Овр с перманганатом калия егэ

Автор статьи — профессиональный репетитор О. В. Овчинникова.

Вторая часть на ЕГЭ по химии включает 6 заданий, и каждое из них требует развёрнутого ответа. Для сдачи экзамена на высокий балл потребуется научиться решать все. Первым идёт задание 29, где нужно составить окислительно-восстановительную реакцию, используя вещества из списка. Вот один из вариантов формулировки:

Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми окислительно-восстановительная реакция протекает с изменением цвета раствора. Выделение осадка или газа в ходе этой реакции не наблюдается. В ответе запишите уравнение только одной из возможных окислительновосстановительных реакций с участием выбранных веществ. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Это задание в последние годы заметно усложнили. Если ранее было достаточно найти любые два вещества, между которыми протекает окислительно-восстановительная реакция (ОВР), записать её и уравнять методом электронного баланса, то теперь необходимо также знать визуальные признаки взаимодействия этих веществ.
Нам подойдёт реакция, которая описана в условии, любую другую не зачтут. Из-за этого для выполнения данного задания на ЕГЭ требуется не только научиться уравнивать ОВР методом электронного баланса, проработать огромное количество материала, связанного с химическими свойствами веществ, но и запомнить, что происходит в процессе большинства из данных реакций внешне. Звучит страшно, но надо понимать: всё это пригодится вам и в других заданиях.

Приведённая ниже информация поможет понять, на что обратить внимание.

к оглавлению ▴

Теоретические сведения.

Перманганат калия как окислитель.

+ восстановители
Среда, куда переходит	в кислой среде	в нейтральной среде	в щелочной среде
Образующееся соединение марганца	(соль той кислоты, которая участвует в реакции)		Манганат
Внешние признаки реакции	Обесцвечивание тёмно-фиолетового раствора	Обесцвечивание тёмно-фиолетового раствора и выпадение бурого осадка	Раствор из тёмно-фиолетового становится зелёным

к оглавлению ▴

Дихромат и хромат как окислители.

(кислая и нейтральная среда), (щелочная среда) + восстановители всегда получается
кислая среда	нейтральная среда	щелочная среда
Соли тех кислот, которые участвуют в реакции:
Раствор из оранжевого (жёлтого) становится зелёным	Выпадение зелёного осадка, обесцвечивание оранжевого раствора

к оглавлению ▴

Повышение степеней окисления хрома и марганца.

к оглавлению ▴

Азотная кислота с металлами.

— не выделяется водород, образуются продукты восстановления азота.

Чем активнее металл и чем меньше концентрация кислоты, тем дальше восстанавливается азот
			(чаще)/
Неактивные металлы (правее алюминия включительно) + конц. Кислота; Неметаллы + конц. Кислота	Активные металлы (левее Mg включительно) + конц. Кислота	Активные металлы (левее Mg включительно) + разб Кислота	Металлы от алюминия до железа включительно + разб. кислота	Неактивные металлы (правее кобальта включительно) + разб. Кислота
Пассивация: с холодной концентрированной азотной кислотой не реагируют:
Не реагируют с азотной кислотой ни при какой концентрации:

к оглавлению ▴

Серная кислота с металлами.

— разбавленная серная кислота реагирует как обычная минеральная кислота с металлами левее в ряду напряжений, при этом выделяется водород;
— при реакции с металлами концентрированной серной кислоты не выделяется водород, образуются продукты восстановления серы.

к оглавлению ▴

Диспропорционирование.

Реакции диспропорционирования — это реакции, в которых один и тот же элемент является и окислителем, и восстановителем, одновременно и повышая, и понижая свою степень окисления:

к оглавлению ▴

Диспропорционирование неметаллов — серы, фосфора, галогенов (кроме фтора).

Сера + щёлочь 2 соли, сульфид и сульфит металла (реакция идёт при кипячении)	и
Фосфор + щелочь фосфин и соль гипофосфит (реакция идёт при кипячении)	и
Хлор, бром, иод + вода (без нагревания) 2 кислоты, Хлор, бром, иод + щелочь (без нагревания) 2 соли, и и вода	и
Бром, иод + вода (при нагревании) 2 кислоты, Хлор, бром, иод + щелочь (при нагревании) 2 соли, и и вода	и

к оглавлению ▴

Диспропорционирование оксида азота (IV) и солей.

к оглавлению ▴

Активность металлов и неметаллов.

Для анализа активности металлов используют либо электрохимический ряд напряжений металлов, либо их положение в Периодической таблице. Чем активнее металл, тем легче он будет отдавать электроны и тем более хорошим восстановителем он будет в окислительно-восстановительных реакциях.

Электрохимический ряд напряжений металлов.

Li Rb K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb  H  Sb Bi Cu Hg Ag Pd Pt Au

Активность неметаллов так же можно определить по их положению в таблице Менделеева.

