Окислительно-восстановительные реакции — это химические реакции, сопровождающиеся изменением степени окисления у атомов реагирующих веществ. При этом некоторые частицы отдают электроны, а некоторые получают.

Окислители и восстановители

Окислители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые принимают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления окислителя понижается. Окислители при этом восстанавливаются.

Восстановители — это частицы (атомы, молекулы или ионы), которые отдают электроны в ходе химической реакции. При этом степень окисления восстановителя повышается. Восстановители при этом окисляются.

Химические вещества можно разделить на типичные окислители, типичные восстановители, и вещества, которые могут проявлять и окислительные, и восстановительные свойства. Некоторые вещества практически не проявляют окислительно-восстановительную активность.

К типичным окислителям относят:

• простые вещества-неметаллы с наиболее сильными окислительными свойствами (фтор F₂, кислород O₂, хлор Cl₂);
• сложные вещества, в составе которых есть ионыметаллов или неметаллов с высокими положительными (как правило, высшими) степенями окисления : кислоты (H N +5 O₃, H Cl +7 O₄), соли (K N +5 O₃, K Mn +7 O₄), оксиды ( S +6 O₃, Cr +6 O₃)
• соединения, содержащие некоторые катионы металлов, имеющих высокие степени окисления: Pb 4+ , Fe 3+ , Au 3+ и др.

Типичные восстановители – это, как правило:

• простые вещества-металлы (восстановительные способности металлов определяются рядом электрохимической активности);
• сложные вещества, в составе которых есть атомы или ионы неметаллов с отрицательной (как правило, низшей) степенью окисления: бинарные водородные соединения (H₂S, HBr), соли бескислородных кислот (K₂S, NaI);
• некоторые соединения, содержащие катионы с минимальной положительной степенью окисления (Sn 2+ , Fe 2+ , Cr 2+ ), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления;
• соединения, содержащие сложные ионы, состоящие из неметаллов с промежуточной положительной степенью окисления (S +4 O₃) 2– , (НР +3 O₃) 2– , в которых элементы могут, отдавая электроны, повышать свою положительную степень окисления.

Большинство остальных веществ может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

Типичные окислители и восстановители приведены в таблице.

В лабораторной практике наиболее часто используются следующие окислители :

К восстановителям , которые применяются в лабораторной практике относятся:

• магний (Mg), алюминий (Al), цинк (Zn) и другие активные металлы;
• водород (Н₂) и углерод (С);
• иодид калия (KI);
• сульфид натрия (Na₂S) и сероводород (H₂S);
• сульфит натрия (Na₂SO₃);
• хлорид олова (SnCl₂).

Классификация окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции обычно разделяют на четыре типа: межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления), и реакции контрдиспропорционирования.

Межмолекулярные реакции протекают с изменением степени окисления разных элементов из разных реагентов. При этом образуются разные продукты окисления и восстановления .

2 Al 0 + Fe +3 ₂O₃ → Al +3 ₂O₃ + 2 Fe 0 ,

C 0 + 4H N +5 O_3(конц) = C +4 O₂ ↑ + 4 N +4 O₂ ↑+ 2H₂O.

Внутримолекулярные реакции – это такие реакции, в которых разные элементы из одного реагента переходят в разные продукты, например:

2 Na N +5 O -2 ₃ → 2 Na N +3 O₂ + O 0 ₂↑.

Реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – это такие реакции, в которых окислитель и восстановитель – один и тот же элемент одного реагента, который при этом переходит в разные продукты:

3Br₂ + 6 KOH → 5KBr + KBrO₃ + 3 H₂O,

Репропорционирование (конпропорционирование, контрдиспропорционирование ) – это реакции, в которых окислитель и восстановитель – это один и тот же элемент, который из разных реагентов переходит в один продукт. Реакция, обратная диспропорционированию.

2H₂ S -2 + S +4 O₂ = 3 S + 2H₂O

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции сопровождаются процессами окисления и восстановления:

Окисление — это процесс отдачи электронов восстановителем.

Восстановление — это процесс присоединения электронов окислителем.

Окислитель восстанавливается , а восстановитель окисляется .

В окислительно-восстановительных реакциях соблюдается электронный баланс: количество электронов, которые отдает восстановитель, равно количеству электронов, которые получает окислитель. Если баланс составлен неверно, составить сложные ОВР у вас не получится.

Используется несколько методов составления окислительно-восстановительных реакций (ОВР): метод электронного баланса, метод электронно-ионного баланса (метод полуреакций) и другие.

Рассмотрим подробно метод электронного баланса .

«Опознать» ОВР довольно легко — достаточно расставить степени окисления во всех соединениях и определить, что атомы меняют степень окисления:

K + ₂ S -2 + 2K + Mn +7 O -2 ₄ = 2K + ₂ Mn +6 O -2 ₄ + S 0

Выписываем отдельно атомы элементов, меняющих степень окисления, в состоянии ДО реакции и ПОСЛЕ реакции.

Степень окисления меняют атомы марганца и серы:

S -2 -2e = S 0

Mn +7 + 1e = Mn +6

Марганец поглощает 1 электрон, сера отдает 2 электрона. При этом необходимо, чтобы соблюдался электронный баланс. Следовательно, необходимо удвоить число атомов марганца, а число атомов серы оставить без изменения. Балансовые коэффициенты указываем и перед реагентами, и перед продуктами!

Схема составления уравнений ОВР методом электронного баланса:

Внимание! В реакции может быть несколько окислителей или восстановителей. Баланс необходимо составить так, чтобы ОБЩЕЕ число отданных и полученных электронов было одинаковым.

Общие закономерности протекания окислительно-восстановительных реакций

Продукты окислительно-восстановительных реакций зачастую зависят от условий проведения процесса. Рассмотрим основные факторы, влияющие на протекание окислительно-восстановительных реакций .

Самый очевидный фактор, определяющий — среда раствора реакции — кислая, нейтральная или щелочная. Как правило (но не обязательно), вещество, определяющее среду, указано среди реагентов. Возможны такие варианты:

• окислительная активность усиливается в более кислой среде и окислитель восстанавливается глубже (например, перманганат калия, KMnO₄, где Mn +7 в кислой среде восстанавливается до Mn +2 , а в щелочной — до Mn +6 );
• окислительная активность усиливается в более щелочной среде, и окислитель восстанавливается глубже (например, нитрат калия KNO₃, где N +5 при взаимодействии с восстановителем в щелочной среде восстанавливается до N -3 );
• либо окислитель практически не подвержен изменениям среды.

Среда протекания реакции позволяет определить состав и форму существования остальных продуктов ОВР. Основной принцип — продукты образуются такие, которые не взаимодействуют с реагентами!

