Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — теория для ОГЭ

Коротко о главном

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — реакции, в которых атомы меняют степень окисления (СО) из-за перехода электронов. Один элемент отдаёт электроны (окисляется), другой принимает (восстанавливается). Для решения задач на ОГЭ нужно: уметь определять СО, находить окислитель и восстановитель, составлять электронный баланс и расставлять коэффициенты.

Определения и правила

Степень окисления (СО) — условный заряд атома в соединении, если считать, что все связи ионные.

Понятие	Определение	Пример
Окисление	Потеря электронов, СО повышается	$Fe^0 - 2e^- \to Fe^{+2}$
Восстановление	Приобретение электронов, СО понижается	$Cl_2^0 + 2e^- \to 2Cl^{-1}$
Окислитель	Вещество, принимающее электроны (само восстанавливается)	$Cl_2$, $KMnO_4$, $O_2$
Восстановитель	Вещество, отдающее электроны (само окисляется)	Металлы, $H_2$, $C$
ОВР	Реакция с изменением СО хотя бы у двух элементов	$Zn + 2HCl \to ZnCl_2 + H_2$

Правила определения СО:

• СО свободных атомов и простых веществ = 0: $Na^0$, $O_2^0$.
• СО одноатомного иона = заряду иона: $Ca^{+2}$, $Cl^{-1}$.
• В соединениях СО кислорода обычно $-2$ (кроме пероксидов, где $-1$).
• СО водорода обычно $+1$ (в гидридах металлов $-1$).
• Сумма СО всех атомов в нейтральной молекуле = 0, в ионе = заряду иона.
• Металлы главных подгрупп I–III групп имеют постоянную СО, равную номеру группы (со знаком «+»).

Метод электронного баланса — способ подбора коэффициентов в ОВР:

1. Определить СО всех элементов до и после реакции.
2. Найти элементы, у которых СО изменилась.
3. Составить схемы полуреакций отдачи/приёма электронов.
4. Уравнять число отданных и принятых электронов (НОК).
5. Перенести множители в уравнение как коэффициенты.

Как применять

Пример 1. Определение окислителя и восстановителя

Реакция: $2Mg + O_2 \to 2MgO$

• $Mg^0 \to Mg^{+2}$ — СО повышается, значит Mg — восстановитель, окисляется.
• $O_2^0 \to O^{-2}$ — СО понижается, значит $O_2$ — окислитель, восстанавливается.

Пример 2. Составление электронного баланса

Реакция: $Fe + CuSO_4 \to FeSO_4 + Cu$

Шаг 1 — СО меняются у Fe и Cu: $$Fe^0 \to Fe^{+2}, \quad Cu^{+2} \to Cu^0$$

Шаг 2 — полуреакции: $$Fe^0 - 2e^- \to Fe^{+2} \ (\text{окисление})$$ $$Cu^{+2} + 2e^- \to Cu^0 \ (\text{восстановление})$$

Число электронов совпадает (по 2), коэффициенты равны 1: $$Fe + CuSO_4 = FeSO_4 + Cu$$

Пример 3. Реакция с неравным числом электронов

Реакция: $Al + O_2 \to Al_2O_3$

$$Al^0 - 3e^- \to Al^{+3}$$ $$O_2^0 + 4e^- \to 2O^{-2}$$

НОК(3,4) = 12. Множители: для Al — 4, для $O_2$ — 3.

Итог: $4Al + 3O_2 = 2Al_2O_3$.

Типичные ошибки

• Путают окислитель и восстановитель: окислитель сам восстанавливается (принимает электроны), восстановитель сам окисляется (отдаёт).
• Неверно определяют СО кислорода в пероксидах ($H_2O_2$ — СО кислорода $-1$, а не $-2$).
• Забывают, что в простом веществе СО = 0, даже если формула сложная (например, $O_2$, $S_8$).
• Считают сумму СО без учёта количества атомов (индексов) в формуле.
• При составлении баланса не уравнивают число отданных и принятых электронов, а просто переносят коэффициенты «на глаз».
• Путают ОВР с реакциями обмена, где СО элементов не меняется (например, реакции нейтрализации кислот и оснований).

Где встречается на экзамене

В задании 15 обычно просят определить окислитель, восстановитель или элемент, изменяющий степень окисления, в предложенном уравнении реакции. В задании 20 требуется полностью составить уравнение ОВР методом электронного баланса: указать степени окисления, полуреакции окисления и восстановления, расставить коэффициенты. Обе задачи проверяют умение работать с СО и балансом электронов — база для успешного решения.