Задание 29 ЕГЭ по химии

1. 1. Ищем пару «окислитель — восстановитель». Азот в HNO₃ имеет высшую степень окисления +5, значит кислота может быть только окислителем. Металл Ag находится в степени окисления 0 и может только отдавать электроны — это восстановитель. Остальные вещества перечня в ОВР друг с другом не вступают.
2. 2. Продукты по правилу «концентрированная HNO₃ + малоактивный металл»: соль металла, бурый газ NO₂ и вода. Водород при этом не выделяется.
3. 3. Уравнение реакции: Ag + 2HNO₃(конц.) → AgNO₃ + NO₂↑ + H₂O.
4. 4. Электронный баланс: Ag⁰ − 1e⁻ → Ag⁺¹ | ×1 — окисление, восстановитель; N⁺⁵ + 1e⁻ → N⁺⁴ | ×1 — восстановление, окислитель.
5. 5. Окислитель — HNO₃ (за счёт N⁺⁵), восстановитель — серебро (Ag⁰). Признак реакции: выделяется бурый газ.

Ответ: Ag + 2HNO₃(конц.) → AgNO₃ + NO₂↑ + H₂O; окислитель — HNO₃ (N⁺⁵), восстановитель — серебро (Ag⁰)

1. 1. Ищем пару «окислитель — восстановитель». Азот в HNO₃ имеет высшую степень окисления +5, значит кислота может быть только окислителем. Металл Zn находится в степени окисления 0 и может только отдавать электроны — это восстановитель. Остальные вещества перечня в ОВР друг с другом не вступают.
2. 2. Продукты по правилу «концентрированная HNO₃ + металл»: соль металла, бурый газ NO₂ и вода. Водород при этом не выделяется.
3. 3. Уравнение реакции: Zn + 4HNO₃(конц.) → Zn(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O.
4. 4. Электронный баланс: Zn⁰ − 2e⁻ → Zn⁺² | ×1 — окисление, восстановитель; N⁺⁵ + 1e⁻ → N⁺⁴ | ×2 — восстановление, окислитель.
5. 5. Окислитель — HNO₃ (за счёт N⁺⁵), восстановитель — цинк (Zn⁰). Признак реакции: выделяется бурый газ.

Ответ: Zn + 4HNO₃(конц.) → Zn(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O; окислитель — HNO₃ (N⁺⁵), восстановитель — цинк (Zn⁰)

1. 1. Ищем пару «окислитель — восстановитель». Азот в HNO₃ имеет высшую степень окисления +5, значит кислота может быть только окислителем. Металл Cu находится в степени окисления 0 и может только отдавать электроны — это восстановитель. Остальные вещества перечня в ОВР друг с другом не вступают.
2. 2. Продукты по правилу «концентрированная HNO₃ + малоактивный металл»: соль металла, бурый газ NO₂ и вода. Водород при этом не выделяется.
3. 3. Уравнение реакции: Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O.
4. 4. Электронный баланс: Cu⁰ − 2e⁻ → Cu⁺² | ×1 — окисление, восстановитель; N⁺⁵ + 1e⁻ → N⁺⁴ | ×2 — восстановление, окислитель.
5. 5. Окислитель — HNO₃ (за счёт N⁺⁵), восстановитель — медь (Cu⁰). Признак реакции: выделяется бурый газ.

Ответ: Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O; окислитель — HNO₃ (N⁺⁵), восстановитель — медь (Cu⁰)

1. 1. Определяем роли: марганец в KMnO₄ имеет высшую степень окисления +7, понижать её он может только как окислитель. Сера в Na₂SO₃ имеет промежуточную +4, она может повыситься до +6 — это восстановитель. H₂SO₄ здесь только среда.
2. 2. Записываем продукты по правилу среды: кислая среда → марганец восстанавливается до Mn⁺² (MnSO₄); сера окисляется до Na₂SO₄; калий уходит в K₂SO₄, лишний водород — в воду.
3. 3. Электронный баланс: Mn⁺⁷ + 5e⁻ → Mn⁺² | ×2 (окислитель, процесс восстановления); S⁺⁴ − 2e⁻ → S⁺⁶ | ×5 (восстановитель, процесс окисления). НОК числа электронов = 10.
4. 4. Ставим найденные коэффициенты 2 и 5 к марганцу и сере: 2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + ?H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + ?H₂O.
5. 5. Уравниваем серу-«не окисляемую»: справа сульфат-групп 2 + 5 + 1 = 8, из них 5 пришли с сульфитом → кислоты нужно 3 молекулы.
6. 6. Проверяем водород: слева 3·2 = 6 атомов → справа 3H₂O. Проверяем кислород: слева 8 + 15 + 12 = 35, справа 8 + 20 + 4 + 3 = 35 — сходится.
7. 7. Итоговое уравнение: 2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O. Признак: фиолетовый раствор обесцвечивается.

Ответ: 2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O; окислитель KMnO₄ (Mn⁺⁷), восстановитель Na₂SO₃ (S⁺⁴)

1. 1. Шаг 1: Разбираем первый случай. 2NaCl(тв.) + H₂SO₄(конц.) →(t) Na₂SO₄ + 2HCl↑. Проверяем степени окисления: хлор как был −1, так и остался; сера как была +6, так и осталась. Ничего не изменилось — значит, это реакция обмена, а не ОВР. Сильная нелетучая кислота просто вытесняет летучую из её соли.
2. 2. Шаг 2: Почему хлорид-ион не окислился. Хлор в степени −1 — довольно слабый восстановитель, и серная кислота ему «не по зубам»: для окисления хлорид-иона нужен окислитель посильнее (например, перманганат).
3. 3. Шаг 3: Разбираем второй случай. Иодид-ион I⁻ — сильный восстановитель, гораздо сильнее хлорид-иона, потому что радиус атома иода велик и электрон удерживается слабо. Серная кислота его окисляет: 8NaI + 5H₂SO₄(конц.) → 4I₂ + H₂S↑ + 4Na₂SO₄ + 4H₂O.
4. 4. Шаг 4: Баланс для второй реакции. 2I⁻¹ − 2e⁻ → I₂⁰ | × 4 (восстановитель); S⁺⁶ + 8e⁻ → S⁻² | × 1 (окислитель). Отдано 8, принято 8. Сера восстанавливается до самой низшей степени — настолько силён иодид как восстановитель.
5. 5. Шаг 5: Промежуточный случай — бромид: 2NaBr + 2H₂SO₄(конц.) → Br₂ + SO₂↑ + Na₂SO₄ + 2H₂O. Бромид-ион слабее иодида, и серу он восстанавливает только до +4.
6. 6. Шаг 6: Складывается закономерность: чем сильнее восстановитель, тем глубже восстанавливается окислитель. Хлорид — не восстанавливает вовсе (обмен), бромид — до SO₂, иодид — до H₂S.
7. 7. Шаг 7: Практический вывод для лаборатории: хлороводород можно получать из поваренной соли и серной кислоты, а иодоводород так получить нельзя — вместо него выделится иод. Для HI берут другую реакцию, например гидролиз иодида фосфора.

Ответ: Первая реакция — обмен (степени окисления не меняются), вторая — ОВР: 8NaI + 5H₂SO₄(конц.) → 4I₂ + H₂S↑ + 4Na₂SO₄ + 4H₂O. Причина различия в том, что иодид-ион — гораздо более сильный восстановитель, чем хлорид-ион.