Овр неорганика егэ

100 ОВР, котрые помогут учащимся при сдаче ЕГЭ по химии.

1) 2KMnO4 + 3MnSO4 + 2H2O = 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4

2) 2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O + 2KCl

3) 5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 + K2SO4 + 3H2O

4) 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

5) 2KMnO4 + 5H2S + 3H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

6) 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 3H2O

7)SO2 + 2KMnO4 + 4KOH = K2SO4 + 2K2MnO4 + 2H2O

K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O

9) K2Cr2O7 + 3NaNO2 + 4H2SO4 = 3NaNO3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 4H2O

10) K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 = 3I2 + Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 7H2O

11) 4Mg + 10HNO3(оч.разб.) = 4Mg(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O

12) Cr2(SO4)3 + 3Br2 + 16NaOH = 6NaBr + 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 + 8H2O

13)Al2S3 + 30HNO3(конц.) = 2Al(NO3)3 + 3H2SO4 + 24NO2 + 12H2O

14) 6FeSO4 + 2HNO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O

15) FeCl2 + 4HNO3(конц.) = Fe(NO3)3 + 2HCl + NO2 + H2O

16) AlP + 11HNO3(конц.) = H3PO4 + 8NO2 + Al(NO3)3 + 4H2O

17) 6FeSO4 + KClO3 + 3H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + KCl + 3H2O

18) 3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O

19) 2Al + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = Al2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

20) 3P2O3 + 2HClO3 + 9H2O = 6H3PO4 + 2HCl

21) Cr2(SO4)3 + 6KMnO4 + 16KOH = 2K2CrO4 + 6K2MnO4 + 3K2SO4 + 8H2O

22) Cr2O3 + 3KNO3 + 4KOH = 2K2CrO4 + 3KNO2 + 2H2O

23) 2NaNO2 + 2NaI + 2H2SO4 = 2NO + I2 + 2Na2SO4 + 2H2O

24) 8KI + 9H2SO4(конц.) = 4I2 + H2S + 8KHSO4 + 4H2O

25) Cu + 2FeCl3 = CuCl2 + 2FeCl2

26) 3PH3 + 4HClO3 = 3H3PO4 + 4HCl

27) 3NO₂ + H₂O = NO + 2HNO₃

28) I2 + K2SO3 + 2KOH = 2KI + K2SO4 + H2O

29) 2NH3 + 3KClO = N2 + 3KCl + 3H2O

30) 6P + 5HClO3 + 9H2O = 5HCl + 6H3PO4

31) 3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO

32) Ca(ClO)2 + 4HCl = CaCl2 + 2Cl2 + 2H2O

33) 3H2S + HClO3 = 3S + HCl + 3H2O

34) Fe2(SO4)3 + 2KI = 2FeSO4 + I2 + K2SO4

35) 2KMnO4 + KI + H2O = 2MnO2 + KIO3 + 2KOH

36) I2 + 10HNO3(конц.) = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O

37) 3As2S3 + 28HNO3 + 4H2O = 6H3AsO4 + 28NO + 9H2SO4

38) 4Mg + 5H2SO4(конц.) = 4MgSO4 + H2S + 4H2O

39) MnO2 + 2KBr + 2H2SO4 = MnSO4 + Br2 + K2SO4 + 2H2O

40) 5HCOH + 4KMnO4 + 6H2SO4 = 5CO2 + 2K2SO4 + 4MnSO4 + 11H2O

41) 3KNO2 + 2KMnO4 + H2O = 3KNO3 + 2MnO2 + 2KOH

42) NaClO + 2KI + H2SO4 = I2 + NaCl + K2SO4 + H2O

43) 2KNO3 + 6KI + 4H2SO4 = 2NO + 3I2 + 4K2SO4 + 4H2O

44) 14HCl + K2Cr2O7 = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

45) 2Cr(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O

46) K2MnO4 + 8HCl = MnCl2 + 2Cl2 + 2KCl + 4H2O

47) K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2O = 2Cr(OH)3 + 3Na2SO4 + 2KOH

48) 2KMnO4 + 10KBr + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Br2 + 6K2SO4 + 8H2O

49) 4Zn + KNO3 + 7KOH = NH3 + 4K2ZnO2 + 2H2O

50) 2Fe(OH)3 + 3Br2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6KBr + 8H2O

51) P2O3 + 6KOH + 2NO2 = 2NO + 2K3PO4 + 3H2O

52) 2KMnO4 + 2NH3 = 2MnO2 + N2 + 2KOH + 2H2O

53) 3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH

54) 3NaNO2 + Na2Cr2O7 + 8HNO3 = 5NaNO3 + 2Cr(NO3)3 + 4H2O

55) B + HNO3(конц.) + 4HF = NO + HBF4 + 2H2O

56) 2CuCl2 + SO2 + 2H2O = 2CuCl + 2HCl + H2SO4

57) PH3 + 8AgNO3 + 4H2O = 8Ag + H3PO4 + 8HNO3

58) 2NH3 + 6KMnO4 + 6KOH = N2 + 6K2MnO4 + 6H2O

59) 5Zn + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5ZnSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

