Задание 20 ОГЭ по химии: окислительно-восстановительные реакции

Что проверяет задание

Задание 20 проверяет умение работать с окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) — одной из ключевых тем курса химии. Экзаменатор смотрит, умеет ли школьник:

• правильно определять степени окисления элементов в простых и сложных веществах;
• находить элементы, которые меняют степень окисления в ходе реакции;
• отличать процесс окисления от процесса восстановления;
• составлять электронный баланс и с его помощью расставлять коэффициенты в уравнении;
• называть окислитель и восстановитель в конкретной реакции.

Это задание объединяет теорию (степени окисления, определения) и практику (работа с конкретной схемой реакции), поэтому требует не механического заучивания, а понимания логики процесса.

Как выглядит формулировка и сколько баллов

Типичная формулировка звучит так: «Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой... Определите окислитель и восстановитель». Иногда просят дополнительно указать, какой элемент повышает, а какой понижает степень окисления.

За полный и правильный ответ дают 2 балла. Чтобы получить максимум, нужно:

1. верно определить степени окисления элементов, которые меняются;
2. составить схему электронного баланса (сколько электронов отдано и принято);
3. правильно расставить коэффициенты во всём уравнении (не только у веществ с ОВР-элементами, но и у остальных — вода, кислоты и т.д.);
4. чётко назвать окислитель и восстановитель.

За частично верный ответ (например, коэффициенты расставлены правильно, но не указан окислитель) баллы снижают — поэтому важно оформлять решение полностью, по всем пунктам.

Что нужно знать

• Степень окисления (СО) — условный заряд атома в соединении, если считать, что все связи ионные.
• Сумма степеней окисления всех атомов в нейтральной молекуле равна нулю: $\sum СО = 0$.
• Сумма степеней окисления в ионе равна заряду иона.
• Кислород почти всегда имеет $СО = -2$ (кроме пероксидов, где $-1$, и $OF_2$, где $+2$).
• Водород имеет $СО = +1$ в соединениях с неметаллами и $СО = -1$ в гидридах металлов.
• Степень окисления простого вещества всегда равна $0$.
• Металлы главных подгрупп I и II групп имеют постоянную СО: $+1$ и $+2$ соответственно.
• Окисление — процесс отдачи электронов, СО элемента увеличивается.
• Восстановление — процесс присоединения электронов, СО элемента уменьшается.
• Окислитель — вещество, которое принимает электроны (сам восстанавливается).
• Восстановитель — вещество, которое отдаёт электроны (сам окисляется).
• Число отданных электронов при окислении должно равняться числу принятых электронов при восстановлении: $n_{отд} = n_{принят}$.
• Типичные окислители: $HNO_3$, концентрированная $H_2SO_4$, $KMnO_4$, $O_2$, галогены.
• Типичные восстановители: металлы, $H_2S$, $NH_3$, углерод, водород.

Методы решения

1. Метод электронного баланса. Основной метод для этого задания. Нужно найти элементы, меняющие СО, посчитать число электронов, отданных и принятых, и уравнять их через наименьшее общее кратное.

Мини-пример: в реакции $Zn + 2HCl \to ZnCl_2 + H_2\uparrow$ цинк меняет СО с $0$ до $+2$ (отдаёт 2 электрона), водород меняет СО с $+1$ до $0$ (принимает 1 электрон каждый атом, всего 2 атома — 2 электрона). Баланс сходится сразу: $1$ атом $Zn$ на $2$ атома $H$.

2. Правильное определение степеней окисления по формулам. Часто ошибка возникает именно на этом шаге, а не в самом балансе. Нужно последовательно применять правила: сначала кислород и водород, потом через сумму СО находить искомый элемент.

Мини-пример: в $H_2SO_4$ известно, что $H = +1$, $O = -2$. Тогда $2(+1) + x + 4(-2) = 0 \Rightarrow x = +6$ — степень окисления серы.

3. Проверка баланса через подсчёт всех атомов. После расстановки коэффициентов по ОВР-элементам обязательно проверяют равенство числа атомов каждого элемента слева и справа, включая кислород и водород, которые не участвуют в переносе электронов напрямую.

Мини-пример: если после балансировки по электронам получили $2Fe + 3Cl_2 \to 2FeCl_3$, проверяем — атомов $Fe$: 2=2, атомов $Cl$: 6=6. Баланс верен.

