ОВР: окислительно-восстановительные реакции для ЕГЭ

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — химические реакции, которые протекают с изменением степеней окисления некоторых элементов. Изменение степеней окисления в ходе ОВР связано с переходом электронов от атомов одних элементов к атомам других. В результате степени окисления некоторых элементов в молекулах исходных веществ не будут совпадать со степенями окисления этих же элементов в молекулах продуктов.

Разберем два примера химических реакций .

Обмен: NaOH + HCl = NaCl + H₂O, тут все степени окисления какие были, такие и остались, электроны не переходили от элемента к элементу.

А теперь ОВР: Fe⁰ + Cu⁺²SO₄ = Fe⁺²SO₄ + Cu⁰, железо отдало два электрона, медь их приняла. Вот этот переход и есть вся суть ОВР.

Считать степени окисления придётся быстро и без запинок. Если правила подзабылись, повтори прямо сейчас у нас в статье /stepen-okisleniya.

База для ОВР: у кислорода обычно −2, у водорода +1, у фтора всегда −1, сумма всех степеней окисления элементов в молекуле равна нулю, в ионе равна заряду иона.

Здесь путаются чаще всего, поэтому разберём подробно.

Ловушка спрятана в самих названиях: окислитель восстанавливается, а восстановитель окисляется. Перекрёстно.

При запоминании идеально подходит правило: окислитель — грабитель, он электроны забирает. А восстановитель щедрый, отдаёт своё. Второй якорь держится на математике: электрон имеет отрицательный заряд, поэтому тот, кто забирает электроны, - понижает степень окисления.

Вернёмся к железу и меди. Fe⁰ − 2e⁻ → Fe⁺², железо отдало электроны («минус» на «минус» дает «плюс»), значит восстановитель. Cu⁺² + 2e⁻ → Cu⁰, медь ( «плюс» на «минус» дает «минус») , значит окислитель.

Этот блок легко запомнить, практикуя записи ОВР: и задание №29 отработал, и теорию к ЕГЭ запомнил без зазубривания . Логика вот какая.

Если элемент в высшей степени окисления участвует в переходе электронов, он может только принимать электроны и понижать степень окисления. Элемент в низшей степени окисления — только отдаёт, степень окисления повышается. Элемент в промежуточной степени окисления будет повышать или понижать в зависимости от реагентов в конкретной реакции. Например, марганец в степени окисления +4 в кислой среде будет принимать электроны до +2. При этом бывает и так, что в конкретной реакции элемент окислительно-восстановительных свойств не проявляет вовсе.

Про кислоты стоит поговорить отдельно. Разбавленная H₂SO₄ ведёт себя как обычная кислота: окисляет металлы за счёт H⁺, выделяется молекула газа-водорода. Концентрированная работает уже серой в +6 и восстанавливается до SO₂, S или H₂S, смотря насколько активен металл. У HNO₃ история более интересная: эта кислота никогда не выделяет водород при взаимодействии с металлами, так как у нее достаточно много своих продуктов — NO₂, NO, N₂O, N₂ или NH₄NO₃.

Основной инструмент для расстановки коэффициентов и самый частый запрос по теме ОВР — метод электронного баланса (МЭБ). Усвоить основы этого метода лучше всего на конкретном примере. Прогоним основные шесть шагов на базовой ОВР из школьной программы:

Cu + HNO₃(разб.) → Cu(NO₃)₂ + NO↑ + H₂O

Шаг 1. Расставь степени окисления у всех элементов.

Cu⁰ + H⁺¹N⁺⁵O₃⁻² → Cu⁺²(N⁺⁵O₃⁻²)₂ + N⁺²O⁻² + H₂⁺¹O⁻²

Шаг 2. Найди элементы, у которых степень окисления изменилась.

Медь: 0 → +2. Азот: +5 → +2, тот самый, что ушёл в NO. А азот в нитрате меди так и остался в +5, он в переходе электронов не участвовал, просто образовал соль. Момент тонкий: часть HNO₃ работает окислителем, часть солеобразователем.

Шаг 3. Запиши электронные уравнения. Cu⁰ − 2e⁻ → Cu⁺² (окисляется, медь восстановитель) N⁺⁵ + 3e⁻ → N⁺² (восстанавливается, азот окислитель). Эти два уравнения и есть основа электронного баланса.