60) 3KNO2 + K2Cr2O7 + 8HNO3 = 5KNO3 + 2Cr(NO3)3 + 4H2O

61) FeS + 12HNO3(конц.) = Fe(NO3)3 + H2SO4 + 9NO2 + 5H2O

62) KIO3 + 5KI + 3H2SO4 = 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O

63) 2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O

64) Fe2(SO4)3 + Na2SO3 + H2O = 2FeSO4 + Na2SO4 + H2SO4

65) 3P2O3+ 2H2Cr2O7 + H2O = 2H3PO4 + 4CrPO4

66) 3Si + 4HNO3 + 18HF = 3H2SiF6 + 4NO + 8H2O

67) 5Na2SO3(нед.) + 2KIO3 + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 5Na2SO4 + H2O

68) 2CrBr3 + 3H2O2 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaBr + 8H2O

69) 8 KMnO4 + 5 PH3 + 12H2SO4 = 5H3PO4 + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 12H2O

70) 3SO2 + K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O

71) 3P2O3 + 4HNO3 + 7H2O = 6H3PO4 + 4NO

72) 2NO + 3KClO + 2KOH = 2KNO3 + 3KCl + H2O

73) 5PH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 = 5H3PO4 + 4K2SO4 + 8MnSO4 + 12H2O

74) 5AsH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 = 5H3AsO4 + 4K2SO4 + 8MnSO4 + 12H2O

75) 2CuI + 4H2SO4(конц.) = 2CuSO4 + I2 + 4H2O + 2SO2

76) Si + 2KOH + H2O = K2SiO3 + 2H2 (to)

77) B + 3HNO3 = H3BO3 + 3NO2

78) 8NH3 + 3Br2 = N2 + 6NH4Br

79) P4 + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2

80) Al2O3 + 3C + 3Cl2 = 2AlCl3 + 3CO(to)

81) H₂S + HClO = S + HCl + H₂O

82) 5KNO3(расплав) + 2P = 5KNO2 + P2O5

83) I2 + 5Cl2 + 6H2O = 2HIO3 + 10HCl

84) H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl

85) 8Zn + 5H2S2O7 = 8ZnSO4 + 2H2S + 3H2O

86) 2FeCl3 + 3Na2S = 2FeS + S + 6NaCl

87) Na2S + 8NaNO3 + 9H2SO4 = 10NaHSO4 + 8NO2 + 4H2O

88) Cr2O3 + 3NaNO3 + 2Na2CO3 = 2Na2CrO4 + 3NaNO2 + 2CO2

89) 5C + Ca3(PO4)2 + 3SiO2 = 2P + 5CO + 3CaSiO3 (to)

90) 2NaI + H2O2 + H2SO4 = Na2SO4 + I2 + 2H2O

91) 14HBr + K2Cr2O7 = 2CrBr3 + 3Br2 + 7H2O + 2KBr

92) 2NH3 + 2KMnO4(тв.) = N2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O (to)

93) 2FeCl3 + SO2 + 2H2O = 2FeCl2 + H2SO4 + 2HCl

94) 2HMnO4 + 5H2S + 2H2SO4 = 5S + 2MnSO4 + 8H2O

95) 3KNO3 + 8Al + 5KOH + 18H2O = 3NH3 + 8K[Al(OH)4]

96) 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

97) P4 + 20HNO3 = 4H3PO4 + 20NO2 + 4H2O

98) 3NaClO + 4NaOH + Cr2O3 = 2Na2CrO4 + 3NaCl + 2H2O

99) Na2SO3 + 2KMnO4 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O

100) Cr2(SO4)3 + 3H2O2 + 10NaOH = 2Na2CrO4 + 3Na2SO4 +8H2O

Основные правила составления окислительно-восстановительных реакций 

(скачать pdf файл)

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.

Правило 1. 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  →  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):

Правило 2. 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

Правило 3. 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

Взаимодействие азотной кислоты с простыми и сложными веществами

Правило 4. 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

Свойства пероксида водорода с примерами

Правило 5. 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  → 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.

6) Более сильные галогены вытесняют менее сильные из галогенидов. В ряду F2, Cl2, Br2, I2 окислительные свойства ослабевают.

Cl2 + 2NaI → I2 + 2NaCl
Cl2 + NaF → реакция не идет, так как Cl2 — более слабый окислитель чем F2.

Все галогены вытесняют серу из сульфидов:
(NH4)2S + Br2 → S + 2NH4Br.

Правило 6. Сера

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

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.

5) Взаимодействие серной кислоты с простыми и сложными веществами

Правило 7. 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).

Правило 8. 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.

Правило 9. 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

 Правило 10. 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).

Правило 11. 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.