Обратите внимание! Е сли среда раствора кислая, то среди продуктов реакции не могут присутствовать основания и основные оксиды, т.к. они взаимодействуют с кислотой. И, наоборот, в щелочной среде исключено образование кислоты и кислотного оксида. Это одна из наиболее частых, и наиболее грубых ошибок.

Также на направление протекания ОВР влияет природа реагирующих веществ. Например , при взаимодействии азотной кислоты HNO₃ с восстановителями наблюдается закономерность — чем больше активность восстановителя, тем больше восстанавливается азот N +5 .

При увеличении температуры большинство ОВР, как правило, проходят более интенсивно и более глубоко.

В гетерогенных реакциях на состав продуктов зачастую влияет степень измельчения твердого вещества . Например, порошковый цинк с азотной кислотой образует одни продукты, а гранулированный — совершенно другие. Чем больше степень измельчения реагента, тем больше его активность, как правило.

Рассмотрим наиболее типичные лабораторные окислители.

Основные схемы окислительно-восстановительных реакций

Схема восстановления перманганатов

В составе перманганатов есть мощный окислитель — марганец в степени окисления +7. Соли марганца +7 окрашивают раствор в фиолетовый цвет.

Перманганаты, в зависимости от среды реакционного раствора, восстанавливаются по-разному.

В кислой среде восстановление происходит более глубоко, до Mn 2+ . Оксид марганца в степени окисления +2 проявляет основные свойства, поэтому в кислой среде образуется соль. Соли марганца +2 бесцветны . В нейтральном растворе марганец восстанавливается до степени окисления +4 , с образованием амфотерного оксида MnO₂ — коричневого осадка, нерастворимого в кислотах и щелочах. В щелочной среде марганец восстанавливается минимально — до ближайшей степени окисления +6 . Соединения марганца +6 проявляют кислотные свойства, в щелочной среде образуют соли — манганаты . Манганаты придают раствору зеленую окраску .

Рассмотрим взаимодействие перманганата калия KMnO₄ с сульфидом калия в кислой, нейтральной и щелочной средах. В этих реакциях продуктом окисления сульфид-иона является S 0 .

3 K₂S + 2 KMnO₄ + 4 H₂O = 2 MnO₂↓ + 3 S↓ + 8 KOH,

Распространенной ошибкой в этой реакции является указание на взаимодействие серы и щелочи в продуктах реакции. Однако, сера взаимодействует с щелочью в довольно жестких условиях (повышенная температура), что не соответствует условиям этой реакции. При обычных условиях правильно будет указывать именно молекулярную серу и щелочь отдельно, а не продукты их взаимодействия.

При составлении этой реакции также возникают трудности. Дело в том, что в данном случае написание молекулы среды (КОН или другая щелочь) в реагентах не требуется для уравнивания реакции. Щелочь принимает участие в реакции, и определяет продукт восстановления перманганата калия, но реагенты и продукты уравниваются и без ее участия. Этот, казалось бы, парадокс легко разрешим, если вспомнить, что химическая реакция — это всего лишь условная запись, которая не указывает на каждый происходящий процесс, а всего лишь является отображением суммы всех процессов. Как определить это самостоятельно? Если действовать по классической схеме — баланс-балансовые коэффициенты-уравнивание металла, то вы увидите, что металлы уравниваются балансовыми коэффициентами, и наличие щелочи в левой части уравнения реакции будет лишним.

Перманганаты окисляют:

• неметаллы с отрицательной степенью окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк — до +5 ;
• неметаллы с промежуточной степенью окисления до высшей степени окисления;
• активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

KMnO₄ + неМе (низшая с.о.) = неМе 0 + другие продукты

KMnO₄ + неМе (промежуточная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

KMnO₄ + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

KMnO₄ + P -3 , As -3 = P +5 , As +5 + др. продукты

Схема восстановления хроматов/бихроматов

Особенностью хрома с валентностью VI является то, что он образует 2 типа солей в водных растворах: хроматы и бихроматы, в зависимости от среды раствора. Хроматы активных металлов (например, K₂CrO₄) — это соли, которые устойчивы в щелочной среде. Дихроматы (бихроматы) активных металлов (например, K₂Cr₂O₇) — соли, устойчивые в кислой среде .

Восстанавливаются соединения хрома (VI) до соединений хрома (III) . Соединения хрома Cr +3 — амфотерные, и в зависимости от среды раствора они существуют в растворе в различных формах: в кислой среде в виде солей (амфотерные соединения при взаимодействии с кислотами образуют соли), в нейтральной среде — нерастворимый амфотерный гидроксид хрома (III) Cr(OH)₃ , и в щелочной среде соединения хрома (III) образуют комплексную соль, например, гексагидроксохромат (III) калия K₃[Cr(OH)₆] .

Соединения хрома VI окисляют:

• неметаллы в отрицательной степени окисления до простых веществ (со степенью окисления 0), исключения — фосфор, мышьяк – до +5 ;
• неметаллы в промежуточной степени окисления до высшей степени окисления;
• активные металлы из простых веществ (ст.окисления 0) до соединений со стабильной положительной степенью окисления металла.

Хромат/бихромат + неМе (отрицательная с.о.) = неМе 0 + другие продукты

Хромат/бихромат + неМе (промежуточная положительная с.о.) = неМе(высшая с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + Ме 0 = Ме (стабильная с.о.) + др. продукты

Хромат/бихромат + P, As (отрицательная с.о.) = P, As +5 + другие продукты

Разложение нитратов

Соли-нитраты содержат азот в степени окисления +5 — сильный окислитель. Такой азот может окислять кислород (О -2 ). Это происходит при нагревании нитратов. При этом в большинстве случаев кислород окисляется до степени окисления 0, т.е. до молекулярного кислорода O₂ .

В зависимости от типа металла, образующего соль, при термическом (температурном) разложении нитратов образуются различные продукты: если металл активный (в ряду электрохимической активности находятся до магния), то азот восстанавливается до степени окисления +3, и при разложении образуется соли-нитриты и молекулярный кислород .

Например:

Активные металлы в природе встречаются в виде солей (KCl, NaCl).

Если металл в ряду электрохимической активности находится правее магния и левее меди (включая магний и медь) , то при разложении образуется оксид металла в устойчивой степени окисления, оксид азота (IV) (бурый газ) и кислород . Оксид металла образует также при разложении нитрат лития .

Например , разложение нитрата цинка:

Металлы средней активности чаще всего в природе встречаются в виде оксидов (Fe₂O₃, Al₂O₃ и др.).

Ионы металлов , расположенных в ряду электрохимической активности правее меди являются сильными окислителями. При разложении нитратов они, как и N +5 , участвуют в окислении кислорода, и восстанавливаются до простых веществ, т.е. образуется металл и выделяются газы — оксид азота (IV) и кислород .

