ОВР. Окислители и восстановители.
Электронный баланс

Опорный конспект № 4.1 ОВР. Окислители и восстановители. Электронный баланс.
Проверяемый элемент содержания: ОГЭ 5.3. Окислительно-восстановительные реакции. Окислители и восстановители. Процессы окисления и восстановления. Электронный баланс окислительно-восстановительной реакции.
Вернуться к Списку конспектов

Что такое ОВР

Ранее в 8 классе вы проходили Классификацию химических реакций в общем виде —  Опорный конспект № 1.11.
💡 Вспомните также: в реакциях ионного обмена атомы не меняют свои степени окисления. А есть реакции, в которых степени окисления меняются. Это — окислительно-восстановительные реакции (ОВР).

📌 Окислительно-восстановительные реакции — это реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов элементов за счёт перехода электронов от одних частиц к другим.
⚠️ Формальный признак ОВР — изменение степеней окисления хотя бы двух элементов.

Интересный факт: все реакции горения, дыхания, фотосинтеза, коррозии металлов — это ОВР. Без них невозможна жизнь!

---

Ключевые понятия

• 📌 Окисление — процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления элемента при этом повышается.
• 📌 Восстановление — процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. Степень окисления элемента при этом понижается.
• 📌 Окислитель — вещество (атом, молекула или ион), которое принимает электроны. Сам окислитель при этом восстанавливается.
• 📌 Восстановитель — вещество (атом, молекула или ион), которое отдаёт электроны. Сам восстановитель при этом окисляется.

💡 Запомните мнемоническое правило: «Восстановитель — отдаёт, окисляется; окислитель — принимает, восстанавливается».

⚡️ Ещё одно запоминающееся правило: окислитель — «вор», он забирает электроны; восстановитель — «даритель», он отдаёт.

Восстановитель — отдаёт электроны → его степень окисления ↑
Окислитель — принимает электроны → его степень окисления ↓

---

Как определить окислитель и восстановитель

📌 Алгоритм:

1. Определить степени окисления всех элементов в левой и правой частях уравнения.
2. Найти элементы, у которых степень окисления изменилась.
3. Элемент, у которого степень окисления повысилась, — восстановитель (он отдал электроны).
4. Элемент, у которого степень окисления понизилась, — окислитель (он принял электроны).

Пример

Рассмотрим реакцию: Mg + O₂ → MgO

1. Определяем степени окисления:

Mg⁰ + O₂⁰ → Mg⁺²O⁻²

2. Находим, у каких элементов изменилась степень окисления:

Mg⁰ → Mg⁺² (повысилась, отдал 2 электрона) — восстановитель

O⁰ → O⁻² (понизилась, принял 2 электрона) — окислитель

---

Типичные окислители и восстановители

📌 Окислительные и восстановительные свойства зависят от степени окисления элемента:

• Если элемент находится в высшей степени окисления — он может быть только окислителем (принимать электроны).
• Если элемент находится в низшей степени окисления — он может быть только восстановителем (отдавать электроны).
• Если элемент находится в промежуточной степени окисления — он может быть и окислителем, и восстановителем.

Типичные окислители

Группа	Примеры	Что восстанавливается
Простые вещества-неметаллы	F₂, Cl₂, Br₂, I₂, O₂, O₃	Hal⁰ → Hal⁻; O⁰ → O²⁻
Кислородсодержащие кислоты (конц.)	H₂SO₄ (конц.), HNO₃ (конц.)	S⁺⁶ → S⁺⁴, S⁰, S⁻²; N⁺⁵ → N⁺⁴, N⁺², N⁰, N⁻³
Перманганаты	KMnO₄	Mn⁺⁷ → Mn⁺² (в кислой среде), Mn⁺⁶, Mn⁺⁴
Дихроматы, хроматы	K₂Cr₂O₇, K₂CrO₄	Cr⁺⁶ → Cr⁺³
Соли, содержащие металлы в высшей с.о.	FeCl₃, CuSO₄, AgNO₃	Fe³⁺ → Fe²⁺; Cu²⁺ → Cu⁰; Ag⁺ → Ag⁰
Водород (в кислотах)	HCl, H₂SO₄ (разб.)	H⁺ → H⁰ (H₂)

Интересный факт: самый сильный окислитель — фтор F₂. Он может окислить даже воду и многие инертные вещества.