1. Окислители и восстановители
2. Классификация окислительно–восстановительных реакций
3. Основные правила составления ОВР
4. Общие закономерности протекания ОВР
5. Основные схемы ОВР
5.1. Схема восстановления перманганатов
5.2. Схема восстановления хроматов/бихроматов
5.3. Разложение нитратов
5.4. Окислительные свойства азотной кислоты
5.5. Взаимодействие металлов с серной кислотой
5.6. Пероксид водорода

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 ионы металлов или неметаллов с высокими положительными (как правило, высшими) степенями окисления: кислоты (HN⁺⁵O₃, HCl⁺⁷O₄), соли (KN⁺⁵O₃, KMn⁺⁷O₄), оксиды (S⁺⁶O₃,  Cr⁺⁶O₃)
• соединения, содержащие некоторые катионы металлов, имеющих  высокие степени окисления: Pb⁴⁺, Fe³⁺, Au³⁺ 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 (Sn²⁺, Fe²⁺, Cr²⁺), которые, отдавая электроны, могут повышать свою степень окисления;
• соединения, содержащие сложные ионы, состоящие из неметаллов с промежуточной положительной степенью окисления (S⁺⁴O₃)^2–, (НР⁺³O₃)^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:

• перманганат калия (KMnO₄);

• дихромат калия (K₂Cr₂O₇);

• азотная кислота (HNO₃);

• концентрированная серная кислота (H₂SO₄);

• пероксид водорода (H₂O₂);

• оксиды марганца (IV) и свинца (IV) (MnO₂, PbO₂);

• расплавленный нитрат калия (KNO₃) и расплавы некоторых других нитратов .

К восстановителям, которые применяются в лабораторной практике относятся:

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.

2Al⁰ + Fe⁺³₂O₃ → Al⁺³₂O₃ + 2Fe⁰,

C⁰ + 4HN⁺⁵O_3(конц) = C⁺⁴O₂ ↑ + 4N⁺⁴O₂ ↑+ 2H₂O.

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

(N^-3H₄)₂Cr⁺⁶₂O₇  → N₂⁰ ↑+ Cr⁺³₂O₃ + 4 H₂O,

2 NaN⁺⁵O^-2₃ → 2 NaN⁺³O₂ + O⁰₂↑.

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.

 2H₂S^-2 + S⁺⁴O₂ = 3S + 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⁺₂S^-2 + 2K⁺Mn⁺⁷O^-2₄ = 2K⁺₂Mn⁺⁶O^-2₄ + S⁰

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

Степень окисления меняют атомы марганца и серы:

S^-2 -2e = S⁰

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! Если 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 Mn²⁺. 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 S⁰.

5 K₂S + 2 KMnO₄ + 8 H₂SO₄ = 5 S + 2 MnSO₄ + 6 K₂SO₄ + 8 H₂O,

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.

K₂S + 2 KMnO₄ –(KOH)= 2 K₂MnO₄ + S↓

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.) = неМе⁰ + другие продукты

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

KMnO₄ + Ме⁰ = 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.) = неМе⁰ + другие продукты

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

Хромат/бихромат + Ме⁰ = 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:

2NaNO₃ → 2NaNO₂ + O₂. 

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:

2Zn(NO₃)₂ → 2ZnО + 4NO₂ + O₂.

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:

2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂ + O₂.

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 ^оС образуется оксид азота (I) («веселящий газ») и вода:

NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O

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:

2NH₄NO₃ → 2N₂ + O₂ + 4H₂O

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

NH₄NO₂ → N₂ + 2H₂O

Термическое разложение  нитрата марганца (II) сопровождается окислением металла:

Mn(NO₃)₂ = MnO₂ + 2NO₂

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

2Fe(NO₃)₂ → 2FeO + 4NO₂ + O₂ при 60°C
4Fe(NO₃)₂ → 2Fe₂O₃ + 8NO₂ + O₂ при >60°C

Нитрат никеля (II) разлагается до нитрита при нагревании до 150^оС 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:

4Zn + 10HNO₃ = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

• 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 и металлами средней активности азотная кислота восстанавливается до оксида азота (IV) NO₂;

Например, окисление меди концентрированной азотной кислотой:

Cu+ 4HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O 

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

Например, окисление натрия концентрированной азотной кислотой:

8Na+ 10HNO₃ = 8NaNO₃ + N₂O + 5H₂O 

• 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:

NO₂; NO; N₂O; N₂; NH₄NO₃

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:

Fe + H₂SO_4(разб) = FeSO₄ + H₂

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⁺⁴O₂, 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:

Cu⁰ + 2H₂S⁺⁶O_4(конц) = Cu⁺²SO₄ + S⁺⁴O₂ + 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:

8Na⁰ + 5H₂S⁺⁶O_4(конц) → 4Na₂⁺SO₄ + H₂S^—2 + 4H₂O

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:

S⁺⁴O₂ + H₂O₂^-1 → H₂S⁺⁶O₄^-2

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

2KMn⁺⁷O₄ + 5H₂O₂^-1 + 3H₂SO₄ → 5O₂⁰ + 2Mn⁺²SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

Пройти тестирование по этим заданиям
Вернуться к каталогу заданий

Версия для печати и копирования в MS Word

Пройти тестирование по этим заданиям

МБОУ
Лицей  « МОК № 2»

Подготовка
к ЕГЭ по химии

Окислительно
— восстановительные реакции в неорганической химии (метод электронного баланса
в расстановке коэффициентов в уравнениях реакций)

Задания
36(С- 1), 37(С-2).

