Овр с йодом егэ

1. Химические свойства галогенов и их соединений с точки зрения изменения степеней окисления

В данном разделе реакции выходят за рамки С части ЕГЭ, но могут встретиться в тестовой части экзамена.

Все основные правила составления ОВР для С части, представлены в другом разделе.

Потренироваться составлять реакции онлайн (в рамках ЕГЭ) можно тут.

Правило 1.1. Простые вещества

Водный раствор Cl2 окисляет соединения S^–2 (H2S и сульфиды) до S⁺⁶, восстанавливаясь до степени окисления -1 (так как, находясь в седьмой группе периодической таблицы элементов, принять они могут только один электрон):

4Cl2 + H2S + 4H2O →  H2SO4 + 8HCl

4Cl2 + Na2S + 4H2O →  Na2SO4 + 8HCl

Br2 и I2 являются более слабыми окислителями и поэтому окисляют сероводород преимущественно до S:

Br2 + H2S → S + 2HBr.

Водные растворы Cl2 и Br2 окисляют соединения S⁺⁴ до S⁺⁶:

Cl2 + SO2 + 2H2O →  H2SO4 + 2HCl

Br2 + SO2 + 2H2O →  H2SO4 + 2HBr

Cl2 и Br2 окисляют аммиак с образованием хлорида и бромида аммония:

3Cl2 + 8NH3  →  N2­ + 6NH4Cl

3Br2 + 8NH3  →  N2­ + 6NH4Br

F2, Cl2 и Br2 окисляют пероксид водорода с образованием кислорода:

F2 + H2O2 →  O2­ + 2HF

Cl2 + H2O2 →  O2­­ + 2HCl

Br2 + H2O2 →  O2­­ + 2HBr

F2, Cl2 и Br2 окисляют соединения железа, хрома, марганца и др. в промежуточных степенях окисления, преимущественно в щелочной среде:

3F2 + 2Fe(OH)3 + 10KOH →  2K2FeO4 + 6KF + 8H2O

3Cl2 + 2Fe(OH)3 + 10KOH →  2K2FeO4 + 6KCl + 8H2O

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

2Br2 + 2CrCl2 + 8NaOH →  Na2CrO4 + 2NaCl + 4NaBr + 4H2O

3Br2 + 2NaCrO2 + 8NaOH →  2Na2CrO4 + 6NaBr + 4H2O

3Cl2 + 2CrCl3 + 16KOH →  2K2CrO4 + 12KCl + 8H2O

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

3Cl2 + 2K3[Cr(OH)6] + 4KOH →  2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O

2Br2 + Mn(NO3)2 + 8NaOH →  Na2MnO4 + 4NaBr + 2NaNO3 + 4H2O

F2 + NaBrO3 + 2NaOH →  NaBrO4 + 2NaF + H2O

I2 + K2SO3 + 2KOH →  K2SO4 + 2KI + H2O

Br2 + 2K2MnO4 →  2KMnO4 + 2KBr

Галогены также окисляют кислоты и кислотные оксиды, в которых неметалл имеет промежуточную степень окисления:

2Cl2 + H3PO2 + 7KOH →  K3PO4 + 4KCl + 5H2O

2I2 + As2O3 + 5H2O →  2H3AsO4 + 4HI

F2 + KClO3 + 2NaOH → KClO4 + 2NaF + H2O.

Правило 1.2. Кислородсодержащие кислоты и соли хлора являются сильными окислителями.

При восстановлении любых соединений с положительными степенями окисления галогенов последние восстанавливается по максимуму, до Г^– .

Восстановление кислот:

5HClO3 + 6P + 9H2O → 5HCl + 6H3PO4

2HClO3 + 3P2O3 + 9H2O → 2HCl + 6H3PO4

4HClO + PH3  → 4HCl + H3PO4

HClO3 + 6HBr → 3Br2 + HCl + 3H2O

HClO3 + 6HI → 3I2 + HCl + 3H2O.

Восстановление солей:

KClO4 + 8HI → KCl + 4I2 + 4H2O

KClO3 + 6HCl → KCl + 3Cl2 + 3H2O

2KClO3 + 3P2O3 → 2KCl + 3P2O5

KClO3 + 3H2O2 → KCl + 3O2 + 3H2O

NaClO3 + 3MnO2 + 6NaOH → 3Na2MnO4 + NaCl + 3H2O.

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

В щелочной среде соединения Fe, Cr и Mn окисляются до ферратов (FeO4^2–), хроматов (CrO4^2–) и манганатов (MnO4^2–), соответственно:

2KClO3 + 3FeSO4 + 12KOH → 2KCl + 3K2FeO4 + 3K2SO4 + 6H2O

KClO3 + 2CrCl3 + 10KOH → 7KCl + 2K2CrO4 + 5H2O

KClO3 + 2Cr(OH)3 + 4NaOH → KCl + 2Na2CrO4 + 5H2O

2KClO3 + 3MnO + 6KOH → 2KCl + 3K2MnO4 + 3H2O

KClO3 + 3MnO2 + 6KOH → KCl + 3K2MnO4 + 3H2O

NaClO3 + Cr2O3 + 2K2CO3 → NaCl + 2K2CrO4 + 2CO2

NaClO3 + Cr2O3 + 4NaOH → NaCl + 2Na2CrO4 + 2H2O.

Правило 1.3. При окислении галогенидов Г^– как правило образуются простые вещества (Cl2, Br2 и I2).

Примеры реакций с Cl^–, Br^–, I^– :

16HCl + 2KMnO4 → 5Cl2 + 2KCl + 8H2O + 2MnCl2

4HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + 2H2O

14HCl + K2Cr2O7 → 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O

6HCl + KClO3 → 3Cl2 + KCl + 3H2O

2HCl + KClO → Cl2 + KCl + H2O

HCl + HClO → Cl2 + H2O

4HCl + PbO2 → Cl2 + PbCl2 + 2H2O

4HCl + Ca(ClO)2 → 2Cl2 + CaCl2 + 2H2O

14HI + K2Cr2O7 → 3I2 + 2CrI3 + 2KI + 7H2O

8HI + KClO4 → 4I2 + KCl + 4H2O

6KI + KClO3 + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + KCl + 3H2O

10KI + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

2KI + MnO2 + 2H2SO4 → I2 + MnSO4 + K2SO4 + 2H2O

10KBr + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5Br2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O

Правило 1.4. Только I^– окисляется соединениями Fe⁺³ и Cu⁺² :

6HI + 2Fe(OH)3 → I2 + 2FeI2 + 6H2O

6HI + Fe2O3 → I2 + 2FeI2 + 3H2O

6KI + 2FeBr3  →  I2 + 2FeI2 + 6KBr

4HI + 2CuCl2 → I2 + 2CuI + 4HCl

4KI + 2CuSO4 → I2 + 2CuI + 2K2SO4

4KI + 2Cu(NO3)2 → I2 + 2CuI + 4KNO3

При взаимодействии HI с соединениями Fe⁺² и Cu⁺¹, а также других галогеноводородов с Fe⁺³ и Cu⁺², идут обычные реакции ионного обмена:

HI + Fe(OH)2 → FeI2 + H2O

3HCl + Fe(OH)3 → FeCl3 + 3H2O

Правило 1.5. Ионы I^– и Br^– могут окисляться кислотами-окислителями:

8HI + H2SO4(к) → 4I2  + H2S­ + 4H2O

2HBr + H2SO4(к) → Br2 + SO2­ + 2H2O

8KI + 5H2SO4(к) → 4I2 + H2S­ + 4K2SO4 + 4H2O

2KBr + 2H2SO4(к) → Br2 + SO2­ + K2SO4 + 2H2O

2KI + 4HNO3(к) → I2 + 2NO2­ + 2KNO3 + 2H2O

2KBr + 4HNO3(к) → Br2 + 2NO2­ + 2KNO3 + 2H2O.