Типичные восстановители

Группа	Примеры	Что окисляется
Активные металлы	Li, Na, K, Ca, Mg, Al, Zn, Fe	Me⁰ → Meⁿ⁺
Некоторые неметаллы	H₂, C, P, Si	H⁰ → H⁺; C⁰ → C⁺⁴; P⁰ → P⁺⁵
Соединения с элементами в низшей с.о.	H₂S, NH₃, HI, HBr, HCl	S⁻² → S⁰/S⁺⁴; N⁻³ → N⁰/N⁺²; Hal⁻ → Hal⁰
Металлы в промежуточной с.о.	Fe²⁺, Sn²⁺, Cu⁺	Fe²⁺ → Fe³⁺; Sn²⁺ → Sn⁴⁺; Cu⁺ → Cu²⁺

⚠️ Один и тот же элемент может быть и окислителем, и восстановителем в зависимости от условий реакции. Например, сера в степени окисления +4 (SO₂) проявляет окислительно-восстановительную двойственность.

---

Метод электронного баланса

📌 Метод электронного баланса — это способ расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР, основанный на равенстве числа отданных и принятых электронов.

📌 Алгоритм метода электронного баланса:

1. Записать схему реакции (формулы реагентов и продуктов).
2. Определить степени окисления всех элементов.
3. Выбрать элементы, у которых степень окисления изменилась.
4. Составить схемы перехода электронов (электронный баланс).
5. Найти наименьшее общее кратное (НОК) для числа отданных и принятых электронов.
6. Определить коэффициенты (разделить НОК на число электронов в каждой схеме).
7. Перенести коэффициенты в уравнение.
8. Уравнять остальные атомы (водород, кислород, металлы, не участвующие в ОВР).

Пример 1. Горение фосфора

P + O₂ → P₂O₅

Шаг 1. Определяем степени окисления:
P⁰ + O₂⁰ → P⁺⁵O⁻²

Шаг 2. Находим элементы, у которых изменилась степень окисления:

• P⁰ → P⁺⁵ (отдаёт 5 электронов) — восстановитель
• O⁰ → O⁻² (принимает 2 электрона) — окислитель

Шаг 3. Составляем электронный баланс:

Процесс	Схема	Число электронов
Восстановитель (P)	P⁰ → P⁺⁵ + 5e⁻	5
Окислитель (O)	O⁰ + 2e⁻ → O⁻²	2

Шаг 4. Находим НОК для 5 и 2 = 10.
Коэффициент для P: 10 : 5 = 2
Коэффициент для O: 10 : 2 = 5

Шаг 5. Подставляем коэффициенты:

4P + 5O₂ → 2P₂O₅

Проверка: слева P — 4, O — 10; справа P — 4, O — 10. ✅

Пример 2. Реакция с участием соляной кислоты

KMnO₄ + HCl → KCl + MnCl₂ + Cl₂ + H₂O

Шаг 1. Определяем степени окисления:
K⁺Mn⁺⁷O₄⁻² + H⁺Cl⁻ → K⁺Cl⁻ + Mn⁺²Cl₂⁻ + Cl₂⁰ + H₂⁺O⁻²

Шаг 2. Находим элементы, у которых изменилась степень окисления:

• Mn⁺⁷ → Mn⁺² (принимает 5 электронов) — окислитель
• Cl⁻ → Cl₂⁰ (отдаёт 1 электрон, но в молекуле Cl₂ два атома → 2e⁻) — восстановитель

Шаг 3. Составляем электронный баланс:

Процесс	Схема	Число электронов
Окислитель (Mn)	Mn⁺⁷ + 5e⁻ → Mn⁺²	5
Восстановитель (Cl)	2Cl⁻ → Cl₂⁰ + 2e⁻	2

Шаг 4. НОК для 5 и 2 = 10.
Коэффициент для Mn: 10 : 5 = 2
Коэффициент для Cl (восстановитель): 10 : 2 = 5 (ставим перед Cl₂)

Шаг 5. Подставляем первые коэффициенты:
2KMnO₄ + HCl → KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂ + H₂O

Шаг 6. Уравниваем остальные атомы:
Калий: слева 2 → справа 2KCl, ставим коэффициент 2 перед KCl.
Хлор: справа в 2MnCl₂ — 4Cl, в 2KCl — 2Cl, в 5Cl₂ — 10Cl. Всего справа 16Cl. Значит, перед HCl ставим 16.
Водород: слева 16H → справа перед H₂O ставим 8.

Итоговое уравнение:

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

Проверка по кислороду: слева 8, справа 8. ✅

---

Случаи, когда индексы влияют на коэффициенты

📌 Если в схеме реакции есть индексы, их нужно учитывать при составлении электронного баланса.

