2H3O + 2e – = H2 + 2H2O), равновесие автопротолиза воды смещается, в катодном пространстве накапливаются гидроксид-ионы. Суммарное уравнение реакции в катодном пространстве: 2H2O + 2e – = H2 + 2OH .
K:
A:
10H2O 2H2 + O2 + 4OH + 4H3O
Так как раствор перемешивается, происходит реакция нейтрализации. В итоге получаем
2H2O 2H2 + O2
то есть, реакцию электролиза воды. При электролизе воды для повышения ее электропроводности в нее специально добавляют соли с неразряжающимися катионами и анионами, что значительно ускоряет процесс электролиза.
8. Электролиз раствора CuSO4. Анод медный.
K:
+ 2e – = CuA:
В результате сложения уравнений полуреакций мы можем прийти к ошибочному выводу, что ничего не происходит. На самом деле эти полуреакции описывают реальный технологический процесс электролитического рафинирования (очистки) меди: с катода, содержащего примеси на анод переходят только ионы меди.
Сервер создается при поддержке Российского фонда фундаментальных исследований
Не разрешается копирование материалов и размещение на других Web-сайтах
Вебдизайн: Copyright (C) И. Миняйлова и В. Миняйлов
Copyright (C) Химический факультет МГУ
Написать письмо редактору
- Пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях
- Решение задач по химии на составление уравнений реакций окисления-восстановления на примере пероксида водорода
- Правила составления окислительно-восстановительных реакций
- Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода
- 1. H2O2 — окислитель (восстанавливается с образованием H2O) в реакциях со следующими соединениями:
- 2. H2O2 — восстановитель (окисляется с образованием O2) в реакциях со следующими соединениями:
- 📸 Видео
Видео:Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 1ч. 10 класс.Скачать
Пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях
Видео:ОВР и Метод Электронного Баланса — Быстрая Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать
Решение задач по химии на составление уравнений реакций окисления-восстановления на примере пероксида водорода
Задание 325.
Какие свойства может проявлять пероксид водорода в окислительно-восстановительных реакциях? На основании электронных уравнений напишите уравнения реакций Н2О2: а) с Аg2O;б) с КI.
Решение:
В пероксиде водорода Н2О2 кислород находится в своей промежуточной степени окисления -1, поэтому в зависимости от условий он может быть как восстановителем (когда увеличивает свою степень окисления атом кислорода), так и окислителем (когда атом кисло-рода уменьшает свою степень окисления). Например:
Здесь в пероксиде атом кислорода увеличивает свою степень окисления от -1 до 0, т.е. Н2О2 – восстановитель.
Здесь в пероксиде атом кислорода уменьшает свою степень окисления от -1 до -2, т.е. Н2О2 – окислитель.
Задание 326
Почему пероксид водорода способен диспропорционировать (самоокисляться-самовосстанавливаться)? Составьте электронные и молекулярные уравнения процесса разложения Н2О2.
Решение:
Реакции самоокисления-самовосстановления (реакции диспропорционирования, дисмутации) протекают с одновременным уменьшением и увеличением степени окисления атомов одного и того же элемента в соединении. Поэтому эти реакции принципиально осуществимы лишь для тех соединений, в молекулах которых есть атомы со степенью окисления промежуточной между минимально и максимально возможной. Например, реакция самоокисления-самовосстановления:
В пероксиде водорода Н2О2 атом кислорода находится в своей степени окисления -1, про-межуточной между максимальной (0) и минимальной (-2).
Видео:ОВР - Пероксид Водорода И Перманганат Калия В Кислой СредеСкачать
Правила составления окислительно-восстановительных реакций
Видео:Окислительно-восстановительные реакции. 3 часть. 9 класс.Скачать
Окислительно-восстановительные свойства пероксида водорода
Потренироваться составлять реакции онлайн можно тут .
H2O2 — голубоватая жидкость со слабыми кислотными свойствами.
Пероксид водорода может принимать как окислительные, так и восстановительные свойства, но окислительные свойства сильнее. В окислительно-восстановительных реакциях необходимо сравнивать чьи окислительные свойства сильнее, чтобы правильно написать продукты реакции. В следующей таблице приведены примеры соединений с более сильными и более слабыми окислительными свойствами и примеры соответствующих реакций.
1. H2O2 — окислитель (восстанавливается с образованием H2O) в реакциях со следующими соединениями:
KI (йодиды), KNO2 (нитриты), PbS (сульфиды), Na2SO3 (сульфиты), NH3, соединения Cr +3 .
Примеры реакций:
2KI + H2O2 → I2 + 2KOH
KNO2 + H2O2 → KNO3 + H2O
Na2S + 4H2O2 → Na2SO4 + 4H2O
PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O
Na2SO3 + H2O2 → Na2SO4 + H2O
2NH3 + 3H2O2  → N2 + 6H2O
Соединения Cr +3 в щелочной среде:
Cr2O3 + 3H2O2 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + 5H2O
Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10NaOH → 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 8H2O
2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + 8H2O
2NaCrO2 + 3H2O2 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + 4H2O
2K3[Cr(OH)6] + 3H2O2 → 2K2CrO4 + 2KOH + 8H2O
2. H2O2 — восстановитель (окисляется с образованием O2) в реакциях со следующими соединениями:
KMnO4, K2Cr2O7, Cl2 (галогены), соединения Au +3 , KNO3 (нитраты), KClO3 (хлораты).
Примеры реакций:
5H2O2 + KMnO4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O
3H2O2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3O2 + K2SO4 + 7H2O
H2O2 + Br2 + 2KOH → 2NaBr + O2 + 2H2O
H2O2 + Cl2 → O2 + 2HCl
3H2O2 + KClO3 → KCl + 3O2 + 3H2O
3H2O2 + 2KNO3 + H2SO4 → K2SO4 + 2NO + 3O2 + 4H2O.
📸 Видео
Окислительно-восстановительные реакции в кислой среде. Упрощенный подход.Скачать
Окислительно-восстановительные реакции. 1 часть. 9 класс.Скачать
8 класс. ОВР. Окислительно-восстановительные реакции.Скачать
ОВР: как решать быстро и правильно | ХИМИЯ ЕГЭ | Лия МенделееваСкачать
ЭТОТ метод поможет на уроках ХИМИИ / Химия 9 классСкачать
ОВР для чайников — Как определить Окислитель и Восстановитель #shorts #youtubeshortsСкачать
РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать
Опыты по химии. Каталитическое разложение пероксида водородаСкачать
Все об ОВР за 5 часов | Химия ЕГЭ 2023 | УмскулСкачать
Окислительно-восстановительные реакции в кислой среде. Продвинутый подход.Скачать
ОГЭ. Задание 20. ОВРСкачать
Самые сложные ОВР с перманганатом калия | Химия ЕГЭ 2023 | УмскулСкачать
Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Что надо знать и как их решатьСкачать
Окислительно-восстановительные реакции. Видеоурок по химии 9 классСкачать
