Задание 19 ЕГЭ по химии: окислитель, восстановитель и степени окисления

Что проверяет задание

Задание 19 проверяет умение работать с окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) на уровне анализа, а не только составления уравнения. Проверяются три связанные навыки:

• быстро и без ошибок расставлять степени окисления (СО) атомов в формулах веществ;
• определять, какой элемент отдаёт электроны (восстановитель), а какой принимает (окислитель);
• находить количественные характеристики процесса — число электронов, коэффициент перед формулой вещества в уравнении реакции.

Задание построено как установление соответствия: даны схемы или уравнения реакций (левая колонка, буквы А–Г) и набор характеристик — формул веществ, коэффициентов или изменений СО (правая колонка, цифры 1–6). Нужно сопоставить каждую букву с одной подходящей цифрой. Цифр в правой колонке обычно больше, чем букв, поэтому часть вариантов — «лишние», рассчитанные на проверку понимания, а не угадывания.

Как выглядит формулировка и сколько баллов

Типичная формулировка: «Установите соответствие между уравнением (схемой) реакции и формулой вещества, играющего в этой реакции роль окислителя (восстановителя): к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой». Иногда вместо формулы вещества требуется указать изменение степени окисления элемента или коэффициент перед формулой окислителя/восстановителя в уравненном уравнении.

Ответ записывается как последовательность из четырёх цифр без пробелов, в порядке А-Б-В-Г, например «3651». Задание оценивается в 2 балла: 2 балла — если все четыре соответствия верны, 1 балл — если верно установлены хотя бы два соответствия из четырёх (при этом остальные не должны противоречить правильным), 0 баллов — если верны один или ноль соответствий. Поэтому даже частичное решение имеет смысл: разбирайтесь по каждой букве отдельно, а не гадайте всю строку сразу.

Что нужно знать

• Степень окисления (СО) — условный заряд атома в соединении, если считать, что все связи полностью ионные.
• Сумма степеней окисления всех атомов в нейтральной молекуле равна 0, в ионе — равна заряду иона: $\sum СО_i \cdot n_i = 0$ (для молекулы) или $= q$ (для иона).
• Кислород в большинстве соединений имеет СО $-2$ (кроме $OF_2$, пероксидов $H_2O_2$ — там $-1$).
• Водород имеет СО $+1$, кроме гидридов активных металлов ($NaH$, $CaH_2$), где $-1$.
• Металлы в простых веществах — СО $0$; фтор во всех соединениях — только $-1$.
• Окислитель — вещество (элемент), которое принимает электроны и понижает свою степень окисления; сам восстанавливается.
• Восстановитель — вещество (элемент), которое отдаёт электроны и повышает свою степень окисления; сам окисляется.
• Правило крайних степеней: элемент в высшей возможной СО может быть только окислителем (дальше повышать нельзя); элемент в низшей возможной СО может быть только восстановителем; элемент в промежуточной СО может быть и тем, и другим — зависит от партнёра по реакции.
• Метод электронного баланса: число отданных электронов восстановителем равно числу принятых электронов окислителем: $n_{отдано} = n_{принято}$.
• Общее число переданных электронов для многоатомной молекулы (например $N_2$, $O_2$, $I_2$) равно числу электронов на один атом, умноженному на число атомов в молекуле.

Методы решения

1. Метод расстановки степеней окисления по всем атомам. Выписываете формулы всех веществ реакции и находите СО каждого элемента через известные («опорные») значения кислорода и водорода. Пример: в $H_2SO_4$ сера имеет СО, которую находим из уравнения $2(+1) + x + 4(-2) = 0 \Rightarrow x = +6$.

2. Метод сравнения СО «до» и «после» реакции. Для каждого элемента, который встречается и в реагентах, и в продуктах, сравниваете значения СО. Если СО выросла — элемент окислился, вещество с этим элементом — восстановитель. Если СО упала — элемент восстановился, вещество — окислитель. Пример: в реакции $2FeO + C = 2Fe + CO_2$ железо идёт от $+2$ к $0$ (окислитель — $FeO$), углерод — от $0$ к $+4$ (восстановитель — $C$).

3. Правило крайних и промежуточных степеней окисления для определения свойств элемента. Если элемент имеет максимальную для себя СО (например, $N^{+5}$ в $HNO_3$, $S^{+6}$ в $H_2SO_4$ конц.), он способен только принимать электроны — быть окислителем. Если СО минимальна (например, $S^{-2}$ в $H_2S$, $I^{-1}$ в $HI$), элемент способен только отдавать электроны — быть восстановителем. Пример: сера в $SO_2$ имеет промежуточную СО $+4$, поэтому в реакции с $I_2$ она окисляется до $+6$ (восстановитель), а в реакции с более сильным восстановителем сама выступит окислителем и восстановится до более низкой СО.