Задания 30 и 31 из реального ЕГЭ по химии-2021 — ответы и решения, все задачи на окислительно-восстановительную реакцию и реакции ионного обмена из реального экзамена ЕГЭ по химии, задания 32 из реального ЕГЭ 2021 (основная волна и резервные дни — 30 мая 2021 года) с текстовыми решениями и ответами.

1. Сульфид меди(II), гидросульфат калия, гидроксид бария, фосфин, гидроксид алюминия, азотная кислота.

Задание 30. Из предложенного перечня веществ выберите те, которые вступают в окислительно-восстановительную реакцию с образованием бесцветного раствора. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель

Задание 31. Их предложенного перечня веществ выберите те, между которыми реакция ионного обмена протекает без видимых признаков. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

2. Гидрокарбонат калия, нитрат алюминия, оксид фосфора(V), азотная кислота, сульфид меди(II), гидроксид бария.

Задание 30. Из предложенного перечня выберите вещества, окислительно-восстановительная реакция между которыми протекает с образованием окрашенного раствора. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель

Задание 31. Их предложенного перечня выберите кислую соль и вещество, между которыми протекает реакция ионного обмена с образованием осадка и выделением газа. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

3. Оксид серы(IV), перманганат калия, гидроксид магния, бромоводородная кислота, аммиак, гидроксид железа(III).

Задание 30. Из предложенного перечня выберите вещества, окислительно-восстановительная реакция между которыми протекает с образованием в растворе двух солей и кислоты. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель

Задание 31. Их предложенного перечня выберите вещества, между которыми протекает реакция ионного обмена и происходит растворение белого осадка. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

4. Перманганат натрия, нитрит натрия, гидроксид натрия, гидрокарбонат бария, серная кислота, гидрокарбонат магния.

Задание 30. Из предложенного перечня выберите вещества, окислительно-восстановительная реакция между которыми протекает с образованием зеленого раствора и без образования осадка. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель

Задание 31. Их предложенного перечня выберите вещества, между которыми реакция ионного обмена протекает с выделением газа и без образования осадка. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

5. Аммиак, перманганат калия, гидросульфат лития, нитрат стронция, иод, сульфит натрия.

Задание 30. Из предложенного перечня выберите вещества, окислительно-восстановительная реакция между которыми протекает с образованием нерастворимого вещества и без выделения газа. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель

Задание 31. Их предложенного перечня выберите кислую соль и вещество, между которыми протекает реакция ионного обмена с образованием осадка. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

6. Гидрофосфат калия, сульфит кальция, перманганат калия, хлороводород, гидроксид железа(III), нитрат марганца(II).

Задание 30. Из предложенного перечня выберите вещества, окислительно-восстановительная реакция между которыми протекает с образованием осадка. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель

Задание 31. Их предложенного перечня выберите кислую соль и вещество, между которыми протекает реакция ионного обмена без видимых признаков. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

7. Сероводород, карбонат аммония, сульфат железа(II), дихромат калия, серная кислота, хлорид натрия.

Задание 30. Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми в растворе протекает окислительно-восстановительная реакция  с образованием трех солей. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель

Задание 31. Их предложенного перечня выберите два сильных электролита, между которыми протекает реакция ионного обмена с образованием осадка. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

8. Бромид кальция, гидрофосфат аммония, перманганат калия, серная кислота, нитрат калия, медь.

Задание 30. Из предложенного перечня выберите вещества, окислительно-восстановительная реакция между которыми протекает с образованием бурого газа и не сопровождается выпадением осадка. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель

Задание 31. Их предложенного перечня выберите две соли, между которыми протекает реакция ионного обмена с образованием осадка. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

9. Бромоводород, гидросульфат калия, перманганат калия, графит, нитрат серебра, ацетат бария.

Задание 30. Из предложенного перечня выберите вещества, окислительно-восстановительная реакция между которыми протекает с образованием простого вещества. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель

Задание 31. Их предложенного перечня выберите две соли, между которыми протекает реакция ионного обмена с образованием белого осадка. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

10. Оксид хрома(III), дихромат аммония, гидрокарбонат натрия, графит, хлорид железа(III), серная кислота.

Задание 30. Из предложенного перечня выберите вещества, окислительно-восстановительная реакция между которыми протекает с образованием двух кислотных оксидов. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель

Задание 31. Их предложенного перечня выберите две соли, между которыми протекает реакция ионного обмена с образованием осадка и выделением газа. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

11. Оксид серы(IV), гидроксокарбонат меди(II), перманганат калия, дигидрофосфат натрия, аммиак, гидроксид калия.

Задание 30. Из предложенного перечня выберите вещества, окислительно-восстановительная реакция между которыми протекает с образованием осадка и выделением газа. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель

Задание 31. Их предложенного перечня выберите кислую соль и вещество, которое вступает с этой кислой солью в реакцию ионного обмена. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

12. Оксид хрома(VI), хлорид железа(II), азотная кислота, аммиак, иод, фторид аммония.

Задание 30. Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми окислительно-восстановительная реакция протекает с образованием кислоты. При этом одна молекула восстановителя . отдает десять электронов. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель

Задание 31. Их предложенного перечня выберите два сильных электролита, между которыми протекает реакция ионного обмена без видимых признаков. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

13. Оксид серы(IV), фосфин, аммиак, дигидрофосфат натрия, пероксид натрия, гидроксид натрия.

Задание 30. Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми окислительно-восстановительная реакция протекает с образованием щелочи и выделением газа. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель

Задание 31. Их предложенного перечня выберите кислую соль и вещество, между которыми протекает реакция ионного обмена с образованием средней соли. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

14. Серная кислота, гидросульфат аммония, фосфин, сульфид меди(II), гидроксид бария, гидроксид хрома(III).

Задание 30. Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми окислительно-восстановительная реакция протекает с образованием бесцветного раствора кислоты. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель

Задание 31. Их предложенного перечня выберите вещества, между которыми протекает реакция ионного обмена с образованием окрашенного раствора и без выделения газа. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

15. Бром, нитрат бария, гидроксид хрома(III), гидрокарбонат калия, оксид серы(IV), нитрат алюминия.

Задание 30. Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми окислительно-восстановительная реакция протекает в растворе с образованием двух кислот. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительно-восстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель

Задание 31. Их предложенного перечня выберите вещества, между которыми протекает реакция ионного обмена с образованием осадка и выделением газа. Запишите молекулярное, полное и сокращённое ионное уравнения реакции с участием выбранных веществ.

Сайты, меню, вход, новости

За это задание ты можешь получить 2 балла. На решение дается около 15 минут. Уровень сложности: высокий.
Средний процент выполнения: 36.8%
Ответом к заданию 29 по химии может быть развернутый ответ (полная запись решения с обоснованием выполненных действий).

Задачи для практики

1. Как определить  окислительно-восстановительную  реакцию?

Существуют различные классификации химических реакций. К одной из них относится такие, при которых вещества, вступающие во взаимодействие друг с другом (или само вещество) меняют степени окисления элементов. 

В качестве примера рассмотрим две реакции:

Zn⁰ + 2Н⁺¹С1^-1 = Zn⁺²Cl₂^-1 + Н₂⁰                             (1)
Н⁺¹Cl^-1 + К⁺¹О^-2Н⁺¹ = К⁺¹Cl^-1 + H₂⁺¹O^-2                  (2)

В реакции (1) участвуют цинк и соляная кислота. Цинк и водород меняют свои степени окисления, хлор оставляет свою степень окисления неизменной:

Zn⁰ — 2е = Zn²⁺
2Н⁺¹ + 2е  = H₂⁰
2Сl^-1 = 2 Сl^-1 

А в реакции (2), (реакция нейтрализации),  хлор,  водород,  калий,    и  кислород  не  меняют свои  степени  окисления:    Сl^-1  =  Cl^-1, H⁺¹ = H⁺¹,  К⁺¹ = К⁺¹,  O^-2 = O^-2; Реакция (1) относится к окислительно-восстановительной, а реакция (2) принадлежит к другому типу.

Химические реакции, которые осуществляются с изменением степени окисления элементов, называются окислительно-восстановительными. 

