Задание 12 ЕГЭ по химии 2025: Реакции окислительно-восстановительные

Задание 12 ЕГЭ по химии проверяет знание окислительно-восстановительных реакций (ОВР) и умение составлять электронный баланс. В этом задании требуется определить окислитель и восстановитель, а также составить электронный баланс для данной реакции.

Теория для подготовки к заданию

Основные понятия окислительно-восстановительных реакций

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – это реакции, сопровождающиеся изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.

Степень окисления – это условный заряд атома в соединении, вычисленный из предположения, что все связи в соединении ионные.
Окисление – это процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом, сопровождающийся повышением степени окисления.
Восстановление – это процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом, сопровождающийся понижением степени окисления.
Окислитель – это вещество, атомы которого принимают электроны, т.е. понижают свою степень окисления.
Восстановитель – это вещество, атомы которого отдают электроны, т.е. повышают свою степень окисления.

Важно!

В окислительно-восстановительных реакциях всегда одновременно происходят два процесса: окисление и восстановление. Число электронов, отданных восстановителем, всегда равно числу электронов, принятых окислителем.

Правила определения степеней окисления

Степень окисления атомов в простых веществах равна нулю: Na⁰, Fe⁰, O₂⁰, Cl₂⁰.
Степень окисления кислорода в большинстве соединений равна -2. Исключения: пероксиды (H₂O₂, Na₂O₂) – степень окисления -1, OF₂ – степень окисления +2.
Степень окисления водорода в большинстве соединений равна +1. Исключения: гидриды металлов (NaH, CaH₂) – степень окисления -1.
Степень окисления металлов в соединениях всегда положительная.
Степень окисления фтора в соединениях всегда равна -1.
Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, а в сложном ионе – заряду иона.

Метод электронного баланса

Метод электронного баланса используется для расстановки коэффициентов в уравнениях окислительно-восстановительных реакций. Он включает следующие этапы:

Записать схему реакции.
Определить степени окисления всех элементов в соединениях.
Выявить элементы, изменяющие степени окисления.
Составить электронные уравнения для процессов окисления и восстановления.
Найти наименьшее общее кратное (НОК) для числа отданных и принятых электронов.
Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя, разделив НОК на соответствующее число электронов.
Расставить остальные коэффициенты в уравнении реакции.
Проверить правильность расстановки коэффициентов.

Типичные окислители и восстановители

Типичные окислители:

Галогены (F₂, Cl₂, Br₂, I₂)
Кислород (O₂)
Перманганат калия (KMnO₄)
Дихромат калия (K₂Cr₂O₇)
Концентрированная серная кислота (H₂SO₄)
Азотная кислота (HNO₃)
Пероксид водорода (H₂O₂)
Оксиды металлов в высших степенях окисления (MnO₂, PbO₂)

Типичные восстановители:

Металлы (Na, Mg, Al, Fe, Zn)
Водород (H₂)
Углерод (C)
Оксид углерода(II) (CO)
Сероводород (H₂S)
Сульфиты (Na₂SO₃)
Иодиды (KI)
Соединения металлов в низших степенях окисления (FeCl₂, SnCl₂)

Важно!

Некоторые вещества могут быть как окислителями, так и восстановителями в зависимости от условий реакции и природы второго реагента. Например, H₂O₂, SO₂, NO₂.

Типы окислительно-восстановительных реакций

Межмолекулярные – окислитель и восстановитель находятся в разных веществах:
Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑
Внутримолекулярные – окислитель и восстановитель находятся в одном веществе:
2KClO₃ = 2KCl + 3O₂↑
Диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления) – атомы одного и того же элемента и окисляются, и восстанавливаются:
3Cl₂ + 6KOH = 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

Алгоритм решения задания на окислительно-восстановительные реакции

Определить степени окисления всех элементов в соединениях.
Выявить элементы, изменяющие степени окисления.
Составить электронные уравнения для процессов окисления и восстановления.
Определить окислитель и восстановитель.
Найти наименьшее общее кратное (НОК) для числа отданных и принятых электронов.
Определить коэффициенты для окислителя и восстановителя.
Расставить остальные коэффициенты в уравнении реакции.