Шаг 4. Уравняй число отданных и принятых электронов. Наименьшее общее кратное для 2 и 3 — шесть. Первое уравнение умножаем на 3, а второе умножаем на 2: Cu⁰ − 2e⁻ → Cu⁺² | ×3 N⁺⁵ + 3e⁻ → N⁺² | ×2. Количество отданных и принятых электронов всегда должно быть одинаковым, поэтому приводим к общему значению.

Шаг 5. Перенеси множители в уравнение как коэффициенты. Коэффициенты расставляем сначала по балансу: тройку ставим перед медью, а двойку - перед оксидом азота (II).

3Cu + HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + H₂O

Шаг 6. Уравняй остальные элементы подбором и проверь по кислороду. Считаем азот справа: 3 · 2 = 6 в нитратах плюс 2 в NO, итого 8. Значит, перед HNO₃ ставим 8. Водорода слева получилось 8, перед водой ставим 4:

3Cu + 8HNO₃ = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

Кислород: слева 8 · 3 = 24, справа 3 · 6 + 2 + 4 = 24. Сошлось. Такую проверку делай всегда, она отлавливает большую часть ошибок.

Метод полуреакций — еще один способ уравнивать реакции, действует для реакций в растворах. Здесь мы работаем не с абстрактными степенями окисления, а с реальными частицами: ионами и молекулами, которые в растворе действительно существуют. Среда (H⁺, OH⁻, H₂O) входит в уравнения напрямую, и продукты часто получаются сами собой, угадывать их не приходится.

На ЕГЭ полуреакции не обязательны, электронного баланса хватает с головой. Но метод помогает, когда сложно вспомнить, во что превратиться окислитель или восстановитель, или сложно уравнять реакцию МЭБ. Метод полуреакций считается более правильным методом уравнивания, так как учитывает химизм реакции, поэтому в университете уравнивают реакции только им.

Разберём пример: KMnO₄ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → MnSO₄ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Все соединения нужно разбить на ионы как в полном ионном уравнении и определить, какие ионы не совпадают в реагентах и продуктам - именно они будут в наших полуреакциях .Полуреакция восстановления (кислая среда, избыток кислорода в MnO₄⁻ связываем ионами H⁺ в воду): MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O

Полуреакция окисления (сульфиту кислорода не хватает, берём его из воды): SO₃²⁻ + H₂O − 2e⁻ → SO₄²⁻ + 2H⁺

Важно: здесь добавляем воду для баланса кислорода в полуреакции, иначе не уравняется.

Аналогично приводим количество переданных электронов к одному знаменателю 10: первую полуреакцию умножаем на 2, а вторую - на 5. Складываем, сокращаем воду и ионы H⁺ в обеих частях:

2MnO₄⁻ + 5SO₃²⁻ + 6H⁺ = 2Mn²⁺ + 5SO₄²⁻ + 3H₂O

Переходим к молекулярному виду, добавив ионы K⁺ и Na⁺:

2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Перманганат встречается и в первой части, и в задании с полным уравнением. KMnO₄ восстанавливается по-разному в зависимости от среды, и продукты его реакций надо знать наизусть.

Разберем на конкретных примерах с сульфитом натрия в разных средах, как ведет себя перманганат.

Кислая среда: 2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

Нейтральная среда: 2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O = 2MnO₂↓ + 3Na₂SO₄ + 2KOH

Щелочная среда: 2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Запоминается одной фразой: чем кислее среда, тем глубже восстанавливается марганец. В кислоте до +2, в воде до +4, в щёлочи только до +6. Дихромат K₂Cr₂O₇ живёт по тому же принципу и в кислой среде уходит в Cr³⁺.

Реакции делят по тому, где сидят окислитель и восстановитель. В ЕГЭ на этом строится задание №17, где спрашивают различные виды классификаций химических реакций.

Межмолекулярные. Окислитель и восстановитель — разные вещества, и таких реакций больше всего: H₂S⁻² + Cl₂⁰ = S⁰↓ + 2HCl⁻¹, сера окислилась, хлор восстановился, каждый в своей молекуле.

Внутримолекулярные. Окислитель и восстановитель — разные элементы внутри одного вещества. Классика — разложение бертолетовой соли: 2KCl⁺⁵O₃⁻² = 2KCl⁻¹ + 3O₂⁰. Хлор принял электроны, кислород отдал, а сидели оба в KClO₃.