учитель
химии Высшей

категории

Строгонова
Нина Ивановна

г.
Воронеж.

Аннотация.

     Данный
материал создан, чтобы оказать помощь учащимся, которые самостоятельно
готовятся к ЕГЭ. Подробно рассматриваются  такие  вопросы как : определение
степени окисления, восстановителя и окислителя, составление полуреакций
окисления – восстановления. Пошагово рассматривается методика расстановки
коэффициентов в ОВР методом электронного баланса на достаточно сложных
примерах, предупреждаются возможные ошибки. Подобрано большое количество
заданий различного уровня сложности для самостоятельной работы: более простые,
когда  даны полные схемы реакций, и более сложные, когда формулы некоторых
веществ надо добавить в уравнения, как это предлагается в материалах ЕГЭ. Но
наибольшую трудность у учащихся вызывают задания С- 2, когда по описанию
эксперимента надо полностью составить уравнения ОВР(оcобенно
на примере превращений соединений Mn, Cr, Me
и неМе с кислотами – окислителями и др.) Несомненно очень полезными окажутся 
не только при подготовке к ЕГЭ, но и к олимпиадам, таблицы «Важнейшие
восстановители и окислители»( краткие и особенно ценны подробные о превращениях
восстановителей и окислителей с учётом характера среды в растворах)

Подготовка
к ЕГЭ по химии. Задания 36(С- 1), 37(С-2)

Окислительно
— восстановительные реакции в неорганической

химии
(метод электронного баланса в расстановке коэффициентов в уравнениях реакций)

Эта тема является одной из самых
сложных при подготовке учеников к сдаче ЕГЭ по химии.

 
ОВР в неорганической химии.

Решение
заданий части С-1 ЕГЭ требует  комплекса знаний и умений. Важнейшие из них:

1.Умение
расставлять степени окисления элементов в  молекулярных формулах веществ.

 2.Определять
окислитель и восстановитель и составлять

         схемы полуреакций процессов
окисления, восстановления,

         то есть найти количество и направление
перехода электронов.

          3. Умение составлять электронный
баланс (число отданных

         электронов равно числу
присоединённых)

        4. Умение
расставлять коэффициенты.

Немного
теории.

      
Для того, чтобы определить степени окисления элементов, нужно

              разобраться
со следующими понятиями.

 Электроотрицательность
— способность атомов притягивать к себе общие
электронные пары.  Притягивая к себе электроны, атомы приобретают частичный
отрицательный заряд. Наиболее электроотрицательными являются неметаллы: фтор,
кислород и азот. Металлы, как правило, смещают электроны от себя, приобретая
положительный заряд.

 Степень
окисления. Понятие степени
окисления весьма формально: это заряд, который приобрел бы атом, если бы все
связи в молекуле стали ионными.

При
определении степени окисления в неорганических веществах чаще всего пользуются алгебраическим
методом и находят усредненное значение степени окисления. Именно поэтому
иногда степень окисления выражается нецелыми числами. Степень окисления каждого
отдельного атома должна быть целым числом (потому что смещается целое
количество электронов).

Значение
степени окисления некоторых элементов.

·       
Степень окисления элементов в простых веществах
равна 0.

·       
Фтор в соединениях имеет степень окисления
– 1.

·       
Металлы 1-2 группы главной подгруппы в
соединениях имеют степень окисления +№ группы. (В принципе, можно сказать, что
бор и алюминий тоже имеют степень окисления +№ группы, так как в школьном курсе
с другими степенями окисления этих элементов мы не сталкиваемся. Но строго
говоря, у алюминия, галлия, индия и таллия есть соединения, в которых они
проявляют степень окисления +1)

·       
Водород в большинстве соединений проявляет
степень окисления +1, и только в гидридах (соединениях с металлами) может быть
– 1.

·       
Кислород чаще всего проявляет степень
окисления – 2. Однако, в соединениях с фтором может быть +1 или +2, в
соединениях с активными металлами и водородом может проявлять степень окисления
– 1 (пероксиды), и дробные степени окисления (надпероксиды и озониды).

·     Все
остальные неметаллы могут проявлять переменные степени окисления от (№
группы – – низшая степень окисления до + № группы – высшая
степень окисления. Если атом неметалла является в молекуле наиболее
электроотрицательным, то его степень окисления скорее всего будет низшей (№
группы – 8).