Для того чтобы определить окислительно-восстановительную реакцию необходимо установить степени окисления элементов в левой и в правой части уравнения. Для этого требуется знать, как определить степень окисления того или иного элемента.

В случае реакции (1) элементы Zn и Н меняют свои состояния, теряя или приобретая электроны. Цинк, отдавая 2 электрона, переходит в ионное состояние – становится катионом Zn²⁺. В данном случае происходит процесс восстановления и цинк окисляется. Водород приобретает 2 электрона, проявляет окислительные свойства, сам в процессе реакции восстанавливается.

2. Определение степени окисления элементов.

Степень окисления элементов в его соединениях определяется, исходя из положения, что общий суммарный заряд степеней окисления всех элементов данного соединения равен нулю. Например, в соединении Н₃РО₄ степени окисления у водорода +1, у фосфора +5, у кислорода -2; Составив математическое уравнение определим, что в сумме число частиц (атомов или ионов) составят заряд равный нулю: (+1)x3+(+5)+(-2)х4 = 0   

Но в данном примере уже заданы степени окисления элементов. Каким же образом можно определить степень окисления cеры, например, в соединении тиосульфат натрия Na₂S₂O₃, или марганца в соединении перманганат калия — КMnO₄? Для этого необходимо знать постоянные степени окисления ряда элементов. Они имеют следующие значения:

1) Элементы I группы периодической системы (в том числе водород в соединении с неметаллами) +1;
2) Элементы II группы периодической системы +2;
3) Элементы III группы периодической системы +3;
4) Кислород (кроме в соединении со фтором или в перекисных соединениях) -2;            

Исходя из этих постоянных значений степеней окисления (для натрия и кислорода) определим степень окисления серы в соединении Na₂S₂O₃. Поскольку суммарный заряд всех степеней окисления элементов, состав которых отражает данная формула соединения, равен нулю, то обозначив неизвестный заряд у серы «2Х» (поскольку в формуле два атома серы), составим следующее математическое равенство: 

(+1) х 2 + 2Х + (-2) х 3 = 0

Решая это уравнение относительно 2 х, получим  

2Х=  (-1) х 2 + (+2) х 3  
или 
Х = [(-2) + (+6)] : 2 = +2;

Следовательно, степень окисления серы в соединении Na₂S₂O₃ равна (+2). Но неужели всегда будет необходимо пользоваться таким неудобным методом для определения степеней окисления тех или иных элементов в соединениях? Конечно же не всегда. К примеру, для бинарных соединений: оксидов, сульфидов, нитридов и т.д., можно пользоваться для определения степеней окисления так называемым методом «крест-на-крест». Допустим,  дана формула соединения: оксид титана – Ti₂O₃. Используя простой математический анализ, исходя из того, что степень окисления кислорода нам известна и равна (-2): Ti₂O₃, нетрудно установить, что степень окисления у титана будет равна (+3). Или, к примеру, в соединении метан СН₄ известно, что степень окисления водорода равна (+1), тогда не составляет труда определить степень окисления углерода. Она будет соответствовать в  формуле этого соединения (-4). Так же, пользуясь методом «крест-на-крест», не сложно установить, что если дана следующая формула соединения Cr₄Si₃, то степень окисления хрома в неё равна (+3), а кремния (-4).
Для солей так же это не предоставляется затруднительным. Причём не имеет значения, дана или средняя соль или кислая соль.  В данных случаях необходимо исходить из солеобразующей кислоты. К примеру, дана соль нитрат натрия (NaNO₃). Известно, что она является производной азотной кислоты (НNO₃), а в этом соединении степень окисления азота равна (+5), следовательно, и в её соли – нитрате натрия, степень окисления азота так же равна (+5). Гидрокарбонат натрия (NaHCO₃) является кислой солью угольной кислоты (H₂CO₃). Так же, как и в кислоте, степень окисления углерода в этой соли будет равна (+4).

Следует отметить то обстоятельство, что степени окисления в соединениях: металлах и неметаллах (при составлении уравнения электронного баланса) равны нулю: К⁰, Са⁰, Аl⁰ , Н₂⁰, Cl₂⁰,N₂⁰В качестве примера приведём степени окисления наиболее типичных элементов:

Только окислителями являются вещества, имеющие максимальную, как правило положительную, степень окисления, например: КCl⁺⁷O₄, H₂S⁺⁶O₄, K₂Cr⁺⁶O₄, HN⁺⁵O₃, KMn⁺⁷O₄. Это легко доказать. Если бы данные соединения могли быть восстановителями, то в данных состояниях они должны были бы отдавать электроны:

Cl⁺⁷– е = Cl⁺⁸
S⁺⁶ – е = S⁺⁷

Но элементы хлор и сера не могут существовать с такими степенями окисления. Аналогичным образом, только восстановителями являются вещества, имеющие минимальную, как правило, отрицательную  степень окисления, например: H₂S^-2, HJ^—, N^-3H_3.  В процессе  окислительно-восстановительных реакций такие соединения не могут быть окислителями, поскольку им пришлось бы присоединять электроны:

S^-2 + е = S^-3 
J^— + е = J^-2

Но для серы и йода ионы с такими степенями окисления не характерны. Элементы с промежуточными степенями окисления, например N⁺¹, N⁺⁴, S⁺⁴, Сl⁺³, С⁺² могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.    

3. Типы окислительно-восстановительных реакций.

Существует четыре типа окислительно-восстановительных реакций.

1) Межмолекулярные окислительно-восстановительные реакции.      
Наиболее часто встречающийся тип реакций. При данных реакциях изменяются степени окисления элементов в разных молекулах, например:

2Bi⁺³Сl₃ + 3Sn⁺²Cl₂ = 2Bi⁰ + 3Sn⁺⁴Cl₄

Bi⁺³ — 3е = Bi⁰

Sn⁺² + 2е = Sn⁺⁴

2) Разновидностью межмолекулярных окислительно-восстановительных реакций является реакция конпропорционирования, в которой окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента: в данной реакции два атома одного элемента различными степенями окисления образуют один атом с иной степенью окисления:

SO₂⁺⁴ + 2H₂S^-2 = 3S⁰ + 2Н₂O

S^-2 — 2е = S⁰

S⁺⁴ + 4е = S⁰

3) Реакции диспропорционирования осуществляются в случае, если окислителем и восстановителем являются атомы одного и того же элемента, или один атом элемента с одной степенью окисления образует соединение с двумя степенями окисления:

N⁺⁴O₂ + NaOH = NaN⁺⁵O₃+ NaN⁺³O₂ + H₂O

N⁺⁴ — е = N⁺⁵

N⁺⁴ + е = N⁺³

4) Внутримолекулярные окислительно-восстановительные реакции происходят в случаях, когда атом-окислитель и атом — восстановитель находятся в составе одного вещества, например:

N^-3H₄N⁺⁵O₃  = N⁺¹₂O  +  2H₂O

2N^-3 — 8е =2N⁺¹

2N⁺⁵ + 8е = 2N⁺¹

4. Механизм  окислительно-восстановительных  реакций.                            

