Окислительно-восстановительные реакции

В уравнении K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3I2 + 4K2SO4 + 7H2O ученики чаще всего теряются на первом шаге: хром принимает шесть электронов, а не три, потому что в формуле дихромата два атома хрома. Всё остальное в уравнении (три молекулы иода и семь молекул кислоты) выводится из этого одного числа, и ошибка в нём тянет за собой весь ряд коэффициентов.

Понятия «окислитель» и «восстановитель» к экзамену обычно знают. Баллы уходят на записи: степень окисления, поставленная неверно в необычной формуле, потерянный множитель, продукт, выбранный без оглядки на среду, и коэффициент перед водой, который не сходится по кислороду.

Степени окисления: ошибки раньше баланса

Правило одно: сумма степеней окисления в молекуле равна нулю, в ионе равна его заряду. Для K2Cr2O7 это 2·(+1) + 2x + 7·(−2) = 0, откуда x = +6; для KMnO4 марганец +7. Всё идёт гладко, пока формула привычная. Ошибки начинаются на веществах, где у знакомого элемента необычная степень окисления: в пероксидах водорода и натрия, H2O2 и Na2O2, кислород −1; в OF2 кислород +2, потому что фтор сильнее; в гидриде натрия NaH водород −1; в нитрате аммония NH4NO3 азот имеет две степени окисления сразу, −3 в катионе и +5 в анионе.

В железной окалине Fe3O4 формально выходит +8/3, а на деле в ней и +2, и +3, и для электронного баланса это учитывают отдельно. Привычка «кислород всегда −2» одна из самых дорогих в этой теме. Рядом с ней стоит привычка «водород всегда +1»: в гидридах металлов он −1, и задание на баланс с такой формулой рассчитано именно на привычку.

В органике степень окисления углерода считают так же, по сумме зарядов: в метаноле CH3OH он −2, в формальдегиде HCHO 0, в муравьиной кислоте HCOOH +2, в углекислом газе +4. Этой лесенкой пользуются в задачах на окисление спиртов и альдегидов, и потеря одной ступени означает потерю электронов в балансе.

Баланс: множитель считается по формуле

В электронном балансе число электронов умножается на число атомов элемента в формуле. Дихромат принимает шесть электронов на два атома хрома, 2Cr(+6) + 6e = 2Cr(+3); иодид-ион отдаёт один электрон, 2I(−1) − 2e = I2, и для равенства нужны три такие пары. Отсюда три молекулы иода и шесть иодида калия.

Сложнее с пиритом FeS2, где железо +2, а сера −1: 4FeS2 + 11O2 = 2Fe2O3 + 8SO2. Железо повышает степень окисления на единицу, сера с −1 до +4 на пять, на четыре атома железа и восемь атомов серы получается 4 + 40 = 44 электрона, а одиннадцать молекул кислорода принимают ровно столько же. Ученик, который поставил здесь −2 по привычке «сера в сульфидах −2», теряет первый множитель и дальше уравнивает в никуда.

Отдельный источник потерь — знак. Восстановитель отдаёт электроны, окислитель принимает, и если при записи 2I(−1) − 2e = I2 знак минус пропущен или поставлен в другую часть, дальше цифры сойдутся случайно. Полезно записывать баланс одной формой везде: степень окисления до, степень окисления после, число электронов со знаком, множитель.

Внутримолекулярные реакции удобны для проверки себя, потому что окислитель и восстановитель сидят в одной формуле: (NH4)2Cr2O7 = Cr2O3 + N2 + 4H2O. Азот отдаёт 2N(−3) − 6e = N2, хром принимает 2Cr(+6) + 6e = 2Cr(+3), шесть электронов с обеих сторон, множители единичные. Если в таком уравнении получается что-то другое, ошибка обычно в подсчёте индексов.

Порядок коэффициентов лучше держать неизменным: сначала окислитель и восстановитель по балансу, затем продукты, потом «наблюдатели» (K+, SO4(2−)), и только в конце вода и кислота. Проверка кислорода в конце ловит потерянный коэффициент почти всегда: если слева 35 атомов кислорода, а справа 34, где-то пропущена вода или сульфат.

Среда: один перманганат, три продукта

Перманганат калия восстанавливается по-разному, и это определяет не только продукт, но и все коэффициенты. Удобнее всего держать в голове полуреакции:

• кислая среда: MnO4− + 8H+ + 5e = Mn2+ + 4H2O, раствор почти обесцвечивается;
• нейтральная среда: MnO4− + 2H2O + 3e = MnO2 + 4OH−, выпадает бурый осадок;
• щелочная среда: MnO4− + e = MnO4(2−), раствор становится зелёным;
• дихромат в кислой среде: Cr2O7(2−) + 14H+ + 6e = 2Cr(3+) + 7H2O, раствор зеленеет.

Один и тот же сульфит натрия с перманганатом даёт три разные записи: 2KMnO4 + 5Na2SO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 3H2O в кислой среде, 2KMnO4 + 3Na2SO3 + H2O = 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH в нейтральной, 2KMnO4 + Na2SO3 + 2KOH = 2K2MnO4 + Na2SO4 + H2O в щелочной. Соотношение марганца и серы в них 2 : 5, 2 : 3 и 2 : 1, потому что марганец принимает пять, три и один электрон, а сера отдаёт два. Среда в условии называется веществом: серная кислота даёт кислую, щёлочь щелочную, а просто вода или нейтральная соль нейтральную.