Диспропорционирование, оно же самоокисление- самовосстановление. Один и тот же элемент в промежуточной степени окисления одновременно и повышает её, и понижает: Cl₂⁰ + 2KOH = KCl⁻¹ + KCl⁺¹O + H₂O. Хлор из нуля разошёлся в −1 и +1. В горячей щёлочи продукт другой, KClO₃, и это очень любят проверять.

Сопропорционирование — обратный случай: один элемент приходит из двух разных степеней окисления в двух разных молекулах в одну промежуточную в одной молекуле . 2H₂S⁻² + S⁺⁴O₂ = 3S⁰↓ + 2H₂O, сера из −2 и +4 сходится в нуле.

В первой части ЕГЭ окислительно-восстановительные реакции проверяет задание 19: базовый уровень, один балл. Навык решения типовых заданий необходим — за пару минут увидеть, менялись ли степени окисления, и назвать, кто окислитель, а кто восстановитель. Полное уравнение с электронным балансом ждёт дальше, во второй части, и там дают 2 балла: один за баланс с указанием окислителя и восстановителя, второй за верные коэффициенты.

Разбор 1. Установите соответствие между схемой химической реакции и изменением степени окисления восстановителя в этой реакции:

A. CO2 + Mg → MgO + CO

Б. CO + Fe2O3 → FeO + CO2

B. CH4 → C2H2 + H2

1. -4 → -1

2. 0 → +2

3. -4 → +2

4. +2 →+4

В (А) восставлновителем является магний, он повышает степень окисления с 0 до +2 (2). В (Б) углерод отдает два электрона и повышает степень окисления с +2 до +4 (4). В (В) углерод из метана повышает степень окисления с -4 до -1 в ацетилене (1).

Ответ: 241.

Разбор 2. Установи соответствие между схемой реакции и свойством, которое проявляет в ней сера:

А) S + O₂ → SO₂

Б) S + H₂ → H₂S

В) S + 6HNO₃(конц.) → H₂SO₄ + 6NO₂ + 2H₂O

1) окислитель; 2) восстановитель.

В (А) сера из 0 уходит в +4, отдаёт электроны, восстановитель. В (Б) из 0 в −2, принимает, окислитель. В (В) из 0 в +6, снова восстановитель, а окислителем здесь работает азот. Сера в нуле сидит в промежуточной степени, поэтому умеет и то и другое, всё решает партнёр по реакции.

Ответ: 212.

В ОГЭ по химии ОВР проверяют похожим образом: определить окислитель и восстановитель, составить баланс для готовой схемы, без полного уравнения повышенного уровня.

Самая частая ошибка — неверно рассчитанная степень окисления, именно из-за нее разрушается весь баланс. Легче всего ошибиться в нетипичных соединениях - пероксидах (в H₂O₂ кислород −1, а не −2), гидридах (в NaH водород −1) и соединениях с несколькими атомами одного элемента. Проверка на тридцать секунд: сумма степеней окисления в молекуле равна нулю.

Забытая среда раствора в реакции — вторая по распространению. Написал MnSO₄ в реакции, где кислоты нет, или MnO₂ там, где среду задаёт H₂SO₄, и балл уплыл. Прежде чем выписывать продукты с KMnO₄ или K₂Cr₂O₇, посмотри в реагенты: кислота, вода или щёлочь. Таблицу из раздела про перманганат стоит держать в голове целиком.

Третья проблема — никто не проверяет кислород. Коэффициенты из баланса уравнивают только окислитель с восстановителем, всё остальное подбор. А многие переносят множители, дописывают воду наугад и сдают. Слева 24 атома кислорода, справа 22, минус балл. Пересчёт в обеих частях занимает полминуты, и делать его надо после каждого уравнения.

И напоследок: зубрить сто уравнений бессмысленно. Тебе поможет насмотренность и практика с применением правил на типичные окислители и восстановители, свойства перманганата и уравнивание баланса. Эти три главные точки в теме ОВР приведут тебя к высоким баллам!

А закрепить навыки решения заданий ты всегда можешь в нашем тренажёре по химии: lk.smitup.ru/trenazher/khimiya.