🔥Врываемся с повторением от CHIMEDASCHOOL🔥
▎⚛️ Окислительно–восстановительные реакции (ОВР)
ОВР – это реакции, идущие с изменением степени окисления (С.О.) атомов элементов.
▎🔑 Основные понятия
• Окислитель (грабитель) – принимает электроны (понижает С.О.). Сам восстанавливается.
• Восстановитель (даритель) – отдает электроны (повышает С.О.). Сам окисляется.
Правило запоминания:
• Окислитель – Грабитель (забирает e⁻).
• Восстановитель – Спаситель/Даритель (отдает e⁻).
▎📏 Правила определения степени окисления
1. У простых веществ (O₂, Fe, P₄) С.О. = 0.
2. Фтор (F) всегда −1.
3. Кислород (O) почти всегда −2 (кроме пероксидов H₂O₂⁻¹, супероксидов KO₂⁻⁰·⁵ и OF₂⁺²).
4. Водород (H) с неметаллами +1, с металлами (гидриды NaH) −1.
5. У щелочных металлов (Li, Na, K...) всегда +1.
6. У щелочноземельных (Ca, Sr, Ba...) и Mg, Zn всегда +2.
7. Алюминий (Al) всегда +3.
8. Сумма всех С.О. в молекуле равна 0, в ионе – заряду иона.
▎⚖️ Метод электронного баланса (Алгоритм)
1. Записать схему реакции.
2. Расставить С.О. всех элементов.
3. Найти элементы, изменившие С.О.
4. Выписать переходы электронов:
– S⁻² − 2e⁻ → S⁰ (восстановитель)
– Mn⁺⁷ + 5e⁻ → Mn⁺² (окислитель)
5. Найти наименьшее общее кратное (НОК) для числа электронов.
6. Домножить полуреакции на коэффициенты.
7. Перенести коэффициенты в уравнение.
8. Уравнять металлы → неметаллы → водород → проверить по кислороду.
▎🔥 Важнейшие окислители и продукты их восстановления
Главный окислитель ЕГЭ – Перманганат калия (KMnO₄). Его поведение зависит от среды:
• Кислая среда (H⁺): Mn⁺⁷ → Mn⁺² (бесцветный раствор)
– KMnO₄ + H₂SO₄ + ... → MnSO₄ + ...
• Нейтральная среда (H₂O): Mn⁺⁷ → MnO₂ (бурый осадок)
– KMnO₄ + H₂O + ... → MnO₂↓ + KOH + ...
• Щелочная среда (OH⁻): Mn⁺⁷ → MnO₄²⁻ (зеленый раствор, манганат)
– KMnO₄ + KOH + ... → K₂MnO₄ + ...
Дихромат (K₂Cr₂O₇) и Хромат (K₂CrO₄):
• В кислой среде оба переходят в соли Cr⁺³ (сине–фиолетовый/зеленый цвет):
– Cr₂O₇²⁻ (оранжевый) + H⁺ → Cr³⁺
• В щелочной среде Cr³⁺ переходит в хромат–ион CrO₄²⁻ (желтый).
Азотная кислота (HNO₃):
• Никогда не выделяет H₂!
• HNO₃ (конц):
– С активными металлами → N₂O
– С менее активными/неметаллами → NO₂ (бурый газ)
– Al, Cr, Fe пассивируются (реакция идет только при нагревании).
• HNO₃ (разб):
– С активными металлами (Mg, Ca, Zn) → NH₄NO₃ (или N₂/N₂O)
– С неактивными (Cu, Ag) → NO (бесцветный газ)
Серная кислота (H₂SO₄ конц):
• Никогда не выделяет H₂!
• Активные металлы (Li–Zn) → H₂S (запах тухлых яиц) или S.
• Металлы средней активности и неактивные → SO₂ (газ с резким запахом).
• Неметаллы (C, S, P) → окисляются до высших кислот, сама кислота до SO₂.
• Al, Cr, Fe пассивируются на холоде.
▎💧 Важнейшие восстановители
1. Галогениды (I⁻, Br⁻, Cl⁻):
– 2I⁻ − 2e⁻ → I₂ (осадок/раствор)
– Обычно реагируют с галогенами, находящимися выше в группе (F вытесняет всех, Cl вытесняет Br и I).
2. Сульфиды (S²⁻) и H₂S:
– S⁻² − 2e⁻ → S⁰ (осадок)
– При жестком окислении → SO₄²⁻
3. Соли железа (II) (Fe²⁺):
– Fe²⁺ − 1e⁻ → Fe³⁺
4. Металлы: Всегда восстановители (Me⁰ → Me⁺ⁿ).
▎🔄 Особые типы ОВР
1. Диспропорционирование (самоокисление–самовосстановление):
Один элемент и повышает, и понижает С.О.
– Пример: Cl₂⁰ + 2KOH → KCl⁻¹ + KClO⁺¹ + H₂O
– Пример: 4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃ (здесь не диспропорционирование, а реакция NO₂ с водой: 2NO₂ + H₂O → HNO₃ + HNO₂)
– Пример классический: 3S⁰ + 6KOH → 2K₂S⁻² + K₂SO₃⁺⁴ + 3H₂O
2. Конпропорционирование (сопропорционирование):
– Атомы одного элемента в разных С.О. переходят в одну промежуточную.
– Пример: SO₂⁺⁴ + 2H₂S⁻² → 3S⁰ + 2H₂O
– Пример: NH₄NO₂ (N⁻³ и N⁺³) → N₂⁰ + 2H₂O