·     Металлы
побочных подгрупп и главных подгрупп 4 – 6 групп могут иметь только
положительные степени окисления в соединениях, причем у элементов побочных подгрупп
номер группы не всегда соответствует высшей степени окисления  (например, медь
+2, золото +3, железо +6, никель +2, кобальт +3 и т.д.). Степень окисления этих
элементов можно определить только по формуле.

1.Определение
степени окисления

Алгебраический метод определения степени
окисления исходит из       того, что молекула в
целом  электронейтральна, то есть сумма степеней окисления всех элементов равна
нулю.

Например,
определим степени окисления элементов в молекуле сернистой кислоты H₂SO₃.
Так как водород в этой молекуле не связан с металлом, то его степень окисления
+1(на 2 атома водорода приходится +2), кислород не связан с фтором, перед нами
явно не пероксид и не озонид, поэтому его степень окисления  – 2 (на 3 атома
кислорода приходится –6). Обозначим степень окисления серы  за х. Тогда +2–6+х
= 0; х = +4.

Этот метод хорош и для
определения степени окисления элементов в ионах. Например, нитрат-анион NO₃^–.

У кислорода степень окисления – 2, на 3
атома кислорода приходится –6, пусть степень окисления азота х, тогда сумма
степеней окисления равна заряду иона, то есть:  х–6 = –1, откуда х = +5

       Задание 1.  
Любым из способов определите степени окисления всех

       элементов в
соединениях, объясняя последовательность действий: NO₂F,

        BaO₂, NH₄F,
NaH₂PO₂, Ca(SCN)₂, K₄[Fe(CN)₆].

        2.Умение 
составлять электронный баланс, то есть определять

         количество
и направление перехода электронов.

 Окисление
– процесс отдачи электронов. (Небольшой мнемонический приём: Окисление
– Отдача, начинаются с одной буквы)

Восстановление
– процесс принятия электронов.

 Окисление происходит с восстановителем.
Значит,    восстановитель отдает электроны, окисляется, его степень
окисления повышается.

Восстановление происходит с
окислителем. Значит, окислитель принимает электроны,
восстанавливается, его степень окисления понижается.

 Графический метод.

Сколько электронов
принимает или отдает атом элемента, можно посчитать по координатной прямой.

           3.Расстановка
коэффициентов методом электронного баланса.

Пример
1.

КMnO₄
+ K₂SO₃ + H₂SO₄ ®
MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

1)    Определяем
степени окисления всех элементов;

2)    Выбираем
те элементы, у которых изменилась степень окисления;

3)    Составляем
электронный баланс

Восст-ль
S⁺⁴ 
– 2e  ® 
S⁺⁶      
5    Окисление

Окис-ль Mn⁺⁷
+5e ® Mn⁺²   
2     Восстановление

Перед атомами марганца в
левой и правой части уравнения нужно поставить коэффициент 2. В этом
действии можно не сомневаться, так как марганец в левой и правой части
встречается только по одному разу.

     2KMnO₄
+ K₂SO₃ + H₂SO₄ ® 2MnSO₄
+ K₂SO₄ + H₂O

С серой возникает вопрос:
к какому из атомов серы относится коэффициент 5? К тому, степень
окисления которого в уравнении встречается единожды, то есть +4.
Ставим коэффициент 5 перед K₂SO₃.

2KMnO₄
+ 5K₂SO₃
+ H₂SO₄
® 2MnSO₄
+ K₂SO₄
+ H₂O

Дальше сравниваем левую и
правую часть схемы и достраиваем коэффициенты в таком порядке: калий ( в левой
части 10+2=12, перед K₂SO₄
поставим 6)

2KMnO₄
+ 5K₂SO₃ + H₂SO₄ ® 2MnSO₄
+ 6K₂SO₄ + H₂O

Теперь в правой части
поставлены коэффициенты перед серой, число её атомов 8. В левой части
уже есть коэффициент перед серой 5, не хватает еще 3.

2KMnO₄
+ 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ ® 2MnSO₄
+ 6K₂SO₄ + H₂O

Сравниваем число атомов
водорода. Ставим перед водой  3.

2KMnO₄
+ 5K₂SO₃ + 3H₂SO₄ ® 2MnSO₄
+ 6K₂SO₄ +  3H₂O

Осталось сравнить число
атомов кислорода в лев. и прав. части уравнения. 35 и 35.

Пример2.

Hg + HNO₃ ® Hg(NO₃)₂
+ NO + H₂O

1)   
Определяем степени окисления всех
элементов;

2)   
Выбираем те элементы, у которых изменилась
степень окисления;

3)   
Составляем электронный баланс

Восст-ль
Hg⁰
– 2e ® Hg⁺²   
  3     Окисление(ок- е)  

Окисл — ль N ⁺⁵ +3e ® N⁺²     
2  Восстаннвление (вос-е)

Число принятых и отданных электронов
переносим крест-накрест и сокращаем. Это множители, которые позволяют
осуществить закон сохранения: число принятых электронов должно быть равно
числу отданных электронов.