Например , разложение нитрата серебра:

Неактивные металлы в природе встречаются в виде простых веществ.

Некоторые исключения!

Разложение нитрата аммония :

В молекуле нитрата аммония есть и окислитель, и восстановитель: азот в степени окисления -3 проявляет только восстановительные свойства, азот в степени окисления +5 — только окислительные.

При нагревании нитрат аммония разлагается. При температуре до 270 о С образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода:

Это пример реакции контрдиспропорционирования .

Результирующая степень окиcления азота — среднее арифметическое степени окисления атомов азота в исходной молекуле.

При более высокой температуре оксид азота (I) разлагается на простые вещества — азот и кислород :

При разложении нитрита аммония NH₄NO₂ также происходит контрдиспропорционирование.

Результирующая степень окисления азота также равна среднему арифметическому степеней окисления исходных атомов азота — окислителя N +3 и восстановителя N -3

Термическое разложение нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:

Нитрат железа (II) при низких температурах разлагается до оксида железа (II), при нагревании железо окисляется до степени окисления +3:

Нитрат никеля (II) разлагается до нитрита при нагревании до 150 о С под вакуумом и до оксида никеля при более высоких температурах (разложения нитрата никеля в ЕГЭ по химии не должно быть, но это не точно)).

Окислительные свойства азотной кислоты

Азотная кислота HNO₃ при взаимодействии с металлами практически никогда не образует водород , в отличие от большинства минеральных кислот.

Это связано с тем, что в составе кислоты есть очень сильный окислитель — азот в степени окисления +5. При взаимодействии с восстановителями — металлами образуются различные продукты восстановления азота.

Азотная кислота + металл = соль металла + продукт восстановления азота + H₂O

Азотная кислота при восстановлении может переходить в оксид азота (IV) NO₂ (N +4 ); оксид азота (II) NO (N +2 ); оксид азота (I) N₂O («веселящий газ»); молекулярный азот N₂; нитрат аммония NH₄NO₃ . Как правило, образуется смесь продуктов с преобладанием одного из них. Азот восстанавливается при этом до степеней окисления от +4 до −3. Глубина восстановления зависит в первую очередь от природы восстановителя и от концентрации азотной кислоты . При этом работает правило: чем меньше концентрация кислоты и выше активность металла, тем больше электронов получает азот, и тем более восстановленные продукты образуются .

Некоторые закономерности позволят верно определять основной продукт восстановления металлами азотной кислоты в реакции:

• при действии очень разбавленной азотной кислоты на металлы образуется, как правило, нитрат аммония NH₄NO₃;

Например , взаимодействие цинка с очень разбавленной азотной кислотой:

• концентрированная азотная кислота на холоде пассивирует некоторые металлы — хром Cr, алюминий Al и железо Fe . При нагревании или разбавлении раствора реакция идет;

пассивация металлов — это перевод поверхности металла в неактивное состояние за счет образования на поверхности металла тонких слоев инертных соединений, в данном случае преимущественно оксидов металлов, которые не реагируют с концентрированной азотной кислотой

• азотная кислота не реагирует с металлами платиновой подгруппы — золотом Au, платиной Pt, и палладием Pd;

• при взаимодействии концентрированной кислоты с неактивными металлами иметаллами средней активности азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV)NO₂ ;

Например , окисление меди концентрированной азотной кислотой:

• при взаимодействии концентрированной азотной кислоты с активными металлами образуется оксид азота(I) N₂O ;

Например , окисление натрия концентрированной азотной кислотой:

• при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с неактивными металлами (в ряду активности правее водорода) кислота восстанавливается до оксида азота (II) NO ;
• при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с металлами средней активности образуется либо оксид азота (II) NO, либо оксид азота N₂O, либо молекулярный азот N₂ — в зависимости от дополнительных факторов (активность металла, степень измельчения металла, степень разбавления кислоты, температура).
• при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с активными металлами образуется молекулярный азот N₂.

Для приближенного определения продуктов восстановления азотной кислоты при взаимодействии с разными металлами я предлагаю воспользоваться принципом маятника. Основные факторы, смещающие положение маятника: концентрация кислоты и активность металла. Для упрощения используем 3 типа концентраций кислоты: концентрированная (больше 30%), разбавленная (30% или меньше), очень разбавленная (меньше 5%). Металлы по активности разделим на активные (до алюминия), средней активности (от алюминия до водорода) и неактивные (после водорода). Продукты восстановления азотной кислоты располагаем в порядке убывания степени окисления:

Чем активнее металл, тем больше мы смещаемся вправо. Чем больше концентрация или меньше степень разбавления кислоты, тем больше мы смещаемся влево.

Например , взаимодействуют концентрированная кислота и неактивный металл медь Cu. Следовательно, смещаемся в крайнее левое положение, образуется оксид азота (IV), нитрат меди и вода.

Взаимодействие металлов с серной кислотой

Разбавленная серная кислота взаимодействует с металлами, как обычная минеральная кислота. Т.е. взаимодействует с металлами, которые расположены в ряду электрохимических напряжений до водорода. Окислителем здесь выступают ионы H + , которые восстанавливаются до молекулярного водорода H₂. При этом металлы окисляются, как правило, до минимальной степени окисления.

Например :

Концентрированная серная кислота взаимодействует с металлами, стоящими в ряду напряжений как до, так и после водорода.

H₂SO_{4 (конц)} + металл = соль металла + продукт восстановления серы (SO₂, S, H₂S) + вода

При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами образуются соль металла (в устойчивой степени окисления), вода и продукт восстановления серы — сернистый газ S +4 O₂, молекулярная сера S либо сероводород H₂S -2 , в зависимости от степени концентрации, активности металла, степени его измельчение, температуры и т.д. При взаимодействии концентрированной серной кислоты с металлами молекулярный водород не образуется!

Основные принципы взаимодействия концентрированной серной кислоты с металлами:

1. Концентрированная серная кислота пассивирует алюминий, хром, железо при комнатной температуре, либо на холоду;

2. Концентрированная серная кислота не взаимодействует с золотом, платиной и палладием ;

3. С неактивными металлами концентрированная серная кислота восстанавливается до оксида серы (IV).

Например , медь окисляется концентрированной серной кислотой :

Cu 0 + 2H₂ S +6 O_4(конц) = Cu +2 SO₄ + S +4 O₂ + 2H₂O

4. При взаимодействии с активными металлами и цинком концентрированная серная кислота образует серу S либо сероводород H₂S 2- (в зависимости от температуры, степени измельчения и активности металла).

Например , взаимодействие концентрированной серной кислоты с цинком :

Пероксид водорода

Пероксид водорода H₂O₂ содержит кислород в степени окисления -1. Такой кислород может и повышать, и понижать степень окисления. Таким образом, пероксид водорода проявляет и окислительные, и восстановительные свойства.