В заданиях ЕГЭ считается, что азот — более активный неметалл, чем хлор.

На самом деле по поводу того, кто имеет большую электроотрицательность – азот или хлор, давно идут споры. Мы придерживаемся позиции, что хлор в данном противостоянии побеждает – он находится в седьмой группе, до устойчивого состояния ему не хватает одного электрона, в отличие от азота, которому не хватает трёх.

Более активный неметалл будет окислителем, а менее активный будет довольствоваться ролью восстановителя, если они реагируют друг с другом.

Данные из справочника: CRS Handbook of Chemistry and Physics (издание 2007 года).
Таблица электроотрицательности (Х) некоторых атомов

Элемент	X	Элемент	X
Cs	0,79	H	2,20
K	0,82	C	2,55
Na	0,93	S	2,58
Li	0,98	I	2,66
Ca	1,0	Br	2,96
Mg	1,31	N	3,04
Be	1,57	Cl	3,16
Si	1,90	O	3,44
B	2,04	F	3,98
P	2,19

к оглавлению ▴

Особенности поведения некоторых окислителей и восстановителей.

а) кислородсодержащие соли и кислоты хлора в реакциях с восстановителями обычно переходят в хлориды:

б) если в реакции участвуют вещества, в которых один и тот же элемент имеет отрицательную и положительную степени окисления — они встречаются в нулевой степени окисления (выделяется простое вещество).

к оглавлению ▴

Необходимые навыки.

1. Расстановка степеней окисления.
   Необходимо помнить, что степень окисления — это гипотетический заряд атома (т.е. условный, мнимый), но он должен не выходить за рамки здравого смысла. Он может быть целым, дробным или равным нулю.

   Задание 1: Расставьте степени окисления в веществах:

   

2. Расстановка степеней окисления в органических веществах.
   Помните, что нас интересуют степени окисления только тех атомов углерода, которые меняют своё окружение в процессе ОВР, при этом общий заряд атома углерода и его неуглеродного окружения принимается за 0.

   Задание 2: Определите степень окисления атомов углерода, обведённых рамкой вместе с неуглеродным окружением:

   2-метилбутен-2: –=

   ацетон:

   уксусная кислота: –

3. Не забывайте задавать себе главный вопрос: кто в этой реакции отдаёт электроны, а кто их принимает, и во что они переходят? Чтобы не получалось, что электроны прилетают из ниоткуда или улетают в никуда.

   Пример:

   В этой реакции надо увидеть, что иодид калия может являться только восстановителем, поэтому нитрит калия будет принимать электроны, понижая свою степень окисления.
   Причём в этих условиях (разбавленный раствор) азот переходит из в ближайшую степень окисления .

   

4. Составление электронного баланса сложнее, если формульная единица вещества содержит несколько атомов окислителя или восстановителя.
   В этом случае это необходимо учитывать в полуреакции, рассчитывая число электронов.
   Самая частая проблема — с дихроматом калия , когда он в роли окислителя переходит в :

   

   Эти же двойки нельзя забыть при уравнивании, ведь они указывают число атомов данного вида в уравнении.

   Задание 3: Какой коэффициент нужно поставить перед и перед

   
   
   

   Задание 4: Какой коэффициент в уравнении реакции будет стоять перед магнием?

   

5. Определите, в какой среде (кислой, нейтральной или щелочной) протекает реакция.
   Это можно сделать либо про продуктам восстановления марганца и хрома, либо по типу соединений, которые получились в правой части реакции: например, если в продуктах мы видим кислоту, кислотный оксид — значит, это точно не щелочная среда, а если выпадает гидроксид металла — точно не кислая. Ну и разумеется, если в левой части мы видим сульфаты металлов, а в правой — ничего похожего на соединения серы — видимо, реакция проводится в присутствии серной кислоты.

   Задание 5: Определите среду и вещества в каждой реакции:

   

   

6. Помните, что вода — вольный путешественник, она может как участвовать в реакции, так и образовываться.

   Задание 6: В какой стороне реакции окажется вода? Bо что перейдёт цинк?

   

   Задание 7: Мягкое и жесткое окисление алкенов.
   Допишите и уравняйте реакции, предварительно расставив степени окисления в органических молекулах:

   (хол. р-р.)

7. Иногда какой-либо продукт реакции можно определить, только составив электронный баланс и поняв, каких частиц у нас больше:

   Задание 8: Какие продукты ещё получатся? Допишите и уравняйте реакцию:

   

8. Во что переходят реагенты в реакции?
   Если ответ на этот вопрос не дают выученные нами схемы, то нужно проанализировать, какие в реакции окислитель и восстановитель — сильные или не очень?
   Если окислитель средней силы, вряд ли он может окислить, например, серу из в , обычно окисление идёт только до .
   И наоборот, если — сильный восстановитель и может восстановить серу из до , то — только до .