Теперь эти множители нужно внести в схему
реакции, они должны стать коэффициентами. Перед атомами меди в левой и правой
части уравнения нужно поставить коэффициент 3. В этом действии можно не
сомневаться, так как медь в левой и правой части встречается только по одному
разу.

     3 Hg + HNO₃ ® 3Hg(NO₃)₂
+ NO + H₂O

А вот с азотом возникает вопрос : к
какому из атомов азота относится коэффициент 2? Ответ: к тому, степень
окисления которого в уравнении встречается единожды, то есть +2.
Ставим коэффициент 2 перед NO.

3 Hg+ HNO₃ ® 3Hg(NO₃)₂
+ 2NO + H₂O

Дальше сравниваем левую и правую часть
схемы и достраиваем коэффициенты в таком порядке: в правой части после
выставления коэффициентов из баланса перед всеми атомами азота есть
коэффициенты, пересчитаем азот в правой части – 8, ставим этот
коэффициент перед азотной кислотой.

3 Hg + 8HNO₃
® 3Hg(NO₃)₂
+ 2NO + H₂O

Теперь в левой части поставлен коэффициент
перед водородом, число его атомов 8. Ставим в правую часть перед водой 4.

3 Hg+ 8HNO₃
® 3Hg(NO₃)₂
+ 2NO + 4H₂O

Осталось сравнить
число атомов кислорода в левой и правой части уравнения. Если равно –
коэффициенты расставлены правильно, если нет – ищем ошибку.        

Пример 3. Случаи,
когда индекс при химическом элементе вносится в электронный баланс.

1)    Если
формула простого вещества записывается с индексом, например, О_2, Н_2,
N₂
и др.

NH₃
+O₂
® NO
+ H₂O

Восст-ль     N^-3
– 5e ® N⁺²      
4    Окисление

Окислитель O₂⁰
+4e ® 2O^-2    
5   Восстановление

5 ставим перед простым
веществом – кислородом, 4 – перед азотом в левой и правой части уравнения,
уравниваем водород, проверяем кислород.

4NH₃
+5O₂
= 4NO + 6H₂O

2)    Если
в молекуле атомы одного элемента соединены между собой (то есть присутствует
ковалентная неполярная связь): пероксиды, дисульфиды, тиосульфат, веселящий
газ, органические вещества:

Cr(OH)₃ + H₂O₂
+ KOH ®
K₂CrO₄ + H₂O

Восстановитель Cr⁺³
– 3e ® Cr⁺⁶ 
2      Окисление

окислитель 2O^-1
+2e ® 2O^-2        
 3       Восстановление

3 ставим перед пероксидом
водорода, 2 – перед хромом в левой и правой части уравнения, уравниваем калий,
потом —  водород, проверяем кислород.

2Cr(OH)₃
+ 3H₂O₂ + 4KOH =  2 K₂CrO₄
+ 8H₂O

3)    Если
у одного элемента в левой и правой части уравнения есть одинаковый индекс:

K₂Cr₂O₇
+ K₂SO₃ + H₂SO₄ ®
Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄
+ H₂O

 Восстановитель
S⁺⁴–
2e ® S⁺⁶       
6   3  Окисление

 Окислитель        2Cr⁺⁶
+6e ® 2Cr⁺³
2  1  Восстановление

Перед сульфитом ставим
3, перед хромом в левой и правой части коэффициент не нужен, уравниваем
калий (в правой части перед сульфатом калия ставим 4), затем – серу (в левой
части перед серной кислотой – 4), водород – перед водой 4, проверяем кислород.

K₂Cr₂O₇
+ 3K₂SO₃ + 4H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃
+ 4K₂SO₄ + 4H₂O       

Задание
2. Расставьте коэффициенты методом
электронного баланса в следующих схемах реакций:

1) Na
+ HNO₃
® NaNO₃
+ N₂O
+ H₂O

2) K₂FeO₄ + H₂SO₄
®
Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O
+ O₂

3) H₂O₂ + KMnO₄ + HNO₃
®
Mn(NO₃)₂ + KNO₃ + H₂O + O₂

  4) Ti₂(SO₄)₃
+ KClO₃ + H₂O ® TiOSO₄ + KCl
+ H₂SO₄

5) Mn₃O₄ + KClO₃
+ K₂CO₃ ® K₂MnO₄ + KCl +
CO₂

Самое сложное при написании ОВР – это
правильно определить продукты реакции( пропущенные формулы в заданиях С-1,
составление уравнений по описанию превращений в заданиях С – 2.) Для этого
нужны глубокие химические знания, а помочь в их систематизации и определении
продуктов взаимодействия может составление таблиц.

Краткий перечень
важнейших окислителей и восстановителей.

