Кто отдал электроны, кто забрал — и как из этого собрать коэффициенты.
ОВР — реакция, в которой электроны переходят от одного вещества к другому, и степени окисления меняются. Всё держится на двух ролях:
Отдаёт электроны и сам при этом окисляется (СО повышается). Пример: Fe0 → Fe2+.
Принимает электроны и сам при этом восстанавливается (СО понижается). Пример: Cl₂0 → 2Cl-.
Окислитель окисляет другого, а сам восстанавливается. Электроны текут от восстановителя к окислителю. «Отдал — окислился, взял — восстановился».
| Сильные окислители | Сильные восстановители |
|---|---|
| KMnO₄, K₂Cr₂O₇ | металлы (Na, Zn, Fe, Al) |
| HNO₃, H₂SO₄ (конц.) | H₂, C, CO |
| F₂, Cl₂, O₂, O₃ | H₂S, HI, HBr, NH₃ |
Элемент в высшей СО может быть только окислителем (S+6, N+5, Mn+7). В низшей — только восстановителем (S2-, N3-). В промежуточной — и тем, и другим (S0, N+3).
Суть проста: сколько электронов отдал восстановитель, ровно столько принял окислитель. Уравниваем это число — и получаем коэффициенты.
1. Расставить степени окисления. 2. Найти элементы, у которых СО изменилась. 3. Записать полуреакции отдачи и приёма электронов. 4. Уравнять число электронов (найти НОК). 5. Перенести множители как коэффициенты и добить баланс по остальным атомам.
НОК(3, 4) = 12: восстановитель ×4, окислитель ×3.
4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃
Al — восстановитель, O2 — окислитель.
Продукт восстановления перманганата KMnO4 зависит от среды. Это любимая деталь задания 30 — запомни три исхода:
| Среда | Продукт Mn | Цвет |
|---|---|---|
| кислая (H+) | Mn2+ | бесцветный |
| нейтральная | MnO₂↓ | бурый осадок |
| щелочная (OH-) | MnO₄2- | зелёный |
Чем «кислее», тем сильнее падает СО марганца: в кислой среде до +2, в нейтральной до +4, в щелочной лишь до +6.
2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O
кислая среда → Mn2+, раствор обесцвечивается
2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O → 2MnO₂↓ + 3Na₂SO₄ + 2KOH
нейтральная → бурый осадок MnO₂
2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH → 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O
щелочная → зелёный манганат K₂MnO₄
Обрати внимание: кислоту берут ту же, что и анион соли — иначе в продуктах появятся лишние вещества.
| Исходное | Среда | Продукт | Цвет |
|---|---|---|---|
| K₂Cr₂O₇ (Cr+6) | кислая | Cr3+ (Cr₂(SO₄)₃) | оранжевый → зелёный |
| K₂CrO₄ (Cr+6) | щелочная | [Cr(OH)₆]3- / CrO₂- | жёлтый → зелёный |
| Cr3+ | щелочная + окислитель | CrO₄2- | зелёный → жёлтый |
Оранжевый дихромат Cr₂O₇2- живёт в кислой среде, жёлтый хромат CrO₄2- — в щелочной. Добавил щёлочь — оранжевый стал жёлтым; добавил кислоту — обратно. Степень окисления хрома при этом не меняется (+6), это не ОВР.
Окислитель и восстановитель могут быть разными веществами, а могут сидеть в одной молекуле — и даже быть одним элементом.
Окислитель и восстановитель — разные вещества. Самый обычный случай.
Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑
Оба в одном веществе, но это разные элементы. Обычно реакции разложения.
2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑
Один и тот же элемент одновременно повышает и понижает степень окисления.
Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O
Обратный случай: два разных состояния элемента сходятся в одно промежуточное.
2H₂S + SO₂ → 3S↓ + 2H₂O
Только если элемент находится в промежуточной степени окисления — ему есть куда и повышаться, и понижаться. Сера в S0 или S+4 может, а в H₂S (S-2, низшая) или H₂SO₄ (S+6, высшая) — нет.
Элемент в высшей с.о. может быть только окислителем (отдавать нечего): S+6 в H₂SO₄, N+5 в HNO₃, Mn+7 в KMnO₄. В низшей — только восстановителем (принимать некуда): S-2 в H₂S, N-3 в NH₃, Cl-1 в HCl. В промежуточной — и тем, и другим, смотря по партнёру.
Определи тип каждой ОВР: 1) 4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O 2) NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O 3) 3Cl₂ + 6KOH → 5KCl + KClO₃ + 3H₂O
Обычные кислоты окисляют металл ионом H+, и выделяется водород. У азотной и концентрированной серной окислитель другой — сам кислотный остаток. Поэтому водород с ними не выделяется никогда.
При реакции металла с HNO₃ (любой концентрации) и с концентрированной H₂SO₄ водород H₂ не образуется. Вместо него — продукт восстановления азота или серы. Написал H₂ — потерял балл.
| Кислота | Металл | Продукт восстановления |
|---|---|---|
| H₂SO₄ (конц.) | малоактивный (Cu, Ag) | SO₂↑ |
| активный (Zn, Mg, Al при нагревании) | S↓ или H₂S↑ | |
| HNO₃ (конц.) | малоактивный (Cu, Ag) | NO₂↑ (бурый газ) |
| активный | N₂O↑ | |
| HNO₃ (разб.) | малоактивный (Cu, Ag) | NO↑ |
| активный (Mg, Zn) | N₂↑, N₂O↑ или NH₄NO₃ |
Чем активнее металл и чем разбавленнее кислота, тем глубже восстанавливается азот или сера. Ряд для азота: NO₂ → NO → N₂O → N₂ → NH₄NO₃. Медь с концентрированной даёт бурый NO₂, а магний с очень разбавленной — уже соль аммония.
Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
3Cu + 8HNO₃(разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O
Один и тот же металл, одна кислота — но концентрация меняет продукт и все коэффициенты. В первой реакции виден бурый газ, во второй выделяется бесцветный NO, буреющий на воздухе.
Al, Fe, Cr на холоде не реагируют с концентрированными HNO₃ и H₂SO₄: на поверхности возникает плотная оксидная плёнка, которая защищает металл. Поэтому концентрированную азотную кислоту перевозят в стальных цистернах. При нагревании пассивация снимается и реакция идёт.
В разбавленной H₂SO₄ окислителем работает ион H+: он принимает электроны и превращается в H₂. В концентрированной кислоты как таковой почти нет — есть молекулы H₂SO₄, и роль окислителя берёт на себя сера в с.о. +6, которая восстанавливается до SO₂, S или H₂S. Водороду в этой схеме места не остаётся.
Ответь мысленно, потом раскрой карточку.
Zn0 → Zn2+ отдаёт электроны — восстановитель. H+ → H₂0 принимает — окислитель (ионы водорода кислоты).
Na0 − 1e- → Na+ (×2); Cl₂0 + 2e- → 2Cl- (×1). Итог: 2Na + Cl₂ → 2NaCl.
Нет. В H2S сера в низшей СО (−2), ниже некуда — она может только отдавать электроны, то есть быть восстановителем.
До Mn2+ (бесцветный раствор). В нейтральной — до MnO2, в щелочной — до MnO42-.
Орбита оценит уровень по каждой из 34 тем ЕГЭ и сама подберёт, что решать дальше. Первая диагностика — 12 задач, регистрация по логину, почту не спрашиваем.
Начать бесплатно