   Задание 9: Во что перейдёт сера? Допишите и уравняйте реакции:

   

   (конц.)

9. Проверьте, чтобы в реакции был и окислитель, и восстановитель.

   Задание 10: Сколько ещё продуктов в этой реакции, и каких?

   

10. Если оба вещества могут проявлять свойства и восстановителя, и окислителя — надо продумать, какое из них более активный окислитель. Тогда второй будет восстановителем.

    Задание 11: Кто из этих галогенов окислитель, а кто восстановитель?

    

11. Если же один из реагентов — типичный окислитель или восстановитель — тогда второй будет «выполнять его волю», либо отдавая электроны окислителю, либо принимая у восстановителя.

    Пероксид водорода — вещество с двойственной природой, в роли окислителя (которая ему более характерна) переходит в воду, а в роли восстановителя — переходит в свободный газообразный кислород.

    Задание 12: Какую роль выполняет пероксид водорода в каждой реакции?

    

    

    

к оглавлению ▴

Последовательность расстановки коэффициентов в уравнении.

Сначала проставьте коэффициенты, полученные из электронного баланса.
Помните, что удваивать или сокращать их можно только вместе. Если какое-либо вещество выступает и в роли среды, и в роли окислителя (восстановителя) — его надо будет уравнивать позднее, когда почти все коэффициенты расставлены.
Предпоследним уравнивается водород, а по кислороду мы только проверяем!

1. Задание 13: Допишите и уравняйте:

   

   

Не спешите, пересчитывая атомы кислорода! Не забывайте умножать, а не складывать индексы и коэффициенты.
Число атомов кислорода в левой и правой части должно сойтись!
Если этого не произошло (при условии, что вы их считаете правильно), значит, где-то ошибка.

к оглавлению ▴

Возможные ошибки.

1. Расстановка степеней окисления: проверяйте каждое вещество внимательно.
   Часто ошибаются в следующих случаях:

   а) степени окисления в водородных соединениях неметаллов: фосфин — степень окисления у фосфора — отрицательная;
   б) в органических веществах — проверьте ещё раз, всё ли окружение атома учтено;
   в) аммиак и соли аммония — в них азот всегда имеет степень окисления ;
   г) кислородные соли и кислоты хлора — в них хлор может иметь степень окисления ;
   д) пероксиды и надпероксиды — в них кислород не имеет степени окисления , бывает , а в — даже ;
   е) двойные оксиды: — в них металлы имеют две разные степени окисления, обычно только одна из них участвует в переносе электронов.

   Задание 14: Допишите и уравняйте:

   

   Задание 15: Допишите и уравняйте:

   

2. Выбор продуктов без учёта переноса электронов — то есть, например, в реакции есть только окислитель без восстановителя или наоборот.

   Пример: в реакции свободный хлор часто теряется. Получается, что электроны к марганцу прилетели из космоса…

3. Неверные с химической точки зрения продукты: не может получиться такое вещество, которое вступает во взаимодействие со средой!

   а) в кислой среде не может получиться оксид металла, основание, аммиак;
   б) в щелочной среде не получится кислота или кислотный оксид;
   в) оксид или тем более металл, бурно реагирующие с водой, не образуются в водном растворе.

   Задание 16: Найдите в реакциях ошибочные продукты, объясните, почему они не могут получаться в этих условиях:

   

   

   

   

к оглавлению ▴

Ответы и решения к заданиям с пояснениями.

Задание 1:

Задание 2:

Задание 3:

Задание 4:

Задание 5:

Задание 6:

Задание 7:

Задание 8:

В процессе составления баланса мы видим, что на 2 иона приходится 3 сульфат-иона. Значит, помимо сульфата калия образуется ещё серная кислота (2 молекулы).

Задание 9:

Задание 10:

Задание 11:

Задание 12:

Задание 13:

Задание 14:

Задание 15:

Задание 16:

Читаем дальше: Задача С2 на ЕГЭ по химии.
Задачи на сплавы и смеси на ЕГЭ по химии.
Задача С5 на ЕГЭ по химии. Определение формул органических веществ.

Пройти тестирование по этим заданиям
Вернуться к каталогу заданий

Версия для печати и копирования в MS Word

Пройти тестирование по этим заданиям

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

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

Mn в с.о. +2 — обычно представляются в виде солей (хлоридов, сульфатов) и имеют бледно-розовый оттенок раствора. Преимущественно является восстановителем, но в
некоторых реакциях может выступать как окислитель, например, при электролизе или реакциях замещения

Mn в с.о. +7 — перманганаты калия и
натрия (KMnO4, NaMnO4) — только окислители, т.к. марганец находится в высшей степени окисления, а значит повышать ее и быть
восстановителем уже не может. Растворы перманганатов имеют ярко малиновый окрас

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