Восстановители	Окислители
Металлы, Водород, Уголь, Окись углерода (II) (CO) Сероводород (H2S), Оксид серы (IV) (SO2), Cернистая кислота H2SO3 и ее соли, Галогеноводородные кислоты и их соли, Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3, Азотистая кислота HNO2, Аммиак NH3, Гидразин NH2NH2, Оксид азота(II) (NO), Катод при электролизе.	Галогены, Перманганат калия(KMnO4) манганат калия (K2MnO4) оксид марганца (IV) (MnO2) Дихромат калия (K2Cr2O7) хромат калия (K2CrO4) Азотная кислота (HNO3) Серная кислота (H2SO4) концентрированная Оксид меди(II) (CuO) оксид свинца(IV) (PbO2) оксид серебра (Ag2O) пероксид водорода (H2O2) Хлорид железа(III) (FeCl3), Бертоллетова соль (KClO3) Анод при электролизе.

Подробный перечень
важнейших окислителей и восстановителей: Подробный перечень
окислителей — таблица.Окислители.

No	Окислитель	Восстановленная форма	Среда	Примечания
1.	KMnO4	Mn2+	кислая	—
MnO2	нейтральная или слабощёлочная
MnO42—	сильнощёлочная
2.	MnO2	Mn2+	—	—
3.	K2Cr2O7	Cr3+	кислая или нейтральная	в нейтральной возможны Cr(OH)3 или [Cr(OH)6]3-
CrO2-	щелочная
4.	K2CrO4 Na2CrO4	Cr3+	кислая или нейтральная	в нейтральной возможны Cr(OH)3 или [Cr(OH)6]3-
CrO2—	щелочная
5	CrO3	Cr3+	кислая или нейтральная	в нейтральной возможны Cr(OH)3 или [Cr(OH)6]3-
CrO2-	щелочная
6.	HNO3разбавл.	NO	—	с малоактивными металлами и неметаллами
HNO3 оч. разбавл.	NH3 или NH4+	С щёлочными или щелочноземельными металлами
HNO3 конц.	N2O	с активными металлами
NO3	с неактивными металлами и неметаллами
7.	NaNO3	NH3	—	C Al и Zn
8.	HNO2	NO	—	—
9.	KNO2	NO	—	—
10.	H2SO4 разбавл.	H2	—	с металлами левее водорода
H2SO4 конц.	SO2	с малоактивными металлами и неметаллами
H2S	с активными металлами.
S	с остальными металлами
11.	Соли	М		малоактивные металлы
MхAnу	Мп+(п<у)		металлы средней активности
AgNO3	Ag	—	—
Ag2O	Ag
AuCl3	Au
HgCl2	Hg+
FeCl3	Fe2+
CrCl3	Cr3+
SnCl4	Sn2+
CuCl2	Cu2+
12	H2O2	H2O	кислая или нейт.	—
2OH­	щелочная
13.	Cl2	Cl-	—	—
14.	Br2	Br-	—	—
15.	I2	I-	—	—
16.	HClO	Cl-	—	Возможно Cl2
17.	HBrO	Br-	—	Возможно Br2
18.	HIO	I-	—	Возможно I2
19.	HClO2	Cl-	—	—
20.	HClO3	Cl­-	—	Возможно Cl2
21.	HBrO2	Br-	—	Возможно Br2
22.	HIO3	I-	—	Возможно I2
23.	O2	O2- (H2O)	—	—
24.	O3	O2	—	—
25.	PbO2	Pb2+	кислая	—
PbO22-	щелочная
26.	SbCl5	SbCl3	—	—
27.	CaOCl2	Cl-	—	—
28.	H3PO3	P или PH3	—	—
29.	Na2SO3	S	—	—
30.	N2H4	NH3	—	—

Подробный
перечень восстановителей — таблица. Восстановители.

No п/п	Восстановитель	Окисленная форма	Среда	Примечания
1.	Al	Al3+	кислая	—
[Al(OH)4]-	щелочная	в растворе
AlO2—	щелочная	сплавление
2.	Zn	Zn2+	кислая	—
[Zn(OH)4]-	щелочная	в растворе
ZnO22-	щелочная	сплавление
3.	Pb	Pb2+	кислая	—
PbO22-	щелочная
4.	H2	H+	—	—
5.	S	SO2	—	при обжиге
SO42-	в растворе
SO32-	чаще SO42-
6.	C	CO	—	недостаток О2 — обжиг
CO2	избыток О2 — обжиг
CO32-	в растворе
7.	P	P2O3	—	недостаток O2 — обжиг
P2O5	избыток O2 — обжиг
PO43-	в растворе
8.	NH3	NO	—	возможно N2 или NO2
9.	HCl, HBr, HI	Cl2, Br2, I2	—	—
10.	Соли Mn2+	MnO4—	кислая	—
MnO2	нейтральная
MnO42-	щелочная
11.	MnO2	MnO4—	кислая	—
MnO42-	щелочная
12.	Соли Cr2+	Cr3+	кислая	—
CrO2—	щелочная
13.	PH3	PO43-	—	—
14.	KClO3	ClO4—	—	нетипичен
15.	As2O3	AsO43-	—	в растворе
As2O5	обжиг
16.	HNO2	NO3—	—	с сильным окислителителем
17.	KNO2	NO3—	—	—
18.	Соли Fe2+	Fe3+	—	—
FeO42-	с сильным окислителем
19.	Соли Cr3+	Cr2O72-	кислая или нейтральная	—
CrO42-	щелочная
20.	KCrO2	CrO42-	—	—
21.	H2S	S	—	SO2 или SO42-
22.	Na2S	S	—	иногда SO42-
23.	H2SO3	SO42-	—	—
24.	K2SO3	SO42-	—	—
25.	CuCl	CuCl2	—	—
26.	SnCl2	Sn4+	—	—
27.	H3PO3	PO43-	—	—
28.	H2O2	O2	—	—
29.	I2	IO3—	—	—
30.	Cl2	ClO3—	—	—
31.	Br2	Br3—	—	—
32.	N2H4	N2	—	—