Окислительно-восстановительные реакции осуществляются за счет перехода электронов от атомов одного элемента к другому. Если атом или молекула теряет электроны, то такой процесс называется окислением, а данный атом является восстановителем, например: 

Al⁰ — 3e = Al ³⁺

2Cl^— — 2e = Cl₂⁰

Fe²⁺ — e = Fe³⁺

В данных примерах Al⁰, Cl^—, Fe²⁺ являются восстановителями, а процессы их превращения в соединения Аl³⁺, Сl₂⁰, Fe³⁺ называются окислительными. Если атом или молекула приобретают электроны, то такой процесс называется восстановлением, а данный атом явля­ется окислителем, например:

Ca²⁺+ 2e = Ca⁰

Cl₂⁰ + 2e = 2Cl^—

Fe³⁺ + e = Fe²⁺

Окислителями, как правило, являются неметаллы (S, Cl₂ ,F₂, О₂) или соединения металлов, имеющих максимальную степень окисления (Mn⁺⁷, Cr⁺⁶, Fe⁺³). Восстановителями являются металлы (К, Са, Аl) или соединения неметаллов, имеющих минимальную степень окисления (S^-2, Сl^-1 , N^-3, P^-3);

Окислительно-восстановительные уравнения отличаются от молекулярных уравнений других реакций сложностью подбора коэффициентов перед реагентами и продуктами реакции. Для этого используют метод электронного баланса, либо метод электронно-ионных уравнений (иногда последний называют «метод полуреакций»). В качестве примера составления уравнений окислительно-восстановительных реакций рассмотрим процесс, при котором концентрированная серная кислота (H₂SO₄)  вступит во взаимодействие с йодистым водородом (HJ):

H₂SO₄ (конц.) + HJ → H₂S + J₂ + H₂O

Прежде всего, установим, что степень окисления йода в йодистом водороде равна (-1), а серы в серной кислоте: (+6). В процессе реакции йод (-1) будет окисляться до молекулярного состояния, а сера (+6) восстанавливаться до степени окисления (-2) – сероводорода:  

J^—→  J⁰₂
S⁺⁶→  S^-2

Чтобы  составить уравнение электронного баланса необходимо учесть, что количество частиц атомов в левой и в правой частях полуреакций должно быть одинаковой

2J^—→  J₂⁰
S⁺⁶ →  S^-2

Далее необходимо определить количество электронов, принявших участие в реакции:

2J^— — 2e → J⁰₂
S⁺⁶ + 8e → S^-2

Установив вертикальную черту, справа данной схемы полуреакции, определим коэффициенты реакции:

2J^— — 2e →  J⁰₂             |8
S⁺⁶ + 8e → S^-2           |2                                                                         

 Сократив на «2», получим окончательные значения коэффициентов:

2J^— — 2e → J⁰₂               |4
S⁺⁶ + 8e → S^-2            |1

Подведем под данной схемой полуреакции горизонтальную черту и суммируем участвующее в реакции количество частиц атомов:

2J^— — 2e →  J⁰₂            |4
S⁺⁶ + 8e → S^-2          |1
____________________ 
8J^— +  S⁺⁶  →  4 J⁰₂  +  S^-2     

После этого необходимо расставить коэффициенты в уравнении реакции. Подставив полученные значения коэффициентов в молекулярное уравнение, приведем его к данному виду:

8HJ + H₂SO₄ = 4J₂ + H₂S + Н₂O

Подсчитав количество атомов водорода в левой и правой частях уравнения, убедимся в необходимости коррекции коэффициента « 4 » перед водой, получим полное уравнение:

8HJ + H₂SO₄ = 4J₂ + H₂S + 4Н₂O

Данное уравнение можно составить, используя метод электронно-ионного баланса. В этом случае отпадает необходимость в коррекции коэффициента перед молекулами воды. Уравнение составляется на основе диссоциации ионов соединений, участвующих в реакции: Например, диссоциация серной кислоты приводит к тому, что образуются два протона водорода и сульфат-анион:

H₂SO₄ ↔ 2H⁺ + SO₄^2-

Аналогичным образом можно записать диссоциацию иодистого водорода и сероводорода:

HJ ↔ Н⁺ + J^—                                                  
H₂S ↔ 2Н⁺ + S^2-

J₂ не диссоциирует. Так же практически не диссоциирует Н₂О. Составление уравнения методом полуреакции по йоду остается такой же:

2J^— — 2e → J⁰₂
Полуреакция по атомам серы приобретет следующую форму:

SO₄^-2  → S^-2

Поскольку в правой части полуреакции недостает четыре атома кислорода, то это количество необходимо сбалансировать за счет воды:

SO₄^-2  → S^-2 + 4H₂О

Тогда в левой части полуреакции необходимо компенсировать атомы водорода за счет протонов (т.к. реакция среды кислая):

SO₄^2- + 8Н⁺ → S^-2 + 4H₂О

Подсчитав количество переходящих электронов, получим полную запись уравнения по методу полуреакций:                             

SO₄^2- + 8Н⁺ + 8е  → S^-2 + 4H₂О

Суммируя  обе  полуреакции, получим  уравнение электронного баланса:

2J^— — 2e → J⁰₂                                           |8  4
SO₄^2- + 8Н⁺ + 8е → S^-2 + 4H₂О     |2  1
_____________________________________
8J^— + SO₄^2- +8Н⁺ → 4J₂⁰ + S⁰ + 4H₂O

Из данной записи следует, что метод электронно-ионного уравнения дает более полную картину окислительно-восста­новительной реакции, чем метод электронного баланса.Количество электронов, участвующих в процессе, совпадает при обоих методах баланса, но в последнем случае как бы «автоматически» устанавливается количество протонов и молекул воды, участвующих в окислительно-восстановительном процессе.

Разберем несколько конкретных случаев окислительно-восстанови-тельных реакций, которые можно составить методом электронно-ионного баланса. Некоторые окислительно-восстановительные процессы осу-ществляются при участии щелочной среды, например:

KCrO₂ + Br₂ + KOH → KBr + K₂CrO₄ +H₂O

В данной реакции восстановителем является хромит-ион (CrО₂^—), который окисляется до хромат-иона (CrO^-2₄). Окислитель — бром (Br⁰₂)  восстанавливается до бромид-иона (Br^—):
СrO₂^— → CrO₄^2-
Br⁰₂  → 2 Br^—

Поскольку реакция происходит в щелочной среде, то первую полуреакцию необходимо составить с учетом гидроксид-ионов (OH^—):
CrO₂^— + 4OH^— — 3e = CrO^2-₄ + 2H₂O

Вторую  полуреакцию  составляем  уже  известным  способом:
CrO₂^—   +  4OH^— -3е = CrO₄^2—+ 2H₂O                 |2
 Br⁰₂ + 2e = Br^—                                                             |3
__________________________________________
2CrO₂^— + 3Br₂⁰ + 8OH^— = 2CrO^2-₄ + 6Br^— + 4H₂O

После этого необходимо окончательно расставить коэффициенты в уравнении реакции и полностью молекулярное уравнение данного окислительно-восстановительного  процесса  примет вид:

2KCrO₂ + 3Br₂ + 8KOH = 2K₂CrO₄ + 6KBr + 4H₂O.

В ряде случаев в окислительно-восстановительной реакции участвуют одновременно и  недиссоциируемые вещества. Например:

AsH₃ + HNO₃ = H₃AsO₄ + NO₂ + 4H₂O

Тогда метод полуреакций составляется с учетом данного процесса:

AsH₃ + 4H₂O – 8e = AsO₄^3- + 11H⁺                                        |1
NО₃ + 2H⁺ + e = NO₂ + H₂O                                          |8
________________________________________________
 AsH₃ + 8NО₃ + 4H₂O + 2H⁺ = AsO₄^3- + 8NO₂ + 11H⁺O

Молекулярное уравнение примет вид:

AsH₃ + 8HNO₃ = H₃AsO₄ + 8NO₂ + 4H₂O.

Окислительно-восстановительные реакции иногда сопровождаются одновременным процессом окисления-восстановления нескольких веществ. Например, в реакции с сульфидом меди взаимодействует концентрированная азотная кислота:

Cu₂S + HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂SO₄ + NO + H₂O

D окислительно-восстановительном процессе участвуют атомы меди, серы и азота. При составлении уравнения методом полуреакций необходимо учитывать стадии данного процесса:

Cu⁺  →  Cu²⁺
S^2-   →  S⁺⁶
N⁵⁺   →  N⁺²

В данной ситуации необходимо объединить в одну стадию окислительные и восстановительные процессы:

2Cu⁺ — 2e → 2Cu^{2+    |}10e
S^2- — 8e → S^{6+
_______________________}
N⁵⁺ + 3e → N^{2+           |}3e

При котором окислительно-восстановительная полуреакция примет вид:

2Cu⁺ — 2e → 2Cu²⁺     
S^2- — 8e → S^{6+             3 (процессы восстановления)
_______________________}
N⁵⁺ + 3e → N^{2+           10 (процесс окисления)}
_____________________________________

6Cu⁺ + 3S^2- + 10N⁵⁺ → 6Cu²⁺ + 3S⁶⁺ + 10N²⁺

В итоге молекулярное уравнение реакции примет вид:

3Cu₂S + 22HNO₃ = 6Cu(NO₃)₂ + 3H₂SO₄ + 10NO + 8H₂O.