4. Работа с «типовыми» ОВР-реакциями кислот. Концентрированные $HNO_3$ и $H_2SO_4$ реагируют с металлами и неметаллами не с выделением водорода, а с образованием продуктов восстановления азота или серы ($NO_2$, $NO$, $SO_2$ и др.). Важно помнить, что в таких реакциях кислота выступает окислителем именно за счёт азота или серы, а не водорода.

Мини-пример: $Cu + 4HNO_3(конц.) \to Cu(NO_3)_2 + 2NO_2\uparrow + 2H_2O$ — здесь окислитель — азот в составе $HNO_3$, а не водород.

5. Определение окислителя и восстановителя по направлению изменения СО. После составления баланса просто смотрят: элемент, у которого СО увеличилась, находится в составе восстановителя; элемент, у которого СО уменьшилась, — в составе окислителя.

Мини-пример: если сера меняет СО с $-2$ на $+6$ — сероводород $H_2S$ является восстановителем.

Алгоритм решения по шагам

1. Расставить степени окисления у всех атомов в левой и правой части схемы реакции.
2. Найти элементы, у которых СО изменилась — это ключевые ОВР-элементы.
3. Записать для каждого элемента электронную полуреакцию: сколько электронов отдано или принято одним атомом.
4. Найти наименьшее общее кратное числа электронов, чтобы уравнять число отданных и принятых электронов.
5. Полученные множители поставить как коэффициенты перед соответствующими веществами в уравнении.
6. Проверить и при необходимости досчитать коэффициенты у остальных веществ (кислоты, вода, соли) через баланс атомов кислорода и водорода.
7. Проверить итоговое уравнение полностью — по каждому элементу число атомов слева и справа должно совпадать.
8. Определить окислитель (элемент с уменьшением СО) и восстановитель (элемент с увеличением СО), указать соответствующие вещества.

Разбор примеров

Пример 1.

Условие: используя метод электронного баланса, расставить коэффициенты в схеме реакции: $$HNO_3 + H_2S \to H_2SO_4 + NO_2 + H_2O$$ Определить окислитель и восстановитель.

Шаг 1. Степени окисления. В $HNO_3$: $H=+1$, $O=-2$, тогда $N$: $1 + x + 3(-2) = 0 \Rightarrow x = +5$. В $NO_2$: $O=-2$, тогда $N$: $x + 2(-2) = 0 \Rightarrow x = +4$. В $H_2S$: $H=+1$, тогда $S$: $2(+1) + x = 0 \Rightarrow x = -2$. В $H_2SO_4$: $H=+1$, $O=-2$, тогда $S$: $2(+1) + x + 4(-2) = 0 \Rightarrow x = +6$.

Шаг 2. Элементы, меняющие СО. Азот: $+5 \to +4$ (СО уменьшилась — восстановление). Сера: $-2 \to +6$ (СО увеличилась — окисление).

Шаг 3. Электронные полуреакции. $$N^{+5} + 1e^- \to N^{+4}$$ $$S^{-2} - 8e^- \to S^{+6}$$

Шаг 4. Уравнивание электронов. Наименьшее общее кратное чисел 1 и 8 равно 8. Значит перед азотом ставим коэффициент 8, перед серой — коэффициент 1: $$8 \cdot (N^{+5} + 1e^- \to N^{+4})$$ $$1 \cdot (S^{-2} - 8e^- \to S^{+6})$$ Число отданных электронов $= 8$, число принятых электронов $= 8$ — баланс сошёлся.

Шаг 5. Расстановка коэффициентов в уравнении. Перед $HNO_3$ и $NO_2$ ставим коэффициент 8 (там азот), перед $H_2S$ и $H_2SO_4$ — коэффициент 1 (там сера): $$8HNO_3 + H_2S \to H_2SO_4 + 8NO_2 + 4H_2O$$ Коэффициент перед $H_2O$ подобран проверкой баланса водорода и кислорода.

Шаг 6. Проверка по всем атомам. Водород: слева $8 + 2 = 10$; справа $2 + 8 = 10$ ✓. Азот: слева $8$; справа $8$ ✓. Сера: слева $1$; справа $1$ ✓. Кислород: слева $8 \cdot 3 = 24$; справа $4 + 8 \cdot 2 + 4 = 4+16+4=24$ ✓. Все атомы уравнены — уравнение верно.