При взаимодействии с восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя, и восстанавливается до степени окисления -2. Как правило, продуктом восстановления пероксида водорода является вода или гидроксид-ион, в зависимости от условий проведения реакции. Например:

При взаимодействии с окислителями перекись окисляется до молекулярного кислорода (степень окисления 0): O₂. Например :

Как решать задачи С1 (30) на ЕГЭ по химии. Часть III

Продолжаем обсуждать решение задачи вида С1 (№ 30), которая обязательно встретится всем, кто будет сдавать ЕГЭ по химии. В первой части статьи мы изложили общий алгоритм решения задачи 30, во второй части разобрали несколько достаточно сложных примеров.

Третью часть начнем с обсуждения типичных окислителей и восстановителей и их превращений в различных средах.

Видео:ОВР и Метод Электронного Баланса — Быстрая Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Пятый шаг : обсуждаем типичные ОВР, которые могут встретиться в задаче №30

Хотелось бы напомнить несколько моментов, связанных с понятием степени окисления. Мы уже отмечали, что постоянная степень окисления характерна лишь для относительно небольшого числа элементов (фтора, кислорода, щелочных и щелочноземельных металлов и т. п.) Большинство элементов может проявлять разные степени окисления. Например, для хлора возможны все состояния от -1 до +7, хотя наиболее стабильны нечетные значения. Азот проявляет степени окисления от -3 до +5 и т. д.

Следует четко запомнить два важных правила.

1. Высшая степень окисления элемента — неметалла в большинстве случаев совпадает с номером группы, в которой находится данный элемент, а низшая степень окисления = номер группы — 8.

Например, хлор находится в VII группе, следовательно, его высшая степень окисления = +7, а низшая — 7 — 8 = -1. Селен находится в VI группе. Высшая степень окисления = +6, низшая — (-2). Кремний расположен в IV группе; соответствующие значения равны +4 и -4.

Запомните, что из этого правила есть исключения: высшая степень окисления кислорода = +2 (и даже она проявляется только во фториде кислорода), а высшая степень окисления фтора = 0 (в простом веществе)!

2. Металлы не способны проявлять отрицательные степени окисления. Это довольно важно, учитывая, что более 70% химических элементов относятся именно к металлам.

А теперь вопрос: «Может ли Mn(+7) выступать в химических реакциях в роли восстановителя?» Не спешите, попробуйте ответить самостоятельно.

Правильный ответ: «Нет, не может!» Объяснить это очень легко. Взгляните на положение этого элемента в периодической системе. Mn находится в VII группе, следовательно, его ВЫСШАЯ степень окисления равна +7. Если бы Mn(+7) выступал в роли восстановителя, его степень окисления повысилась бы (вспомните определение восстановителя!), а это невозможно, поскольку она и так имеет максимальное значение. Вывод: Mn(+7) может быть только окислителем.

По той же причине ТОЛЬКО ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ свойства могут проявлять S(+6), N(+5), Cr(+6), V(+5), Pb(+4) и т. д. Взгляните на положение этих элементов в периодической системе и убедитесь в этом сами.

И еще вопрос: «Может ли Se(-2) выступать в химических реакциях в роли окислителя?»

И вновь отрицательный ответ. Вы, вероятно, уже догадались, в чем тут дело. Селен находится в VI группе, его НИЗШАЯ степень окисления равна -2. Se(-2) не может ПРИОБРЕТАТЬ электроны, т. е., не может быть окислителем. Если Se(-2) участвует в ОВР, то только в роли ВОССТАНОВИТЕЛЯ.

По аналогичной причине ТОЛЬКО ВОССТАНОВИТЕЛЕМ может быть N(-3), P(-3), S(-2), Te(-2), I(-1), Br(-1) и т. д.

«А что, если элемент имеет промежуточную степень окисления?» — спросите вы. Ну, тогда возможно и его окисление, и его восстановление. Например, сера в реакции с кислородом окисляется, а в реакции с натрием — восстанавливается.

Наверное, логично предположить, что каждый элемент в высшей степени окисления будет выраженным окислителем, а в низшей — сильным восстановителем. В большинстве случаев это действительно так. Например, все соединения Mn(+7), Cr(+6), N(+5) можно отнести к сильным окислителям. Но, например, P(+5) и С(+4) восстанавливаются с трудом. А уж заставить Ca(+2) или Na(+1) выступить в роли окислителя практически невозможно, хотя, формально говоря, +2 и +1 — это тоже высшие степени окисления.

Наоборот, многие соединения хлора (+1) являются мощными окислителями, хотя степень окисления +1 в данном случае далека от высшей.

F(-1) и Cl(-1) — плохие восстано&shyвители, а их аналоги (Br(-1) и I(-1)) — хорошие. Кислород в низшей степени окисления (-2) практически не проявляет восстановительные свойства, а Te(-2) — мощный восстановитель.

Мы видим, что все не так очевидно, как хотелось бы. В ряде случаев, способность к окислению — восстановлению можно легко предвидеть, в других случаях — нужно просто запомнить, что вещество Х — это, скажем, хороший окислитель.

Кажется, мы наконец-то добрались до списка типичных окислителей и восстановителей. Хотелось бы, чтобы вы не просто «вызубрили» эти формулы (хотя и это будет неплохо!), но и смогли бы объяснить, почему то или иное вещество попало в соответствующий список.

Типичные окислители

1. Простые вещества — неметаллы: F 2 , O 2 , O 3 , Cl 2 , Br 2 .
2. Концентрированная серная кислота (H 2 SO 4 ), азотная кислота (HNO 3 ) в любой концентрации, хлорноватистая кислота (HClO), хлорная кислота (HClO 4 ).
3. Перманганат калия и манганат калия (KMnO 4 и K 2 MnO 4 ), хроматы и бихроматы (K 2 CrO 4 и K 2 Cr 2 O 7 ), висмутаты (напр., NaBiO 3 ).
4. Оксиды хрома (VI), висмута (V), свинца (IV), марганца (IV).
5. Гипохлориты (NaClO), хлораты (NaClO 3 ) и перхлораты (NaClO 4 ); нитраты (KNO 3 ).
6. Пероксиды, надпероксиды, озониды, органические перекиси, пероксокислоты, все остальные вещества, содержащие группировку -O-O- (напр., пероксид водорода — H 2 O 2 , пероксид натрия — Na 2 O 2 , надпероксид калия — KO 2 ).
7. Ионы металлов, расположенных в правой части ряда напряжений: Au 3+ , Ag + .