Особое внимание следует уделить окислительно-восстановительным реакциям с участием органических веществ. Например, при окислении глюкозы перманганатом калия в кислой среде происходит следующая реакция:

C₆H₁₂O₆ +KMnO₄ + H₂SO₄ > CO₂ + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

При  составлении баланса методом полуреакции превращения глюкозы учитывается отсутствие её диссоциации, но коррекцию количества атомов водорода осуществляется за счет протонов и молекул воды:

C₆H₁₂O₆ + 6H₂O — 24e = 6CO₂ + 24H⁺

Полуреакция с участием перманганата калия примет вид:

MnO₄^—+ 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ +4H₂O

В итоге получим следующую схему окислительно-восствновительного процесса:

C₆H₁₂O₆ + 6H₂O — 24e = 6CO₂ + 24H^{+                                 |}5
MnО₄^— +8H⁺ + 5e = Mn⁺² + 4H₂O                                |24
___________________________________________________

5C₆H₁₂O₆ + 30H₂O + 24MnО₄^—  + 192H⁺ = 30CO₂ + 120H⁺ + 24Mn²⁺ + 96H₂O

Сократив количества протонов и молекул воды в левой и правой части полуреакции, получим итоговое молекулярное уравнение:

5C₆H₁₂O₆ + 24KMnO₄ + 36H₂SO₄ = 30CO₂ + 24MnSO₄ + 12K₂SO₄ + 66H₂O

5. Влияние среды на характер протекания окислительно-восстановительных реакций.

В зависимости от среды (избыток H⁺, нейтральной, избыток OH^—) может изменяться характер протекания реакции между одними и теми же веществами. Для создания кислой среды обычно используется серная кислота (H₂SO₄), азотная кислота (HNO₃), соляная кислота (HCl), в качестве среды OH^— применяют гидроксид натрия (NaOH) или гидроксид калия (KOH). Например покажем, как среда влияет на переманганат калия (КMnO₄)_. и  продукты его реакции:

Для примера возьмём в качестве восстановителя Na₂SO₃, в качестве окислителя KMnO₄

В кислой среде:

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

SO₃^2- + H₂O — 2e → SO₄^2- + 2H⁺          |5
MnO₄^—+ 8H⁺ + 5e → Mn²⁺ + 4H₂O        |2
________________________________________________
5SO₃^2- + 2MnO₄^— + 6H⁺ → 5SO₄^2- + 2Mn²⁺  + 3H₂O

В нейтральной (или слабощелочной):

3Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + H₂O → 3Na₂SO₄ + 2MnO₂ + 2KOH

SO₃^2- + H₂O — 2e→ SO₄^2- + 2H⁺            |3
MnO₄^— + 2H₂O + 3e→ MnO₂ + 4OН      |2
_____________________________________
3SO₃^2- + 2 MnO₄^—  + H₂O → 3SO₄^2- + 2MnO₂ + 2OН

В сильно щелочной среде:

Na₂SO₃ + 2KMnO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + K₂MnO₄ + Na₂MnO + H₂O

SO₃^2- + 2 OН^— — 2e → SO₄^2- + H₂O        |1
MnO₄^— + e → MnO₄²                             |2
____________________________________

SO₃^2- + 2 MnO₄^— + 2OH → SO₄^2- + 2MnO₄^2- + H₂O

Пероксид водорода  (Н₂О₂) в зависимости от среды восстанавливается согласно схеме:

1)      Кислая среда               (H⁺)            H₂O₂ + 2H⁺ + 2е → 2H₂O

2)      Нейтральная среда       (Н₂О)       H₂O₂ + 2е → 2ОН

3)      Щелочная среда           (ОН^—)        H₂O₂ + 2е→ 2ОН

Пероксид водорода  (Н₂О₂)  выступает как окислитель:

2FeSO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ → Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O 

Fe²⁺ — е   =   Fe³⁺                  |2
H₂O₂ + 2H⁺ + 2е = 2Н₂О        |1
________________________________
2Fe²⁺ + H₂O₂ + 2H⁺ → 2Fe³⁺ + 2 Н₂О

Однако, встречаясь с очень сильными окислителями (KMnO₄) Пероксид водорода  (Н₂О₂) выступает как восстановитель:

5H₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5O₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

H₂O₂ – 2e → O₂ + 2H⁺                     |5
MnO₄^—+ 8H⁺ + 5e → Mn²⁺ + 4H₂O     |2
_________________________________
5H₂O + 2 MnO₄^— + 6H⁺→ 5O₂ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

6. Определение продуктов окислительно-восстановительных реакций. 

В практической части данной темы рассматриваются окислительно-восстановительные процессы с указанием только исходных реагентов. Продукты реакций, как правило, необходимо определить. Например, в реакции участвуют хлорид железа (FeCl₃) и иодид калия (KJ):

FeCl₃ + KJ = A + B + C

требуется установить формулы соединений A, B, C, образующиеся в результате окислительно-восстановительного процесса. 

Исходные степени окисления реагентов следующие: Fe³⁺, Cl^—, K⁺, J^—. Нетрудно предположить, что Fe³⁺, являясь окислителем (имеет максимальную степень окисления), может только снизить свою степень окисления до Fe²⁺:

Fe³⁺ + e = Fe²⁺

Хлорид-ион и ион калия в реакции не изменяют свою степень окисления, а иодид-ион может только повысить свою степень окисления, т.е. перейти в состояние J₂⁰:

2J^— — 2e=   J₂⁰

В результате реакции, помимо окислительно-восстановительного процесса, произойдет реакция обмена  между FeCl₃ и KJ, но с учетом изменения степеней окисления реакция определяется не по данной схеме:

FeCl₃ + KJ = FeJ₃ + KCl,

а примет вид

FeCl₃ + KJ = FeJ₂ + KCl,

где в качестве продукта C обозначается соединение J₂⁰:

FeCl₃ + 6KJ = 2FeJ₂ + 6KJ + J₂

Fe³⁺ + e ═> Fe²⁺                         |2

2J^— — 2e ═> J₂⁰                             |1

________________________________

2Fe⁺³ + 2J^— = 2Fe²⁺ + J₂⁰

В дальнейшем, при определении продуктов окислительно-восстановительного  процесса, можно применять так называемую «систему лифта». Принцип  её заключается в том, что любую окислительно-восстановительную реакцию можно представить, как движение лифтов в многоэтажном строении в двух взаимно противоположных направлениях. Причём, «этажами» будут являться степени окисления соответствующих элементов. Поскольку любая из двух полуреакций в окислительно-восстановительном  процессе сопровождается либо понижением, либо повышением степени окисления того или иного элемента, то простым рассуждением можно предположить о возможных их степенях окисления в образующихся продуктах реакции.