Дихромат в задачах чаще всего встречается в кислой среде, и записывается он по тому же образцу: K2Cr2O7 + 3Na2SO3 + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3Na2SO4 + K2SO4 + 4H2O. Хром принимает шесть электронов на два атома, сера отдаёт по два, и отношение один к трём получается само. Цвет раствора меняется с оранжевого на зелёный, и в задании на определение веществ это нередко единственная подсказка.

На мой взгляд, для перманганата и дихромата метод полуреакций надёжнее электронного баланса: водород и кислород в нём уравниваются сами, и множитель не теряется. Формат записи на экзамене надо сверить по критериям оценивания: там указано, что именно считается электронным балансом.

Двойная роль и реакции, которые окислением не являются

Некоторые вещества выступают сразу в двух ролях, и в коэффициентах это даёт сложение. Соляная кислота при взаимодействии с хлоратом или перманганатом часть молекул отдаёт электроны (хлорид-ион окисляется до хлора), а часть остаётся в составе соли. С перманганатом: 2KMnO4 + 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O, из шестнадцати молекул кислоты десять окисляются до хлора, шесть уходят в соли. С хлоратом калия то же самое проделывает коэффициент шесть, о чём речь в статье о неметаллах. Азотная кислота с металлами делает то же самое, и пример с медью разобран в статье про металлы.

Диспропорционирование тоже окислительно-восстановительная реакция, только электроны переходят между атомами одного элемента, и в балансе у него две строки. Для хлора с холодной щёлочью, Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O, они выглядят так: Cl(0) + e = Cl(−1) и Cl(0) − e = Cl(+1), по одному электрону с каждой стороны.

Пероксид водорода может быть окислителем и восстановителем. С иодидом калия он окислитель: H2O2 + 2KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O. С перманганатом он восстановитель, и кислород в нём окисляется до O2: 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5O2 + K2SO4 + 8H2O. Роль определяет партнёр, и привычка учить «пероксид водорода — окислитель» ведёт к ошибке во втором случае.

Не всё, что похоже на сложную реакцию, окислительно-восстановительно. Гидролиз бинарных солей, Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S, идёт без изменения степеней окисления, и баланс электронов там искать незачем (гидролиз солей). Электролиз, напротив, всегда окислительно-восстановительный: на катоде идёт восстановление, на аноде окисление (электролиз расплавов и растворов). Грубый признак, который почти не ошибается: если в уравнении есть простое вещество, реакция окислительно-восстановительная.

Где тема проходится и почему к экзамену не держится

Степени окисления появляются в восьмом классе, в девятом их разбирают подробнее, а к одиннадцатому они становятся основой второй части экзамена. В промежутке эта тема встречается в каждом разделе, но отдельно её не повторяют: она растворяется в металлах, в неметаллах, в электролизе, в органике, где перманганатом окисляют алкены, спирты, альдегиды и толуол. Девятиклассник считает баланс на готовых уравнениях и привыкает к тому, что продукты даны. На экзамене продукты придётся выводить самому, и это совсем другой навык, который в школе тренируют мало. Структура работы показана в статье о структуре ЕГЭ по химии, а то, что оценивается во второй части, объясняет статья о второй части; в критериях ответ разбит на элементы (баланс, указание окислителя и восстановителя, уравнение), и сколько баллов даёт каждый, сверяйте по критериям текущего года. Куда тема встроена в школьный курс, видно по порядку изучения химии.

Порядок работы, когда баланс не сходится

Начните без уравнений: выпишите степени окисления для тридцати формул, среди которых пероксиды, гидриды, нитрат аммония и дихромат. Когда все тридцать сходятся, переходите к полуреакциям одного окислителя в одной среде, например перманганата в кислой. Потом поменяйте среду, потом окислитель. Каждый шаг должен быть закреплён, прежде чем делать следующий, и торопиться здесь вредно: пропуск любого из них возвращается через месяц в виде неверного множителя. Хорошо, если на каждом этапе есть эталон для проверки: пять-шесть уравнений, в которых вы уверены, и к ним вы возвращаетесь, когда новое не сходится.

Если после этого баланс сходится, а уравнение всё равно не принимается, смотрите на продукты: чаще всего там перепутана среда или забыта вода. На пробном уроке полезно принести свой неверный баланс: репетитор, который находит шаг, где потерян множитель, и возвращает вас именно к нему, с этой темой работать умеет.

Начать поиск:

• репетиторы по химии
• подготовка к ЕГЭ по химии
• химия для 10–11 класса
• репетиторы с пробным уроком

Вопросы и ответы

Как быстро понять, что реакция окислительно-восстановительная? Если в уравнении есть простое вещество, то это она почти наверняка. Исключение составляют превращения одной аллотропной модификации в другую, но в школьных заданиях они почти не встречаются.

Что делать, если кислород не сходится? Пересчитайте воду: чаще всего пропущен её коэффициент или ошибка в числе сульфатов. Сначала проверьте кислород, потом водород. Если водород сходится, а кислород нет, искать надо среди сульфатов и нитратов: индекс при кислотном остатке переписан неверно.

Какие окислители нужно знать обязательно? Перманганат калия, дихромат калия, азотную кислоту, концентрированную серную кислоту, пероксид водорода, галогены и хлорат калия. Их продукты в разной среде и составляют большую часть заданий, остальное встречается редко и обычно условие подсказывает.

Почему среда определяет продукт перманганата? Потому что в кислой среде есть ионы водорода, которые связывают кислород из иона MnO4−, а в щелочной их нет, и электрон забирается без разрыва связей. Чем кислее среда, тем глубже восстанавливается марганец.

Можно ли пользоваться методом полуреакций, если в школе учили электронный баланс? Можно, но формат ответа на экзамене нужно сверить по критериям: если там требуется электронный баланс в конкретной записи, полуреакции придётся переводить в неё.