Типичные восстановители

1. Простые вещества — металлы: щелочные и щелочноземельные, Mg, Al, Zn, Sn.
2. Простые вещества — неметаллы: H 2 , C.
3. Гидриды металлов: LiH, CaH 2 , алюмогидрид лития (LiAlH 4 ), боргидрид натрия (NaBH 4 ).
4. Гидриды некоторых неметаллов: HI, HBr, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, PH 3 , силаны и бораны.
5. Иодиды, бромиды, сульфиды, селениды, фосфиды, нитриды, карбиды, нитриты, гипофосфиты, сульфиты.
6. Угарный газ (CO).

Хотелось бы подчеркнуть несколько моментов:

1. Я не ставил перед собой цели перечислить все окислители и восстановители. Это невозможно, да и не нужно.
2. Одно и то же вещество может выступать в одном процессе в роли окислителя, а в другом — в роли в-теля.
3. Никто не может гарантировать, что в экзаменационной задаче C1 вам обязательно встретится одно из этих веществ, но вероятность этого весьма высока.
4. Важно не механическое запоминание формул, а ПОНИМАНИЕ. Попробуйте проверить себя: выпишите вперемешку вещества из двух списков, а затем попробуйте самостоятельно разделить их на типичные окислители и восстановители. Руководствуйтесь теми соображениями, которые мы обсуждали в начале этой статьи.

А теперь небольшая контрольная работа. Я предложу вам несколько неполных уравнений, а вы попробуете найти окислитель и восстановитель. Дописывать правые части уравнений пока не обязательно.

Пример 12 . Определите окислитель и восстановитель в ОВР:

CrO 3 + C 3 H 6 + H 2 SO 4 = .

Na 2 SO 3 + Na 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = .

O 3 + Fe(OH) 2 + H 2 O = .

KMnO 4 + KNO 2 + KOH = .

H 2 O 2 + K 2 S + KOH = .

Думаю, вы справились с этим заданием без труда. Если же возникли проблемы, прочитайте еще раз начало этой статьи, поработайте над списком типичных окислителей.

«Все это чудесно! — воскликнет нетерпеливый читатель. — Но где же обещанные задачи С1 с неполными уравнениями? Да, в примере 12 мы смогли определить окислитель и в-тель, но ведь главное не в этом. Главное — суметь ДОПОЛНИТЬ уравнение реакции, а разве список окислителей сможет нам в этом помочь?»

Да, сможет, если понимать, ЧТО ПРОИСХОДИТ с типичными окислителями в различных условиях. Вот именно этим мы сейчас и займемся.

Видео:Окислительно-восстановительные реакции с нуля!| Екатерина Строганова | 100балльный репетиторСкачать

Шестой шаг : превращения некоторых окислителей в разных средах. «Судьба» перманганатов, хроматов, азотной и серной кислот

Итак, мы должны не только уметь распознавать типичные окислители, но и понимать, во что превращаются эти вещества в ходе ОВР. Очевидно, что без этого понимания мы не сможем правильно решить задачу 30. Ситуация усложняется тем, что продукты взаимодействия невозможно указать ОДНОЗНАЧНО. Бессмысленно спрашивать: «Во что превратится перманганат калия в ходе процесса восстановления?» Все зависит от множества причин. В случае KMnO 4 главная из них — это кислотность (pH) среды. В принципе, характер продуктов восстановления может зависеть от:

1. используемого в ходе процесса восстановителя,
2. кислотности среды,
3. концентраций участников реакции,
4. температуры процесса.

Мы не будем сейчас говорить о влиянии концентрации и температуры (хотя пытливые юные химики могут вспомнить, что, например, хлор и бром по-разному взаимодействуют с водным раствором щелочи на холоду и при нагревании). Сосредоточимся на рН среды и силе восстановителя.

Информацию, приведенную ниже, следует просто запомнить. Не надо пытаться анализировать причины, просто ЗАПОМНИТЕ продукты реакций. Уверяю вас, на ЕГЭ по химии это может вам пригодиться.

Продукты восстановления перманганата калия (KMnO 4 ) в различных средах

Пример 13 . Дополните уравнения окислительно — восстановительных реакций:

Решение . Руководствуясь списком типичных окислителей и восстановителей, приходим к выводу, что окислителем во всех этих реакциях является перманганат калия, а восстановителем — сульфит калия.

H 2 SO 4 , H 2 O и КОН определяют характер раствора. В первом случае реакция идет в кислой среде, во втором — в нейтральной, в третьем — в щелочной.

Вывод: в первом случае перманганат будет восстановлен до соли Mn(II), во втором — до диоксида марганца, в третьем — до манганата калия. Дополним уравнения реакций:

А во что превратится сульфит калия? Ну, естественно, в сульфат. Очевидно, что К в составе K 2 SO 3 окислять дальше просто некуда, окисление кислорода крайне маловероятно (хотя, в принципе, возможно), а вот S(+4) легко превращается в S(+6). Продукт окисления — K 2 SO 4 , можно добавить эту формулу в уравнения:

Наши уравнения практически готовы. Осталось добавить вещества, которые непосредственно не участвуют в ОВР и расставить коэффициенты. Кстати, если начать со второго пункта, возможно, будет даже проще. Построим, например, электронный баланс для последней реакции

Ставим коэффициент 2 перед формулами KMnO 4 и K 2 MnO 4 ; перед формулами сульфита и сульфата калия подразумеваем коэфф. 1:

2KMnO 4 + KOH + K 2 SO 3 = 2K 2 MnO 4 + K 2 SO 4 + .

Справа видим 6 атомов калия, слева — пока только 5. Надо исправлять положение; ставим перед формулой КОН коэффициент 2:

2KMnO 4 + 2KOH + K 2 SO 3 = 2K 2 MnO 4 + K 2 SO 4 + .

Последний штрих: в левой части видим атомы водорода, справа их нет. Очевидно, надо срочно найти какое-то вещество, которое содержит водород в степени окисления +1. Давайте возьмем воду!

2KMnO 4 + 2KOH + K 2 SO 3 = 2K 2 MnO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Проверяем еще раз уравнение. Да, все отлично!

«Интересное кино! — заметит бдительный юный химик. — А почему это вы добавили на последнем шаге именно воду? А если я захочу добавить перекись водорода или просто Н 2 или гидрид калия или Н 2 S? Вы добавили воду, т. к. ее НЕОБХОДИМО было добавить или вам просто так захотелось?»

Что же, давайте разбираться. Ну, во-первых, добавлять вещества в уравнение реакции по своему желанию мы, естественно не имеем права. Реакция идет именно так, как она идет; как распорядилась природа. Наши симпатии и антипатии не в силах повлиять на ход процесса. Мы можем попробовать изменить условия реакции (повысить температуру, добавить катализатор, изменить давление), но если условия реакции заданы, ее результат уже не может зависеть от нашей воли. Таким образом, формула воды в уравнении последней реакции — это не мое желание, а факт.