Шаг 7. Окислитель и восстановитель. Азот понижает СО ($+5 \to +4$) — значит, $HNO_3$ является окислителем. Сера повышает СО ($-2 \to +6$) — значит, $H_2S$ является восстановителем.

Итоговый ответ: $$8HNO_3 + H_2S = H_2SO_4 + 8NO_2\uparrow + 4H_2O$$ Окислитель — $HNO_3$ (за счёт азота), восстановитель — $H_2S$ (за счёт серы).

Этот пример показывает типичную схему рассуждений: сначала находим степени окисления, затем составляем электронные полуреакции, уравниваем число электронов, переносим найденные множители как коэффициенты и проверяем баланс по всем элементам, включая кислород и водород, которые сами не меняют степень окисления, но участвуют в общем балансе массы.

Типичные ошибки и ловушки

• Неверный расчёт степени окисления. Самая частая причина потери баллов — ошибка уже на первом шаге. Особенно часто путают порядок расчёта в сложных ионах и забывают учитывать заряд иона при подсчёте.
• Путаница между окислителем и восстановителем. Важно запомнить: окислитель сам восстанавливается (принимает электроны, СО падает), восстановитель сам окисляется (отдаёт электроны, СО растёт). Ошибка «наоборот» — классическая ловушка.
• Забывают, что вещество указывается целиком, а не только атом. В ответе нужно писать не «азот является окислителем», а «$HNO_3$ является окислителем», так как в реакции участвует вещество целиком.
• Коэффициенты подбирают только для веществ с ОВР-элементами, забывая уравнять остальные атомы (кислород, водород), что приводит к неверному итоговому уравнению даже при правильном электронном балансе.
• Неправильное определение продукта реакции. Особенно в реакциях с концентрированными кислотами: важно помнить, что концентрированная $HNO_3$ даёт $NO_2$, разбавленная — $NO$, а с очень активными металлами возможен $NH_4NO_3$. Ошибка в продукте автоматически даёт неверную степень окисления и весь баланс рушится.
• Забывают проверить итоговое уравнение полностью. Даже если электронный баланс составлен верно, важно пересчитать все атомы слева и справа — иногда пропускают коэффициент перед водой или второй кислотой.
• Не указывают явно, какой процесс происходит — окисление или восстановление. В полном ответе на задание желательно явно писать: «азот восстанавливается», «сера окисляется» — это показывает понимание темы и снижает риск потери балла при частично правильном ответе.

Как готовиться

1. Отработать расчёт степеней окисления до автоматизма. Возьмите десяток формул разной сложности (кислоты, соли, оксиды) и тренируйтесь быстро находить СО каждого элемента, проверяя себя правилом суммы, равной нулю или заряду иона.
2. Выучить список типичных окислителей и восстановителей. Азотная кислота, концентрированная серная кислота, перманганат калия, галогены, кислород — со стороны окислителей; металлы, водород, сероводород, аммиак, углерод — со стороны восстановителей. Знание этого списка помогает быстрее ориентироваться в схеме реакции.
3. Разобрать типовые схемы реакций с кислотами-окислителями. Особое внимание — реакциям металлов и неметаллов с разбавленной и концентрированной $HNO_3$, а также с концентрированной $H_2SO_4$, так как продукты восстановления там нестандартные (не водород).
4. Практиковать полный алгоритм на разных примерах. Не ограничивайтесь одной реакцией — прорабатывайте разные схемы: с металлами, с неметаллами, с органическими и неорганическими восстановителями, чтобы автоматизировать последовательность шагов.
5. Использовать задания открытого банка ФИПИ и варианты прошлых лет. Они дают представление о формате и уровне сложности реального экзамена, а регулярное решение таких заданий вырабатывает скорость и уверенность.
6. Проверять себя по итоговому уравнению, а не только по электронному балансу. Привычка пересчитывать все атомы после расстановки коэффициентов экономит баллы на реальном экзамене, так как исключает арифметические потери.
7. Тренироваться формулировать ответ полностью. Важно не просто расставить коэффициенты в уме, а прописывать электронный баланс, называть окислитель и восстановитель словами — именно за полноту оформления часто снижают баллы.