4. Метод электронного баланса для подбора коэффициентов. Определяете число электронов, отдаваемых восстановителем и принимаемых окислителем на одну формульную единицу, находите наименьшее общее кратное (НОК) этих чисел и делите его на число электронов каждого процесса — получаете множители, которые становятся коэффициентами. Пример: для $Li + N_2 \rightarrow Li_3N$ литий отдаёт 1 электрон, а молекула $N_2$ принимает $3 \times 2 = 6$ электронов (по 3 на каждый атом азота). НОК$(1,6)=6$, значит перед $Li$ коэффициент 6, перед $N_2$ — 1: $6Li + N_2 = 2Li_3N$.

5. Метод сопоставления по типовым парам «окислитель–восстановитель». Многие реакции в задании 19 построены на стандартных парах: концентрированные $HNO_3$ и $H_2SO_4$ — сильные окислители за счёт азота и серы в высшей СО; галогены ($F_2, Cl_2, Br_2, I_2$) — окислители по отношению к менее электроотрицательным веществам, но $I_2$ может быть восстановителем при взаимодействии с более сильным окислителем — фтором. Зная эти пары, можно быстро определять роль вещества без полного расчёта.

Алгоритм решения по шагам

1. Прочитать условие внимательно: что именно требуется найти — формулу окислителя, формулу восстановителя, изменение СО или коэффициент.
2. Для каждой буквы (реакции) выписать формулы всех веществ и расставить степени окисления у всех элементов, которые могут меняться (обычно это не металлы I–II групп и не кислород/водород в стандартных СО).
3. Сравнить СО одного и того же элемента в реагенте и в продукте: если она увеличилась — элемент окислился (вещество-восстановитель); если уменьшилась — восстановился (вещество-окислитель).
4. Если требуется коэффициент — составить электронный баланс: посчитать число электронов на формульную единицу, найти НОК, определить множители-коэффициенты, при необходимости подставить в уравнение и проверить баланс атомов.
5. Сопоставить полученный результат (формулу, изменение СО или коэффициент) с предложенными вариантами в правой колонке.
6. Повторить шаги 2–5 для каждой буквы отдельно, не пропуская проверку — иногда в списке цифр есть похожие, но неверные варианты (ловушки).
7. Записать ответ в требуемом порядке А-Б-В-Г без пробелов.

Разбор примеров

Пример 1. Нужно найти формулу восстановителя в каждой из четырёх реакций.

А) $I_2 + 5F_2 = 2IF_5$. В $IF_5$ фтор всегда $-1$, тогда йод: $x + 5(-1) = 0 \Rightarrow x = +5$. Йод пошёл от $0$ до $+5$ — окислился, значит $I_2$ — восстановитель. Фтор пошёл от $0$ до $-1$ — окислитель. Ответ: 3 ($I_2$).

Б) $2FeO + C = 2Fe + CO_2$. Железо: $+2 \rightarrow 0$ — восстановилось, $FeO$ — окислитель. Углерод: $0 \rightarrow +4$ (в $CO_2$: $x + 2(-2)=0 \Rightarrow x=+4$) — окислился, значит восстановитель — $C$. Ответ: 6.

В) $SO_2 + I_2 + 2H_2O = H_2SO_4 + 2HI$. Сера: в $SO_2$ — $+4$, в $H_2SO_4$ — $+6$ (из $2(+1)+x+4(-2)=0$). Сера окислилась — восстановитель $SO_2$. Йод: $0 \rightarrow -1$ — восстановился, окислитель. Ответ: 5.

Г) $FeO + 4HNO_3 = Fe(NO_3)_3 + NO_2 + 2H_2O$. Железо: $+2 \rightarrow +3$ — окислилось, восстановитель — $FeO$. Азот: $+5 \rightarrow +4$ (в $NO_2$) — восстановился, часть $HNO_3$ — окислитель. Ответ: 1.

Итоговая последовательность: А-3, Б-6, В-5, Г-1 → 3651.

Пример 2. Нужно подобрать пару веществ, при взаимодействии которых сера меняет СО указанным образом.

А) $S^{0} \rightarrow S^{+4}$. Это классическое горение серы: $S + O_2 = SO_2$. Подходит вариант 3.

Б) $S^{+4} \rightarrow S^{+6}$. Сера в $SO_2$ (СО $+4$) должна окислиться до $+6$. Хлор — сильный окислитель, восстанавливается до $-1$: $SO_2 + Cl_2 + 2H_2O = H_2SO_4 + 2HCl$. Подходит вариант 5.

В) $S^{-2} \rightarrow S^{0}$. Сероводород — источник серы в минимальной СО $-2$; при взаимодействии с йодом сера окисляется до простого вещества, йод восстанавливается: $H_2S + I_2 = S + 2HI$. Подходит вариант 2.

Г) $S^{+6} \rightarrow S^{+4}$. Концентрированная серная кислота (сера $+6$) восстанавливается медью до $SO_2$ (сера $+4$): $Cu + 2H_2SO_4(конц.) = CuSO_4 + SO_2 + 2H_2O$. Подходит вариант 1.

Итоговая последовательность: А-3, Б-5, В-2, Г-1 → 3521.