Во-вторых, вы, можете попробовать уравнять реакцию в случаях, когда вместо воды будут присутствовать перечисленные вами вещества. Уверяю вас: ни в одном случае вы не сможете этого сделать.

В-третьих, варианты с H 2 O 2 , Н 2 , KH или Н 2 S просто неприемлемы в данном случае по тем или другим причинам. Например, в первом случае меняется степень окисления кислорода, во втором и 3-м — водорода, а мы договорились, что степень окисления поменяется только у Mn и S. В четвертом случае сера вообще выступила в роли окислителя, а мы условились, что S — восстановитель. Кроме того, гидрид калия вряд ли «выживет» в водной среде (а реакция, напомню, идет в водном р-ре), а H 2 S (даже если бы это вещество и образовалось) неминуемо вступит в р-цию с КОН. Как видите, знание химии позволяет нам отвергнуть эти в-ва.

«Но почему именно вода?» — спросите вы.

Да, потому, например, что в данном процессе (как и во многих других) вода выступает в качестве растворителя. Потому, например, что если вы проанализируете все реакции, написанные вами за 4 года изучения химии, обнаружится, что Н 2 O встречается едва ли не в половине уравнений. Вода — вообще довольно «популярное» в химии соединение.

Поймите, я не утверждаю, что каждый раз, когда в задаче 30 вам надо «куда-то отправить водород» или «откуда-то взять кислород», необходимо хвататься за воду. Но, наверное, это будет первое вещество, о котором следует подумать.

Похожая логика используется для уравнений реакций в кислой и нейтральной средах. В первом случае необходимо добавить в правую часть формулу воды, во втором — гидроксида калия:

Расстановка коэффициентов у многоопытных юных химиков не должна вызвать ни малейших затруднений. Окончательный ответ:

В следующей части мы поговорим о продуктах восстановления хроматов и бихроматов, об азотной и серной кислотах.

Видео:Все об ОВР за 5 часов | Химия ЕГЭ 2023 | УмскулСкачать

Правила составления окислительно-восстановительных реакций

Видео:Всё об ОВР за 6 часов | Химия ЕГЭСкачать

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций

Существует несколько основных правил, которые сильно упрощают составление окислительно-восстановительных реакций. Более подробно эти и другие правила рассматривается на других страницах этого раздела, но для ЕГЭ достаточно знать правила из этого списка.

Реакции простых веществ: металлов и неметаллов с щелочами, кислотами и солями:

1.1) Из металлов только Al, Zn и Be взаимодействуют со щелочами с выделением водорода:
Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2­
Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2

1.2) Из неметаллов только S, P, Si и галогены реагируют с щелочами:

3S + 6NaOH → Na2SO3 + 2Na2S + 3H2O
P4 + 3NaOH + 3H2O → PH3­ + 3NaH2PO2 (t°, гипофосфит натрия)
Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2
Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)
3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2)

2.1) Металлы ( стоящие в ряду активности металлов до H2) реагируют с кислотами-неокислителями с выделением водорода:

2HCl + Fe → FeCl2 + H2
H2SO4(р) + Fe → FeSO4 + H2

2.2) Все металлы, кроме Pt и Au, реагируют с кислотами-окислителями без выделения водорода:
2H2SO4(к) + 2Ag → Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
6H2SO4(к) + 2Fe&nbsp → Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

2.3) Более сильные металлы вытесняют более слабые из растворов их солей:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

3) Неметаллы не реагируют с кислотами-неокислителями:
C + HCl → реакция не идет

4) Такие неметаллы, как S, C, P могут реагировать с солями, проявляющими окислительные свойства (KClO3, KNO3 в расплавленном состоянии):

6P + 5KClO3 → 3P2O5 + 5KCl
C + 2KNO3 (расплав) → CO2 + 2KNO2
S + 2KNO3 (расплав) → SO2 + 2KNO2

5) Важная реакция получения фосфора:

5C + 3SiO2 + Ca3(PO4)2 → 5CO + 2P + 3CaSiO3

6) Из неметаллов только S, C, и P реагируют с кислотами-окислителями (в рамках ЕГЭ), а также I2 с HNO3(к):

C + H2SO4(конц.) → CO2 + 2SO2 + 2H2O (t)
S + 2H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)
2P + 5H2SO4(конц.) → 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O (t)

C + 4HNO3(конц.) → CO2 + 4NO2 + 2H2O
P + 5HNO3(конц.)&nbsp → H3PO4 + 5NO2 + H2O
S + 6HNO3(конц.) → H2SO4 + 6NO2 + 2H2O

I2 + 10HNO3(конц.) → 2HIO3 + 10NO2+ 4H2O (t, другие галогены с кислотами не реагируют)

Фосфор

1) Наиболее устойчивая степень окисления фосфора +5, следовательно, любые другие соединения фосфора окисляются сильными окислителями до этой степени окисления (с образованием P2O5 или фосфат-иона):

PH3 + 8KMnO4 + 11KOH → K3PO4 + 8K2MnO4 + 7H2O
6P + 5KClO3 → 5KCl + 3P2O5
3P2O3 + 4HNO3 + 7H2O → 6H3PO4 + 4NO

Азот

1) Аммиак, как правило, окисляется до азота N2:

8NH3 + 3KBrO4 → 3KBr + 4N2 + 12H2O
2NH3 + 3CuO → 3Cu + N2­ + 6H2O

Исключением является каталитическое окисление аммиака:
4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (катализатор)

Обычное горение аммиака протекает с образованием N2 (как и горение любых органических азотсодержащих соединений):
4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O

2) Нитрит-ионы окисляются до нитрат-ионов:

3KNO2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 → 3KNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O
3KNO2 + 2KMnO4 + H2O → 3KNO3 + 2MnO2 + 2KOH

3) Нитрит-ионы восстанавливаются до азота в реакциях с солями аммония:

NaNO2 + NH4Cl → N2­­ + NaCl + 2H2O
Ca(NO2)2 + (NH4)2SO4 → 2N2­­ + CaSO4 + 4H2O

4) Нитрит-ионы восстанавливаются до оксида азота (II) в реакциях с типичными восстановителями: HI, йодидами, солями Fe +2 и др.:

2KNO2 + 2KI + 2H2SO4 → 2NO­­ + I2 + 2K2SO4 + 2H2O
HNO2 + 2HI → 2NO­­ + I2 + 2H2O

Следующий тип реакций встречается в вариантах Ю.Н. Медведева.