В качестве примера приведём реакцию, в которой сера реагирует с концентрированным раствором гидроксида натрия (NaOH):

S + NaOH(конц) = (А) + (В) + H₂O

Поскольку в данной реакции изменения будут происходить только со степенями окисления серы, то для наглядности составим диаграмму её возможных состояний:

Соединениями (А) и (В) не могут быть одновременно состояния серы S⁺⁴ и S⁺⁶, поскольку в данном случае процесс происходил бы только с отдачей электронов, т.е. являлся бы восстановительным:

S⁰ — 4е=S⁺⁴

S⁰— 6е  =S⁺⁶

Но это противоречило бы принципу окислительно-восстановительных процессов. Тогда следует полагать, что в одном случае процесс должен проходить с отдачей электронов, а в другом двигаться в противоположном направлении, т.е. быть окислительным: 

S⁰ — 4е  =S⁺⁴

S⁰+ 2е  =S^-2

С другой стороны, насколько вероятно, что процесс восстановления будет осуществляться до состояния S⁺⁴ или до S⁺⁶? Поскольку реакция протекает в щелочной, а не в кислой среде, то окислительная возможность её значительно ниже, поэтому образование соединения S⁺⁴ в этой реакции предпочтительнее, чем S⁺⁶. Следовательно, реакция в окончательном варианте примет вид:

4S + 6NaOH(конц) = Na₂SO₃ + 2Na₂S + 3H₂O 

S⁰ +2e = S^—2                                     | 4 | 2

S⁰ + 6OH^— — 4e = SO₃^2— + 3H₂O          | 2 | 1

3S⁰ + 6OH^— = 2S^—2 + SO₃^2— + 3H₂O

В качестве другого примера разберём следующую реакцию между фосфином и концентрированной азотной кислотой(HNO₃₎:

PH₃ + HNO₃ = (А) + (В) + H₂O

В данном случае  имеем изменяющиеся степени окисления у фосфора и азота. Для наглядности приведём диаграммы состояния их степеней окисления.

Фосфор в состоянии степени окисления (-3) будет проявлять только восстановительные свойства, поэтому в реакции он будет повышать свою степень окисления. Азотная кислота сама по себе является сильным окислителем и создаёт кислую среду, поэтому фосфор от состояния (-3) достигнет своей максимальной степени окисления (+5).

В противоположность этому азот будет понижать свою степень окисления. В реакциях данного типа обычно до состояния (+4).

Далее нетрудно предположить, что фосфор в состоянии (+5), являясь продуктом (А), может быть только ортофосфорной кислотой H₃PO_4, поскольку среда реакции сильнокислая. Азот в таких случаях, обычно принимает степень окисления (+2) или (+4), чаще (+4). Поэтом продуктом (В) будет оксид азота NO₂. Остаётся только решить это уравнение  методом баланса: 

P^—3 – 8e = P⁺⁵        | 1
N+⁵   + e = N⁺⁴      | 8

P^—3 + 8N⁺⁵ = P⁺⁵ + 8N⁺⁴

PH₃ + 8HNO₃ = H₃PO₄ + 8NO₂ + 4H₂O

© blog.tutoronline.ru,
при полном или частичном копировании материала ссылка на первоисточник обязательна.

Эти задания повышенного уровня сложности были введены в ЕГЭ только в 2018 году. Из пяти предложенных веществ предлагается выбрать такие, с которыми возможна окислительно-восстановительная реакция и реакция ионного обмена. Обычно вещества подобраны таким образом, что ученик может записать несколько вариантов реакции, но нужно выбрать и записать только одно уравнение из возможных.

Уместно рассмотреть задания 30 и 31 в комплексе, чтобы определить алгоритм действий и отметить типичные ошибки учащихся.

Подробно о задании № 30

Что должны уметь учащиеся?

• определять степень окисления химических элементов;
• определять окислитель и восстановитель;
• прогнозировать продукты реакции с учетом характера среды;
• составлять уравнения реакции и уравнения электронного баланса;
• расставлять коэффициенты в уравнении реакции.

Что нужно повторить? Важнейшие окислители и восстановители (обязательно связать со степенью окисления элементов), особое внимание уделить веществам, которые могут быть либо восстановителями, либо окислителями. Не забывать о двойственности процесса: окисление всегда сопровождается восстановлением! Еще раз повторить свойства окислителей:

• Азотная кислота.Чем активнее восстановитель и меньше концентрация кислоты, тем глубже протекает восстановление азота. Вспомнить, что азотная кислота окисляет неметаллы до оксокислот.
• Серная кислота. Обратная зависимость: чем выше концентрация кислоты, тем глубже протекает процесс восстановления серы. Образуется SO2, S, H2S.
• Соединения марганца. Здесь все зависит от среды — при этом встретиться на задании может не только KMnO4, но и другие соединения, с менее выраженными свойствами окислителя. В кислой среде продуктами реакции чаще всего бывают марганец и соли: сульфаты, нитраты, хлориды и т.д. в нейтральной — восстановление до оксида марганца (бурый осадок). В сильной щелочной среде происходит восстановление до манганата калия (ярко-зеленый раствор).
• Соединения хрома. Полезно помнить окраску продуктов реакции при взаимодействии веществ с хроматами и бихроматами. Запоминаем, что хроматы существуют в щелочной среде, а бихроматы — в кислой.
• Кислородсодержащие кислоты галогенов (хлора, брома, йода). Восстановление происходит до отрицательно заряженных ионов хлора и брома, в случае с йодом — обычно до свободного йода, при действии более сильных восстановителей — до отрицательно заряженного. Повторите названия кислот и солей хлора, йода и брома — ведь в названии представлены не формулы, а названия.
• Катионы металлов в высшей степени окисления. Прежде всего, медь и железо, которые восстанавливаются до невысоких степеней окисления. Такая реакция проходит с сильными восстановителями. Не путать эти реакции с обменными!

Полезно еще раз вспомнить свойства веществ с окислительно-восстановительной двойственностью, таких как пероксид водорода, азотистая кислота, оксид серы IV, сернистая кислота, сульфиты, нитриты. Из восстановителей, вероятнее всего, вам встретятся на ЕГЭ бескислородные кислоты и их соли, гидриды щелочных и щелочноземельных металлов. Их анионы окисляются до нейтральных атомов или молекул, которые могут быть способны к дальнейшему окислению.

При выполнении задания можно описывать различные типы реакции: межмолекулярные, конпропорционирования, диспропорционирования (самоокисления и самовосстановления). А вот реакцию разложения использовать нельзя, так как в задании есть ключевые слова: «составить уравнение между реагирующими веществами».

Как оценивается задание? Раньше за указание окислителя и восстановителя и за запись электронного баланса давалось по 1 баллу, теперь — за сумму этих элементов дается максимум 1 балл. Максимум за задание — 2 балла, при условиях правильной записи уравнения реакции.

Подробно о задании 31

Что нужно повторить?

• Правило составления реакции. Формулы сильных электролитов (сильных кислот, щелочей, растворимых средних солей) записываются в виде ионов, а формулы нерастворимых кислот, оснований, солей, слабых электролитов — в недиссоциированной форме.
• Условия протекания.
• Правила записи.Если записываем ион, то сначала указываем величину заряда, потом знак: обратить на это внимание. Степень окисления записывается наоборот: сначала знак, потом величина. Важно, что данная реакция протекает не просто в сторону связывания ионов, а наиболее полного связывания ионов. Это важно, потому что некоторые сульфиды, например, взаимодействуют со слабыми кислотами, а с некоторыми нет, и это связано со степенью прочности связей между элементами внутри соединений.

Примеры заданий

Пример 1. Даны: сульфат хрома (III), нитрат бария, гидроксид калия, пероксид водорода, хлорид серебра.

Задание 30. Лучше всего сразу составить формулы веществ: так будет нагляднее. Затем — внимательно их рассмотреть. Вспоминаем, что сульфат хрома в щелочной среде окисляется до хромата — и пишем уравнение реакции. Сульфат хрома является восстановителем, пероксид водорода — окислителем. Степень окисления записывается как +3.

Задание 31. Здесь возможно несколько вариантов: например, взаимодействие сульфата хрома (III) со щелочью с образованием нерастворимого осадка. Или — образование комплексной соли в избытке щелочи. Или — взаимодействие нитрата бария с сульфатом хрома. Важно выбрать один вариант, который будет для ученика наиболее безопасным и прозрачным.

Пример 2. Даны: сульфид меди (II), нитрат серебра, азотная кислота, хлороводородная кислота, фосфат калия.

Задание 30. Вероятный выбор — взаимодействие сульфида меди и азотной кислоты. Обратите внимание, что это реакция не ионного обмена, а именно окислительно-восстановительная. Сульфиды окисляются до сульфатов, в результате получается сульфат меди (II). Поскольку кислота концентрированная, наиболее вероятно протекание реакции с образованием оксида азота (IV).