Пример 3. Нужно найти коэффициент перед формулой восстановителя после уравнивания реакции методом электронного баланса.

А) $NH_3 + CuO \xrightarrow{t} Cu + N_2 + H_2O$. Азот: $-3 \rightarrow 0$, отдаёт 3 электрона на атом, а на молекулу $N_2$ — 6 электронов. Медь: $+2 \rightarrow 0$, принимает 2 электрона. НОК$(6,2)=6$: нужно 1 молекулу $N_2$ (то есть 2 молекулы $NH_3$) и 3 атома $Cu$ (то есть 3 $CuO$). Получаем: $2NH_3 + 3CuO = 3Cu + N_2 + 3H_2O$. Восстановитель $NH_3$, коэффициент 2 — это вариант 1 (в списке коэффициентов «1) 2»). Ответ: 1.

Б) $NH_3 + O_2 \xrightarrow{t} NO + H_2O$. Азот: $-3 \rightarrow +2$, отдаёт 5 электронов. Кислород: $0 \rightarrow -2$, молекула $O_2$ принимает 4 электрона (по 2 на атом). НОК$(5,4)=20$: $NH_3$ нужно $20/5=4$, $O_2$ нужно $20/4=5$. Получаем: $4NH_3 + 5O_2 = 4NO + 6H_2O$. Коэффициент перед восстановителем $NH_3$ равен 4 — вариант 3. Ответ: 3.

В) $HNO_3 + Cu \rightarrow Cu(NO_3)_2 + NO_2 + H_2O$. Медь: $0 \rightarrow +2$, отдаёт 2 электрона. Азот (только та часть, что идёт в $NO_2$): $+5 \rightarrow +4$, принимает 1 электрон на молекулу. НОК$(2,1)=2$: на 1 атом $Cu$ нужно 2 молекулы $NO_2$. Уравнение: $Cu + 4HNO_3 = Cu(NO_3)_2 + 2NO_2 + 2H_2O$. Коэффициент перед восстановителем $Cu$ равен 1 — вариант 4. Ответ: 4.

Г) $Li + N_2 \rightarrow Li_3N$. Литий: $0 \rightarrow +1$, отдаёт 1 электрон. Азот: $0 \rightarrow -3$, молекула $N_2$ принимает 6 электронов. НОК$(1,6)=6$: литию нужен коэффициент 6, азоту — 1. Уравнение: $6Li + N_2 = 2Li_3N$. Коэффициент перед восстановителем $Li$ равен 6 — вариант 2. Ответ: 2.

Итоговая последовательность: А-1, Б-3, В-4, Г-2 → 1342.

Типичные ошибки и ловушки

• Путают понятия: окислитель сам восстанавливается (принимает электроны, СО падает), восстановитель сам окисляется (отдаёт электроны, СО растёт). Это самая частая причина ошибки в определении роли.
• Считают СО только для «главного» атома, забывая проверить остальные элементы формулы — иногда меняются два элемента сразу, и нужно выбрать именно тот, который спрашивают.
• Забывают, что число электронов у многоатомной простой молекулы ($N_2$, $O_2$, $Cl_2$, $I_2$, $F_2$) нужно умножать на число атомов, а не считать на одну молекулу как на один атом.
• Не учитывают, что один и тот же элемент в разных реакциях может быть то окислителем, то восстановителем в зависимости от партнёра — нельзя запоминать «сера всегда окислитель» без анализа конкретной реакции.
• Путают коэффициент перед восстановителем/окислителем в уравненном уравнении с числом отданных/принятых электронов — это разные величины, коэффициент подбирается после расчёта электронного баланса.
• Невнимательно читают, что спрашивается в задании: «формула окислителя» и «формула восстановителя» — противоположные вещи, легко перепутать при спешке.
• В реакциях с кислотами-окислителями (концентрированная $HNO_3$, концентрированная $H_2SO_4$) забывают, что не весь азот или вся сера кислоты меняет СО — часть остаётся в неизменном виде в составе соли, и баланс электронов считается только по той части, что реально восстанавливается.

Как готовиться

Отработайте быстрый и безошибочный расчёт степеней окисления — это база, без которой задание 19 не решить. Составьте для себя таблицу типовых окислителей ($HNO_3$, $H_2SO_4$ конц., $KMnO_4$, $K_2Cr_2O_7$, галогены, $O_2$) и типовых восстановителей (металлы, $H_2S$, галогениды в низшей СО, $NH_3$, уголь, водород), чтобы узнавать их «в лицо» без долгих вычислений. Регулярно разбирайте реакции методом электронного баланса на бумаге, а не устно — на экзамене легко ошибиться в подсчёте электронов для многоатомных молекул. Решайте варианты именно формата «соответствие», обращая внимание на формулировку задания каждый раз: где спрашивают окислитель, где восстановитель, где коэффициент, а где изменение степени окисления. Прорешивайте тренировочные и диагностические работы прошлых лет — структура заданий повторяется, а набор типовых реакций ограничен и хорошо изучаем.