Пример 3. Индекс у простого вещества

NH₃ + O₂ → NO + H₂O

Определяем степени окисления:
N⁻³H₃⁺¹ + O₂⁰ → N⁺²O⁻² + H₂⁺O⁻²

Электронный баланс:

• N⁻³ → N⁺² (отдаёт 5 электронов) — восстановитель
• O⁰ → O⁻² (принимает 2 электрона, но в молекуле O₂ два атома → 4e⁻ на молекулу!) — окислитель

Процесс	Схема	Число электронов
Восстановитель (N)	N⁻³ → N⁺² + 5e⁻	5
Окислитель (O₂)	O₂⁰ + 4e⁻ → 2O⁻²	4

НОК для 5 и 4 = 20.
Коэффициент для N: 20 : 5 = 4 (ставим перед NH₃ и NO)
Коэффициент для O₂: 20 : 4 = 5 (ставим перед O₂)

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

Пример 4. Индекс у сложного иона

K₂Cr₂O₇ + K₂SO₃ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O

Определяем степени окисления:
K₂⁺Cr₂⁺⁶O₇⁻² + K₂⁺S⁺⁴O₃⁻² + H₂⁺S⁺⁶O₄⁻² → Cr₂⁺³(SO₄)₃⁻² + K₂⁺S⁺⁶O₄⁻² + H₂⁺O⁻²

Электронный баланс (учитываем индекс Cr₂ и то, что в Cr₂(SO₄)₃ два атома Cr):

• Cr⁺⁶ → Cr⁺³ (принимает 3 электрона) — окислитель
• S⁺⁴ → S⁺⁶ (отдаёт 2 электрона) — восстановитель

Процесс	Схема	Число электронов
Окислитель (Cr)	Cr⁺⁶ + 3e⁻ → Cr⁺³	3 (×2 = 6 для Cr₂)
Восстановитель (S)	S⁺⁴ → S⁺⁶ + 2e⁻	2

НОК для 6 и 2 = 6.
Коэффициент для Cr: 6 : 6 = 1 (перед K₂Cr₂O₇ и Cr₂(SO₄)₃)
Коэффициент для S: 6 : 2 = 3 (перед K₂SO₃)
Уравниваем остальное:

K₂Cr₂O₇ + 3K₂SO₃ + 4H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 4K₂SO₄ + 4H₂O

Проверка по кислороду: слева 7 + 9 + 16 = 32; справа 12 + 16 + 4 = 32. ✅

---

Типичные ошибки при составлении ОВР

⚠️ Ошибка 1. Путают окислитель и восстановитель.
Запомните: окислитель принимает электроны (его с.о. ↓), восстановитель отдаёт (его с.о. ↑).

⚠️ Ошибка 2. Не учитывают индексы при составлении баланса.
Например, в O₂ один атом O принимает 2 электрона, но молекула O₂ принимает 4 электрона!

⚠️ Ошибка 3. Забывают про коэффициент перед водой при проверке.
Всегда проверяйте кислород и водород — это «контрольная сумма» правильности расстановки.

⚠️ Ошибка 4. Считают, что водород в концентрированной серной и азотной кислотах восстанавливается до H₂.
Это не так! В этих кислотах окислителем является S⁺⁶ или N⁺⁵, а не H⁺. Водород в этих реакциях не выделяется!

---

Практическое задание

📌 Задание 1. Определите окислитель и восстановитель в реакциях:

1. Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑
2. 2Mg + O₂ → 2MgO
3. Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂

📌 Задание 2. Расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

1. Al + Cl₂ → AlCl₃
2. Fe₂O₃ + Al → Al₂O₃ + Fe
3. Cu + HNO₃ (разб.) → Cu(NO₃)₂ + NO + H₂O
4. KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ → MnSO₄ + KNO₃ + K₂SO₄ + H₂O

⚡️ Подсказка к заданию 2.4: в кислой среде KMnO₄ восстанавливается до MnSO₄ (Mn⁺⁷ → Mn⁺²).

---

Памятка

• ✅ ОВР — реакции с изменением степеней окисления.
• ✅ Окисление — отдача электронов (с.о. ↑).
• ✅ Восстановление — приём электронов (с.о. ↓).
• ✅ Окислитель — принимает электроны, восстанавливается.
• ✅ Восстановитель — отдаёт электроны, окисляется.
• ✅ Метод электронного баланса — число отданных = числу принятых электронов.
• ✅ Алгоритм: степени окисления → баланс → НОК → коэффициенты → проверка.

 

---

Вы смотрели конспект урока химии по теме «ОВР. Окислители и восстановители. Электронный баланс». Выберите дальнейшее действие:

• Перейти к Списку конспектов по химии (по классам)
• Найти конспект в Кодификаторе ОГЭ по химии
• Найти конспект в Кодификаторе ЕГЭ по химии