Задание 31. Здесь могут возникнуть сложности. Во-первых, есть риск в качестве уравнения ионного обмена выбрать взаимодействие между сульфидом меди и хлороводородной кислотой: это неверно. А вот что можно взять, так это образование хлорида серебра при взаимодействии нитрата серебра и хлороводородной кислоты. Можно взять и взаимодействие фосфата калия и нитрата серебра (не забудьте об образовании ярко-желтого осадка).

Пример 3. Даны: перманганат калия, хлорид калия, сульфат натрия, нитрат цинка, гидроксид калия.

Задание 30. Радуйтесь: если в списке есть перманганат калия, значит, окислитель вы уже нашли. А вот его взаимодействие со щелочью, с образованием манганата и выделением кислорода — реакция, которую школьники почему-то забывают. Другие варианты реакций здесь придумать сложно.

Задание 31. Снова возможны варианты: образование гидроксида цинка или комплексной соли.

Пример 4. Даны: гидрокарбонат кальция, железная окалина, азотная кислота, соляная кислота, оксид кремния (IV).

Задание 30. Первая сложность — вспомнить, что такое железная окалина и как этот оксид железа будет себя вести. В процессе взаимодействия с азотной кислотой железо окисляется до трехвалентного, продуктом реакции становится нитрат железа (III). Если кислоту взять концентрированную, то продуктом также будет оксид азота (IV). Можно поступить иначе: представить взаимодействие концентрированных кислот, соляной и азотной. Иногда в заданиях обговаривается концентрация кислоты; если уточнений нет — можно выбрать любую концентрацию.

Задание 31. Здесь самый простой вариант — реакция гидрокарбоната кальция с соляной кислотой с выделением углекислого газа. Главное —записать формулу именно гидрокарбоната.

Пример 5. Даны: гидроксид магния, хлорид железа (III), серная кислота, сульфид натрия, нитрат цинка.

Задание 30. Проблемное задание: при взаимодействии между хлоридом железа и сульфидом натрия происходит не обменный, а именно окислительно-восстановительный процесс. Если в реакции участвует соль сульфид, то образуется не хлорид, а сульфид железа (II). А при реакции с сероводородом — хлорид железа (II).

Задание 31. Например, можно взять сульфид натрия с разбавленной кислотой, с выделением сероводорода. Можно также написать уравнение между гидроксидом магния и серной кислотой.

Задание № 1 (Тестовая часть):

Установите соответствие между названием вещества и реагентами, с каждым из которых оно может взаимодействовать.

А) азот
Б) цинк
В) бром
Г) кальций

Формулы реагентов:

1) O₂, HCl, H₂SiO₄
2) H₂, Mg, Ca(OH)₂
3) MnCl₂, N₂, O₂
4) O₂, Ca, Li
5) NaOH, O₂, CuSO₄.

Решение:

Данное задание входит в тестовую часть в качестве вопроса № 8, который требует знаний химических свойств простых и сложных веществ в неорганической химии.

Учитывая, что этот урок посвящен теме «Галогены», предлагаю вспомнить и изучить свойства этой группы элементов, которые находятся в VII A группе.

Итак, начнем: первый элемент в списке — азот.

Азот.

N₂ — это неметалл, входит в состав воздуха, является бесцветным газом, без запаха, реагирует:
— с литием на воздухе (без нагревания) с образованием азида лития (Li₃N);
— с кальцием (при нагревании), в итоге можно получить Ca₃N₂;
— с кислородом (электрический разряд, около 3000 С) — образуется NO.

Подходит пункт 4.

Цинк.

Далее идет цинк, это переходный металл (его соединения проявляют амфотерные свойства), достаточно хрупкий, в чистом виде имеет серебристо — белый цвет, реагирует:
— с растворами кислот (HCl) — происходит замещение цинка на водород в кислоте. Однако, с кремниевой кислотой реакция не идет;
— с щелочами (NaOH), образуя гидроксоцинкаты;
— с сульфатом меди (выделяется чистая медь и сульфат цинка).

Выбираем пункт 5.

Бром.

Бром — это галоген, который проявляет кислотные свойства, является дымящей красно — коричневой жидкостью, токсичен; реагирует:
— с водородом;
— с металлами (Ca, Mg);
— с щелочами (Ca(OH)₂), причем в этой реакции образуются соли брома — CaBr₂ и Ca(BrO)₂.

Подходит вариант 2.

Кальций.

Последний химический элемент в списке — кальций, это активный металл, который активно реагирует:
— с неметаллами (галогены, O₂, H₂, N₂);
— с водой;
— с кислотами;
— с солями (замещение катиона более слабого металла, по сравнению с кальцием).

Здесь подходит вариант 3.

Ответ: 4523.

Задание № 2 (Тестовая часть):

Установите соответствие между реагирующими веществами и продуктами, которые преимущественно образуются при взаимодействии этих веществ.

РЕАГИРУЮЩИЕ ВЕЩЕСТВА:

А) Cl₂ и KOH (хол. р-р)
Б) Cl₂ и KOH (гор. р-р)
В) KClO₃ → (t C)
Г) KClO₃ → (t, MnO₂)

ПРОДУКТЫ РЕАКЦИИ:

1) KCl и H₂O;
2) KCl, KClO и H₂O;
3) KCl, KClO₂ и H₂O;
4) KCl, KClO₃ и H₂O;
5) KCl и O₂;
6) KCl и KClO₄.

Решение:

Это задание № 9 тестовой части ЕГЭ по Химии, в котором нужно установить исходные вещества в соответствии с продуктами реакции.

1) Cl₂ и KOH (хол. р-р) → KCl + KClO + H₂O (хлорид калия, гипохлорит калия, вода).
2) Cl₂ и KOH (гор. р-р) → KCl, KClO₃ и H₂O (хлорид калия, хлорат калия (бертолетова соль), вода).
3) KClO₃ → (t C) → термическое разложение (400 С) бертолетовой соли приводит к образованию KClO₄ и KCl (перхлората калия, хлорида калия).
4) KClO₃ → (t, MnO₂) → термическое каталитическое разложение (200 С) хлората калия образует KCl и O₂ (хлорид калия и кислород).

Ответ: 2465.

Задание № 3 (Тестовая часть):

Задана следующая схема превращения веществ:

I₂ → (X)→KI→ (Y)→I₂

Определите, какие из указанных веществ являются веществами X и Y.

1) KOH;
2) KCl;
3) Cl_2;
4) HCl;
5) KClO₄.

Решение:

Первая реакция проста на первый взгляд, нам нужно из чистого йода получить йодид калия. Однако, это не простая реакция соединения или замещения, это ОВР — йод меняет свою степень окисления с 0 до -1 в присутствии щелочи:

I2 + 2KOH (разб.) = KI + KIO + H2O (0 C)

Так как это задание достаточно легкое, здесь не указаны условия протекания этой реакции, и не сказано, какие вещества дополнительно образуются в качестве продуктов реакции. Поэтому, первое звено цепочки решено, вещество X = KOH.

Следующая реакция — как из йодида калия получить чистый йод. Эта реакция знакома многим — галогены вытесняют более слабые галогены из сложных веществ (реакция замещения). В данном случае нам нужен галоген, который стоит в 7А подгруппе выше йода; это может быть бром, хлор, фтор; из вариантов ответа подходит хлор. Вещество Y = Cl₂.

2KI + Cl₂ = 2KCl + I₂

Ответ: 13

Задание № 4 (Тестовая часть):

Установите соответствие между реагентами и схемами превращения элемента хлора.

РЕАГЕНТЫ:

А) хлор и аммиак
Б) хлористая кислота и бромоводород
В) хлорноватистая кислота и сернистый ангидрид
Г) хлор и бромоводород

СХЕМЫ ПРЕВРАЩЕНИЯ:

1) Cl⁰ → Cl⁺¹;
2) Cl⁰ → Cl^-1;
3) Cl⁺¹ → Cl⁰;
4) Cl⁺³ → Cl^-1;
5) Cl⁺⁷ → Cl^-1;
6) Cl⁺¹ → Cl^-1.