5) Нитрат-ионы являются сильными окислителями при сплавлении с соединениями Cr, Mn, Fe в щелочной среде и с некоторыми неметаллами (восстанавливаются до нитритов):

3NaNO3 + Cr2O3 + 4KOH → 3NaNO2 + 2K2CrO4 + 2H2O
KNO3 + MnO2 + K2CO3 → KNO2 + K2MnO4 + CO2
2NaNO3 + FeSO4 + 4NaOH → 2NaNO2 + Na2FeO4 + Na2SO4 + 2H2O

2KNO3(расплав) + C → 2KNO2 + CO2
2KNO3(расплав) + S → 2KNO2 + SO2

6) Нитрат-ионы являются сильными окислителями в кислотной среде:

2KNO3 + Cu + 2H2SO4 → CuSO4 + 2NO2 + K2SO4 + 2H2O

7) Восстановление нитратов до аммиака в реакциях с такими металлами, как Al, Zn, Mg (встречается очень редко):

3NaNO3 + 8Al + 5NaOH +18H2O → 3NH3 + 8Na[Al(OH)4]
NaNO3 + 4Zn + 7NaOH + 6H2O → NH3 + 4Na2[Zn(OH)4]
KNO3 + 4Mg + 6H2O → NH3 + 4Mg(OH)2 + KOH

Кислород

1) Перекись водорода окисляется до кислорода O2 типичными окислителями:
KMnO4, K2Cr2O7, галогены, соли кислородсодержащих кислот хлора (например, KClO3) и некоторыми другими.

5H2O2 + KMnO4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O
3H2O2 + 2KNO3 + H2SO4 → K2SO4 + 2NO + 3O2­ + 4H2O

2) Перекись водорода восстанавливается до H2O типичными восстановителями:
KI (HI, йодиды), K2SO3 (SO2, сульфиты), KNO2 (нитриты), PbS (H2S, сульфиды), соединения Cr +3 в щелочной среде, соединения Fe +2 , NH3 и некоторыми другими.

H2O2 + Na2SO3 → Na2SO4 + H2O
H2O2 + KNO2 → KNO3 + H2O
3H2O2 + 2NaCrO2 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + 4H2O

Галогены

1) Галогены диспропорционируют в щелочах:

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (аналогично для Br2, I2)
3Cl2 + 6NaOH → 5NaCl + NaClO3 + 3H2O (при нагревании, аналогично для Br2, I2)

2) Простые вещества галогены и соединения галогенов в любой положительной степени окисления восстанавливаются, как правило, до галогенид-ионов (т.е. до ст. ок. -1) в реакциях с типичными восстановителями:

5HClO3 + 6P + 9H2O → 5HCl + 6H3PO4
KClO3 + 6Fe(OH)2 + 18HCl → 6FeCl3 + KCl + 15H2O
2Cl2 + H3PO2 + 7KOH → K3PO4 + 4KCl + 5H2O
2Br2 + CrCl2 + 8NaOH → Na2CrO4 + 2NaCl + 4NaBr + 4H2O

Исключение: соединения йода в высоких степенях окисления могут восстанавливаться до I2, а не до йодид-иона
KIO3 + 5KI + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O.

3) Галогенид-ионы окисляются, как правило, до простых веществ: Cl2, Br2, I2:

14HCl + K2Cr2O7 → 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O
16HCl + 2KMnO4&nbsp → 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O

4) Йодид меди восстанавливает серную кислоту до SO2, тогда как йодиды активных металлов до H2S:

2CuI + 4H2SO4(конц.) → I2 + 2SO2 + 2CuSO4 + 4H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O

5) Концентрированной серной кислотой окисляются только бромид- и йодид-ионы. В первом случае образуется SO2, во втором H2S.

2KBr + 2H2SO4(конц.) → Br2 + SO2 + K2SO4 + 2H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4I2 + H2S + 4K2SO4 + 4H2O

Сера

1) Сульфид-ионы обычно окисляются до S типичными окислителями: Br2, I2, растворами солей K2Cr2O7, KMnO4 и др.:

3Na2S + K2Cr2O7 + 7H2SO4 → 3S + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 3Na2SO4 + 7H2O
5Na2S + 2KMnO4 + 16HCl → 5S + 2MnCl2 + 10NaCl + 2KCl + 8H2O

H2S + Br2 → S + 2HBr
H2S + H2O2 → S + 2H2O (образование H2SO4 возможно, зависит от условий задания)

2) С H2SO4(к) сероводород и сульфиды реагируют с образованием SO2, аналогично реакции кислоты с серой:

S + H2SO4(конц.) → 3SO2 + 2H2O (t)
H2S + 3H2SO4(конц.) → 4SO2 + 4H2O (t)

K2S + 4H2SO4(конц.) → K2SO4 + 4SO2 + 4H2O
В этой реакции сульфид-ион окисляется до SO2: S –2 -6e → S +4 .
Часть сульфат-ионов восстанавливается также до SO2 и часть остается для образования соли K2SO4.

3) Окисление H2S и сульфидов до сульфат-ионов протекает в реакциях с такими окислителями, как Cl2 в воде, H2O2, HNO3(конц.) при нагревании:

H2S + 4Cl2 + 4H2O → H2SO4 + 8HCl
H2S + 8HNO3(конц.) → H2SO4 + 8NO2 + 4H2O (образование S будет считаться ошибкой!)
PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O (черный сульфид свинца превращается в белый сульфат)

4) Сульфит-ионы любыми окислителями окисляются до сульфат-иона:

3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O → 2MnO2 + 2Na2SO4 + 2KOH
3K2SO3 + 2K2CrO4 + 5H2O → 2Cr(OH)3 + 3K2SO4 + 4KOH.

Медь

1) Соединения Cu +2 окисляют соединения S +4 и I – (восстанавливаясь до Cu +1 ):

2CuCl2 + SO2 + 2H2O → 2CuCl + 2HCl + H2SO4
2Cu(NO3)2 + 4KI → 2CuI + I2 + 4KNO3

В реакции с аммиаком выделяется металлическая медь:
3CuO + 2NH3 → N2 + 3Cu + 3H2O

2) Йодиды меди реагируют с H2SO4(к) с образованием SO2, тогда как йодиды щелочных металлов с образованием H2S:

2CuI + 4H2SO4 → 2CuSO4 + I2 + 2SO2 + 4H2O
8KI + 5H2SO4(конц.) → 4K2SO4 + 4I2 + H2S + 4H2O

3) Медь по-разному реагирует с галогенами:

Cu + Cl2 → CuCl2
Cu + Br2 → CuBr2
2Cu + I2 → 2CuI (соль меди +1)

4) Медь в степени окисления +2 восстанавливается самой медью:
CuO + Cu → Cu2O (t)
CuCl2 + Cu → 2CuCl (t).