3.Вставьте пропущенные формулы. Расставьте коэффициенты методом
электронного баланса в следующих схемах реакций

Реальные
задания С-1 ЕГЭ по химии.

1. FeSO₄
   + KMnO₄ + … =  … + K₂SO₄ +K₂MnO₄
2. FeS
   +  …  +H₂SO_4(конц.)
   =  …  NO₂
   +
   H₂O
3. N₂O₄
   + HMnO₄ +  …  =HNO₃ + Mn(NO₃)₂
4. P₂O₃
   + H₂Cr₂O₇ +  …  = H₃PO₄
   + CrPO₄
5. NO
   +KClO +  …  = KNO₃ + KCl + …
6. PH₃
   + HMnO₄  = MnO₂ + …  +…
7. HCOH
   + KMnO₄ +  …
   = CO₂ +K₂SO₄ +
   … +
   …
8. SO₂
   + KMnO₄ +H₂O =  …
    +MnSO₄ +
   …
9. NH₃
   + KMnO₄ +  …  = N₂ + K₂MnO₄ +H₂O
10. FeSO₄
    +  H₂Cr₂O₇  + … =  … +Cr₂(SO₄)₃
    + … +H₂O
11. FeSO₄
    +  KMnO₄ +
    … = … +MnSO₄ +
    K₂SO₄  +H₂O
12. NO₂
    + P₂O₃ + …
     = NO + K₂HPO₄ 
    + …
13. Al
    + H₂Cr₂O₇  + …=  … +Cr₂(SO₄)₃
    + … + H₂O
14. PH₃
    + AgNO₃ + … =
    Ag +  …
    + HNO₂
15. FeCl₂
    + HNO_3(конц.)
    = Fe(NO₃)₃ +HCl
    +  …  +…
16. KNO₂
    + …
    + K₂SO₄ = J₂ +
    NO +  …
     + …
17. Zn
    + KMnO₄+  …
    =  …
     + MnSO₄ + K₂SO₄  +…
18. PH₃
    + HClO3 = HCl + …
19. FeSO₄
    + KClO₃ + … = Fe₂(SO₄)₃
    + … + H₂O
20. … 
     + KMnO₄= N₂ + MnO₂
    +KOH +  …
21. K₂Cr₂O₇ 
    + HCOH+ H₂SO₄ = CO₂ +  … + Cr₂(SO₄)₃
    + H₂O
22. Cu₂S
    HNO₃ = Cu (NO₃)₂ +  … + NO₂ +H₂O
23. P 
    + KOH + …  =
    KH₂PO₄ + PH₃
24. Fe₃O₄
    + HNO_{3 (конц.)}
    = Fe (NO₃)₃ + 
    … + H₂
25. 25.NaCrO₂
    + …+NaOH =… + NaBr + H₂O

Задания с- 1 из ЕГЭ 2015 года.

1.Используя
метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

FeSO4 + KClO3 + …
→ Fe2(SO4)3 + … + H2O

 Определите
окислитель и восстановитель.

   
2.Используя
метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

      NH3
+ KMnO4 + … → … + K2MnO4 + H2O

      Определите окислитель и восстановитель

Источники:

1.     Д.Д.
Дзудцова, Л.Б. Бестаева. Окислительно – восстановительные реакции. М. Дрофа,
2005г.

2.     http://www.dpva.info/Guide/GuideChemistry/burningandexolisions/OxidationAndDeoxidation/

3.     http://himik.pro/okislitelno-vosstanovitelnyie-reaktsii-2/metod-elektronnogo-balansa

4.     http://www.superhimik.com/t5776-topic#7140

5.     http://techemy.com/forum/viewtopic.php?f=11&t=190

6.     https://ru.wikipedia.org/wiki/%D5%E8%EC%E8%F7%E5%F1%EA%EE%E5_%F3%F0%E0%E2%ED%E5%ED%E8%E5

7.     http://chimical-docs.ru/index.php?action=full&id=373

8.     http://www.himhelp.ru/section23/section7/section44/52.html



Подготовка к ЕГЭ. Окислительно-восстановительные реакции