Решение:

Данное задание относится в 21 вопросу в ЕГЭ, для его выполнения необходимо знать химические реакции и изменение степеней окисления.

Итак, первые исходные вещества — хлор и аммиак, эту реакцию я уже писала в теме «Аммиак».
8NH₃ + 3Cl₂ = N₂ + 6NH₄Cl — степень окисления хлора: Cl⁰ → Cl^-1

Вторая пара веществ — хлористая кислота и бромоводород;
Хлористая кислота (HClO₂) в свободном виде не выделена, существует только в растворах, способна вступать в реакции
— с щелочами,
— с галогеноводородами (HCl, HI, HBr)
Реакция между этими реагентами выглядит так:
HClO₂ + 4HBr = HCl + 2Br₂ + 2H₂O — степень окисления хлора: Cl⁺³ → Cl^-1

Следующие реагенты — хлорноватистая кислота и сернистый ангидрид.
Хлорноватистая кислота (HClO) в свободном виде не выделена, слабая кислота, разлагается на свету, сильный окислитель, реагирует:
— с галогеноводородами;
— с гидратом аммиака (NH₃ * H₂O);
— с щелочами.
Это нестандартная реакция между кислотой и кислотным оксидом, поэтому ее надо запомнить:
HClO + SO₂ + H₂O = HCl + H₂SO₄ — степень окисления хлора: Cl⁺¹ → Cl^-1

Четвертая пара продуктов реакции — хлор и бромоводород; это простая реакция замещения, в результате которой хлор вытесняет бром и встает на его место, образуя хлороводород и выделяется бром:
Cl₂ + 2HBr = 2HCl + Br₂ — степень окисления хлора: Cl⁰ → Cl^-1

Ответ: 2462

Задание № 5 (Тестовая часть):

Установите соответствие между названием вещества и возможным электролитическим способом его получения:

НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА:

А) кислород
Б) фтор
В) калий
Г) водород

ПОЛУЧЕНИЕ ЭЛЕКТРОЛИЗОМ:

1) раствора AuCl₃
2) раствора CuBr₂
3) расплава NaF
4) расплава KCl
5) раствора KF.

Решение:

Для начала хочу акцентировать внимание на некоторых важных особенностях процессов электролиза в растворах и расплавах:

1) Щелочные металлы (K, Na) выделяются в чистом виде в процессе электролиза ТОЛЬКО в расплаве (на катоде);
2) Металлы (в растворе), стоящие в ряду активности
ДО H₂ (K, Li, Na, Ca) → выделяется H₂,
ДО H₂ (Al, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb) → возможно выделение Ме и H₂,
ПОСЛЕ H₂ (Сu, Ag, Au, Pt, Hg) → выделяется Ме;
3) Галогены в процессе электролиза выделяются на аноде в чистом виде (кроме фтора);
4) Кислородсодержащие анионы и фтор в процессе электролиза выделяют кислород.

Итак, кислород выделяется в результате электролиза раствора KF;
— фтор выделяется в расплаве NaF;
— калий в результате электролиза расплава KCl;
— водород — в процессе электролиза раствора KF.

Ответ: 5345

Задание № 6 (Тестовая часть):

Установите соответствие между формулой соли и типом ее гидролиза.

ФОРМУЛА СОЛИ:

А) FeCl₃
Б) BaS
В) KF
Г) ZnSO₄

ТИП ГИДРОЛИЗА:

1) по катиону
2) по аниону
3) по катиону и по аниону
4) гидролиз не происходит

Решение:

Вопросы по теме «Гидролиз» являются достаточно легкими, нужно только знать силу кислот и оснований, а также принцип процесса нейтрализации.

Первое вещество — хлорид железа (III), это соль, которая образована слабым основанием и сильной кислотой, гидролиз по катиону, среда кислая;

Второе вещество — сульфид бария, эта соль образована сильным основанием и слабой кислотой, гидролиз по аниону, среда щелочная;

Третье вещество — фторид калия, она образована сильным основанием и слабой кислотой (плавиковая кислота (HF) несмотря на наличие самого электроотрицательного неметалла в составе, сильной кислотой не является), гидролиз по аниону, среда щелочная;

Далее по списку — сульфат цинка, здесь соль образована слабым основанием и сильной кислотой, гидролиз по катиону, среда кислая.

Ответ: 1221

Задание № 7 (Часть 2):

Для выполнения заданий 30, 31 используйте следующий перечень веществ: нитрат калия, йодид калия, хлорид бария, серная кислота, йод, фторид серебра. Допустимо использование водных растворов веществ.

30. Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми окислительно — восстановительная реакция протекает с выделением ядовитого газа с неприятным запахом. В этой реакции наблюдается образование осадка темного цвета.

31. Из предложенного перечня веществ выберите среднюю соль и вещество, которое вступает с ней в реакцию ионного обмена с образованием творожистого осадка желтого цвета.

Решение:

30. В условии даны два эффекта реакции ОВР — выделение ядовитого газа с неприятным запахом и образование темного осадка.
Учитывая, что здесь не сказано о цвете газа, у нас есть выбор из двух бесцветных газов — аммиака и сероводорода, но среди веществ в задании нет соединений азота, поэтому берем H₂S.
К тому же, выпал осадок темного цвета — темных осадков много, среди них чистый йод, который выделяется при взаимодействии солей йода с сильными кислотами.
В итоге пишем реакцию:
8KI + 5H₂SO₄ = 4I₂↓ + 4K₂SO₄ + 4H₂O + H₂S↑ — я сразу уравняла ее и не стану оформлять электронный баланс, так как ученик сдающий ЕГЭ знает, как это делать.

31. В этом задании нужно выбрать среднюю соль и вещество, в итоге должен образоваться творожистый осадок желтого цвета.
Нам даны несколько солей, среди которых
— йодид калия и нитрат калия, которые не дают осадков (так как все соли калия растворимы);
— хлорид бария, который может давать осадки, но не желтого цвета;
— фторид серебра — то вещество, которое нам нужно (соль йодид серебра представляет собой желтый творожистый осадок):
KI + AgF = AgI↓ + KF — осталось оформить ее в ионно — обменном виде и задание готово.

Задание № 8 (Часть 2):

Для выполнения заданий 30, 31 используйте следующий перечень веществ: гидроксид магния, аммиак, хлорид железа (III), фосфат кальция, хлор, бромид калия. Допустимо использование водных растворов веществ.

30. Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми протекает окислительно — восстановительная реакция с изменением цвета и выделением газа.

31. Из предложенного перечня веществ выберите среднюю соль и вещество, водный раствор которого вступает с этой солью в реакцию ионного обмена.

Решение:

30. В данном задании есть два газа, которые идеально подходят к параметрам условия — аммиак и хлор; они реагируют друг с другом с выделением чистого азота и хлорида аммония:
3Cl₂ + 8NH₃ = N₂ + 6NH₄Cl — в этой реакции происходит изменение цвета (хлор — желто-зеленый газ, азот — бесцветный).

31. Для решения этого задания рассмотрим все вещества:
— гидроксид магния (нерастворимое вещество), не подходит;
— фосфат кальция (нерастворимое вещество), не подходит;
— бромид калия (растворимое вещество), не подходит (все соли калия растворимы!);
— хлорид железа (III) (растворимое вещество), подходит — при взаимодействии с основанием дает осадок в виде гидроксида железа (III).

Но вот вопрос — разве в перечне есть основание? Есть — это гидроксид аммония (NH₄OH, или NH₃ * H₂O).

Если внимательно прочитать условие, то там написано «Допустимо использование водных растворов веществ», этим мы и воспользуемся (водный раствор аммиака это и есть гидроксид аммония):
FeCl₃ + 3NH₃ * H₂O = 3NH₄Cl + Fe(OH)₃ ↓ — выделяется бурый осадок гидроксида железа (III).
!Не забывай про правильное оформление ионно — обменного процесса

На сегодня все!