Железо

1) Соединения Fe +3 окисляют соединения S –2 , S +4 , I – и некоторые слабые металлы (восстанавливаясь до Fe +2 ):

Fe2O3 + 6HI → 2FeI2 + I2 + 3H2O
2FeCl3 + 3Na2S → 2FeS + S + 6NaCl
2FeCl3 + H2S → 2FeCl2 + S + 2HCl
2FeCl3 + Na2SO3 +H2O → 2FeCl2 + Na2SO4 + 2HCl

2FeCl3 + Cu → CuCl2 + 2FeCl2 (соль железа +2)
Fe2(SO4)3 + Cu → CuSO4 + 2FeSO4 (соль железа +2)
2Fe(NO3)3 + Fe → 3Fe(NO3)2 (соль железа +2)

2) В кислой среде соединения Fe +2 окисляются такими окислителями, как KMnO4, K2Cr2O7, Na2O2, HNO3, H2SO4(к) и др. до солей Fe +3 :

6FeCl2 + Na2Cr2O7 + 14HCl → 6FeCl3 + 2CrCl3 + 2NaCl + 7H2O
2FeSO4 + Na2O2 + 2H2SO4 → Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 2H2O

3) В щелочной среде образуется гидроксид железа (III):

FeCl2 + KMnO4 + 3KOH → K2MnO4 + Fe(OH)3 + 2KCl
2FeSO4 + 2KMnO4 + 6NaOH → K2MnO4 + 2Fe(OH)3 + Na2MnO4 + 2Na2SO4

4) Железо по-разному реагирует с галогенами:

2Fe + 3F2 → 2FeF3
2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
2Fe + 3Br2 → 2FeBr3
Fe + I2 → FeI2 (соль железа +2)

5) Соединения Fe +2 , Fe +3 также могут быть окислены до степени окисления +6 (до ферратов, например, Na2FeO4) очень сильными окислителями, но на ЕГЭ знание этих реакций не проверяется (источник: вебинары от разработчиков экзамена):
3FeSO4 + 2NaClO3 + 12NaOH → 3Na2FeO4 + 2NaCl + 3Na2SO4 + 6H2O.

Марганец

1) В кислой среде образуются соли Mn +2 :
K2MnO4 + 8HBr → MnBr2 + 2Br2 + 2KBr + 4H2O
2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4

2) В щелочной среде образуется манганат-ион MnO4 2– (зеленого цвета):
MnSO4 + 2Br2 + 8KOH → K2MnO4 + 4KBr + Na2SO4 + 4H2O
2KMnO4 + 2FeSO4 + 6NaOH → K2MnO4 + 2Fe(OH)3 + Na2MnO4 + 2Na2SO4

3) В нейтральной среде образуется осадок бурого цвета MnO2:
3MnSO4 + 2KMnO4 + 2H2O → 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
2KMnO4 + 3K2S + 4H2O → 2MnO2 + 3S + 8KOH
K2MnO4 + Na2S + 2H2O → S + MnO2 + 2NaOH + 2KOH

Хром

1) Восстановление дихроматов в кислой среде протекает с образованием солей Cr +3 :
Na2Cr2O7 + 6NaI + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4Na2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
K2Cr2O7 + 3KNO2 + 8HNO3 → 2Cr(NO3)3 + 5KNO3 + 4H2O

2) Окисление соединений Cr +2 в кислой среде протекает с образованием солей Cr +3 :

6CrCl2 + K2Cr2O7 + 14HCl → 8CrCl3 + 2KCl + 7H2O
2CrCl2 + 4H2SO4(конц.) → Cr2(SO4)3 + SO2 + 4HCl + 2H2O

3) Окисление соединений Cr +3 очень сильными окислителями с щелочами или с карбонатами щелочных металлов протекает с образованием хроматов (типичные окислители: KNO3, Cl2, KClO3, H2O2 и др. в щел. среде):

Cr2O3 + 3KNO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2
Cr2(SO4)3 + 3Cl2 + 16KOH → 2K2CrO4 + 6KCl + 3K2SO4 + 8H2O
2Cr(OH)3 + KClO3 + 4NaOH → 2Na2CrO4 + KCl + 5H2O
2Cr(OH)3 + 3H2O2 + 4KOH → 2K2CrO4 + 8H2O

4) Соединения Cr +6 в различных средах:
В щелочной среде устойчивы соли хромовой кислоты (хроматы, желтого цвета), например, Na2CrO4.
В кислой среде устойчивы соли дихромовой кислоты (дихроматы, оранжевого цвета), например, Na2Cr2O7.

CrO3 + 2KOH → K2CrO4 + H2O

2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O (в кислотной среде желтая окраска переходит в оранжевую).
Na2Cr2O7 + 2NaOH → 2Na2CrO4 + H2O (в щелочной среде оранжевая окраска переходит в желтую).

Среда раствора

1) С карбонатами щелочных металлов реакции протекают аналогично щелочной среде реакции:

Cr2O3 + 3KNO3 + 2K2CO3 → 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2CO2
MnO2 + KNO3 + K2CO3 → K2MnO4 + KNO2 + CO2­

2) Если в реакцию вступает оксид серы (IV) SO2 в нейтральном растворе, то реакция протекает аналогично кислой среде раствора:

2KMnO4 + 5SO2 + 2H2O → 2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4.

Поэтому очень важно не зубрить окислительно-восстановительные реакции, а знать какие соединения проявляют окислительные, а какие восстановительные свойства, и знать основные правила, приведенные выше.

📸 Видео

ОВР: как решать быстро и правильно | ХИМИЯ ЕГЭ | Лия МенделееваСкачать

Окислительно-восстановительные реакции в кислой среде. Упрощенный подход.Скачать

Составление ур-й окислительно-восст. реакций методом ионно-электронного баланса. 1ч. 10 класс.Скачать

Суть всех ОВР за 10 минут! | Химия ЕГЭ 2024 | УМСКУЛСкачать

Решение ОВР методом полуреакцийСкачать

Окислительно-восстановительные реакции - НЕОРГАНИКА | ЕГЭ химияСкачать

КАК РЕШАТЬ 29 ЗАДАНИЕ В ЕГЭ ПО ХИМИИ 2023? Практика по ОВР!Скачать

8 класс. ОВР. Окислительно-восстановительные реакции.Скачать

Задание 20: ОВР с нуля | Поймет каждый | Химия ОГЭ | УмскулСкачать

ОВР для чайников — Как определить Окислитель и Восстановитель #shorts #youtubeshortsСкачать

Все ОВР с перманганатом для ЕГЭ 2023 | Интенсив | Екатерина Строганова | 100балльныйСкачать

Как составлять окислительно-восстановительные реакции? | ЕГЭ ХИМИЯ 2022 | СОТКАСкачать

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР). Что надо знать и как их решатьСкачать

Уравнивание органических ОВР за 12 минут | ХИМИЯ ЕГЭ | СОТКАСкачать

Окислительно-восстановительные реакции. 1 часть. 9 класс.Скачать