Типичные ошибки при решении заданий на окислительно-восстановительные реакции

Неправильное определение степеней окисления элементов.
Ошибки в выявлении элементов, изменяющих степени окисления.
Неправильное составление электронных уравнений.
Ошибки в определении окислителя и восстановителя.
Неправильное нахождение НОК и определение коэффициентов.
Ошибки в расстановке коэффициентов в уравнении реакции.

Примеры задач

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

Определите окислитель и восстановитель.

Ответ:

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

Окислитель: KMnO₄ (Mn⁺⁷)

Восстановитель: HCl (Cl⁻¹)

1) Определим степени окисления элементов:

K⁺¹Mn⁺⁷O₄⁻² + H⁺¹Cl⁻¹ → K⁺¹Cl⁻¹ + Mn⁺²Cl₂⁻¹ + Cl₂⁰ + H₂⁺¹O⁻²

2) Выявим элементы, изменяющие степени окисления:

Mn: +7 → +2 (восстановление)

Cl: -1 → 0 (окисление)

3) Составим электронные уравнения:

Mn⁺⁷ + 5e⁻ → Mn⁺² (восстановление)

2Cl⁻¹ - 2e⁻ → Cl₂⁰ (окисление)

4) Найдем НОК для числа отданных и принятых электронов:

НОК(5, 2) = 10

5) Определим коэффициенты для окислителя и восстановителя:

Mn⁺⁷: 10 ÷ 5 = 2

Cl⁻¹: 10 ÷ 2 = 5

6) Составим баланс по числу электронов:

2Mn⁺⁷ + 10e⁻ → 2Mn⁺²

10Cl⁻¹ - 10e⁻ → 5Cl₂⁰

7) Расставим коэффициенты в уравнении реакции:

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

8) Проверим правильность расстановки коэффициентов:

K: 2 = 2

Mn: 2 = 2

O: 8 = 8

H: 16 = 16

Cl: 16 = 2 + 4 + 10 = 16

9) Определим окислитель и восстановитель:

Окислитель: KMnO₄ (Mn⁺⁷ принимает электроны)

Восстановитель: HCl (Cl⁻¹ отдает электроны)

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

K₂Cr₂O₇ + FeSO₄ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

Определите окислитель и восстановитель.

Ответ:

K₂Cr₂O₇ + 6FeSO₄ + 7H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

Окислитель: K₂Cr₂O₇ (Cr⁺⁶)

Восстановитель: FeSO₄ (Fe⁺²)

1) Определим степени окисления элементов:

K₂⁺¹Cr₂⁺⁶O₇⁻² + Fe⁺²SO₄⁻² + H₂⁺¹SO₄⁻² → Cr₂⁺³(SO₄)₃⁻² + Fe₂⁺³(SO₄)₃⁻² + K₂⁺¹SO₄⁻² + H₂⁺¹O⁻²

2) Выявим элементы, изменяющие степени окисления:

Cr: +6 → +3 (восстановление)

Fe: +2 → +3 (окисление)

3) Составим электронные уравнения:

Cr₂⁺⁶ + 6e⁻ → Cr₂⁺³ (восстановление)

Fe⁺² - 1e⁻ → Fe⁺³ (окисление)

4) Найдем НОК для числа отданных и принятых электронов:

НОК(6, 1) = 6

5) Определим коэффициенты для окислителя и восстановителя:

Cr₂⁺⁶: 6 ÷ 6 = 1

Fe⁺²: 6 ÷ 1 = 6

6) Составим баланс по числу электронов:

Cr₂⁺⁶ + 6e⁻ → Cr₂⁺³

6Fe⁺² - 6e⁻ → 6Fe⁺³

7) Расставим коэффициенты в уравнении реакции:

K₂Cr₂O₇ + 6FeSO₄ + 7H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

8) Проверим правильность расстановки коэффициентов:

K: 2 = 2

Cr: 2 = 2

Fe: 6 = 6

S: 1 + 6 + 7 = 3 + 9 + 1 = 14

O: 7 + 24 + 28 = 12 + 36 + 4 + 7 = 59

H: 14 = 14

9) Определим окислитель и восстановитель:

Окислитель: K₂Cr₂O₇ (Cr⁺⁶ принимает электроны)

Восстановитель: FeSO₄ (Fe⁺² отдает электроны)

Особенности окислительно-восстановительных свойств некоторых веществ

Перманганат калия (KMnO₄)

Перманганат калия является сильным окислителем. В зависимости от среды марганец восстанавливается до разных степеней окисления:

В кислой среде: Mn⁺⁷ → Mn⁺² (розовый раствор обесцвечивается)
KMnO₄ + 5FeSO₄ + 4H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 4H₂O
В нейтральной среде: Mn⁺⁷ → Mn⁺⁴ (образуется бурый осадок MnO₂)
2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O = 2MnO₂↓ + 3Na₂SO₄ + 2KOH
В щелочной среде: Mn⁺⁷ → Mn⁺⁶ (зеленый раствор манганата)
2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O

Дихромат калия (K₂Cr₂O₇)

Дихромат калия является сильным окислителем в кислой среде. Хром восстанавливается от Cr⁺⁶ до Cr⁺³:

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

Концентрированная серная кислота (H₂SO₄)

Концентрированная серная кислота является сильным окислителем. Сера в ней может восстанавливаться до разных степеней окисления в зависимости от активности металла:

До SO₂ (S⁺⁶ → S⁺⁴): Cu + 2H₂SO₄(конц.) = CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
До S (S⁺⁶ → S⁰): 3Zn + 4H₂SO₄(конц.) = 3ZnSO₄ + S↓ + 4H₂O
До H₂S (S⁺⁶ → S⁻²): 4Zn + 5H₂SO₄(конц.) = 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

Азотная кислота (HNO₃)

Азотная кислота является сильным окислителем. Азот в ней может восстанавливаться до разных степеней окисления в зависимости от концентрации кислоты и активности металла:

До NO₂ (N⁺⁵ → N⁺⁴): Cu + 4HNO₃(конц.) = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
До NO (N⁺⁵ → N⁺²): 3Cu + 8HNO₃(разб.) = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O
До N₂O (N⁺⁵ → N⁺¹): 4Zn + 10HNO₃(очень разб.) = 4Zn(NO₃)₂ + N₂O↑ + 5H₂O
До N₂ (N⁺⁵ → N⁰): 5Zn + 12HNO₃(очень разб.) = 5Zn(NO₃)₂ + N₂↑ + 6H₂O
До NH₄⁺ (N⁺⁵ → N⁻³): 4Zn + 10HNO₃(очень разб.) = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Таблица важнейших окислителей и восстановителей

Вещество	Степень окисления	Роль в ОВР	Продукты восстановления/окисления
KMnO₄	Mn⁺⁷	Окислитель	Кислая среда: Mn⁺² (MnSO₄) Нейтральная среда: Mn⁺⁴ (MnO₂) Щелочная среда: Mn⁺⁶ (K₂MnO₄)
K₂Cr₂O₇	Cr⁺⁶	Окислитель	Cr⁺³ (Cr₂(SO₄)₃)
H₂SO₄(конц.)	S⁺⁶	Окислитель	SO₂, S, H₂S
HNO₃	N⁺⁵	Окислитель	NO₂, NO, N₂O, N₂, NH₄⁺
H₂O₂	O⁻¹	Окислитель/Восстановитель	O⁻² (H₂O) / O⁰ (O₂)
Металлы	Me⁰	Восстановитель	Me⁺ⁿ
Галогениды	Hal⁻¹	Восстановитель	Hal₂⁰
Сульфиты	S⁺⁴	Восстановитель	S⁺⁶ (SO₄²⁻)
Fe²⁺	Fe⁺²	Восстановитель	Fe⁺³

Задание 12 ЕГЭ: ПРАКТИКА

Закрепите теорию на практике! Попробуйте решить несколько вариантов задания 12.

Начать практику (Задание 12)