Главная / Истории успеха / Задание С1 на ЕГЭ по химии. Особенности, советы, рекомендации

Задание С1 на ЕГЭ по химии. Особенности, советы, рекомендации

Часть С на ЕГЭ по химии начинается с задания С1, которое предполагает составление окислительно-восстановительной реакции (содержащей уже часть реагентов и продуктов). Оно сформулировано таким образом:

С1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции. Определите окислитель и восстановитель.

Часто абитуриенты считают, что уж это задание не требует особой подготовки. Однако оно содержит подводные камни, которые мешают получить за него полный балл. Давайте разберёмся, на что обратить внимание.

Теоретические сведения.

Перманганат калия как окислитель.

+ восстановители
в кислой среде	в нейтральной среде	в щелочной среде
(соль той кислоты, которая участвует в реакции)		Манганат или , -

Дихромат и хромат как окислители.

(кислая и нейтральная среда), (щелочная среда) + восстановители всегда получается
кислая среда	нейтральная среда	щелочная среда
Соли тех кислот, которые участвуют в реакции:		в растворе, или в расплаве

Повышение степеней окисления хрома и марганца.

+ очень сильные окислители (всегда независимо от среды!)

, соли, гидроксокомплексы

+ очень сильные окислители:
а), кислородсодержащие соли хлора (в щелочном расплаве)
б) (в щелочном растворе)

Щелочная среда:

образуется хромат

, соли

+ очень сильные окислители в кислой среде или

Кислая среда:

образуется дихромат или дихромовая кислота

- оксид, гидроксид, соли

+ очень сильные окислители:
, кислородсодержащие соли хлора (в расплаве)

Щелочная среда:

Манганат

- соли

+ очень сильные окислители в кислой среде или

Кислая среда:

Перманганат
- марганцевая кислота

Азотная кислота с металлами.

- не выделяется водород , образуются продукты восстановления азота.

Чем активнее металл и чем меньше концентрация кислоты, тем дальше восстанавливается азот

Неметаллы + конц. кислота	Неактивные металлы (правее железа) + разб. кислота	Активные металлы (щелочные, щелочноземельные, цинк) + конц. кислота	Активные металлы (щелочные, щелочноземельные, цинк) + кислота среднего разбавления	Активные металлы (щелочные, щелочноземельные, цинк) + очень разб. кислота
Пассивация: с холодной концентрированной азотной кислотой не реагируют:
Не реагируют с азотной кислотой ни при какой концентрации :

Серная кислота с металлами.

- разбавленная серная кислота реагирует как обычная минеральная кислота с металлами левее в ряду напряжений, при этом выделяется водород ;
- при реакции с металлами концентрированной серной кислоты не выделяется водород , образуются продукты восстановления серы.


Неактивные металлы (правее железа) + конц. кислота Неметаллы + конц. кислота	Щелочноземельные металлы + конц. кислота	Щелочные металлы и цинк + концентрированная кислота.	Разбавленная серная кислота ведет себя как обычная минеральная кислота (например, соляная)
Пассивация: с холодной концентрированной серной кислотой не реагируют:
Не реагируют с серной кислотой ни при какой концентрации :

Диспропорционирование.

Реакции диспропорционирования - это реакции, в которых один и тот же элемент является и окислителем, и восстановителем, одновременно и повышая, и понижая свою степень окисления:

Диспропорционирование неметаллов - серы, фосфора, галогенов (кроме фтора).

Сера + щёлочь 2 соли, сульфид и сульфит металла (реакция идёт при кипячении)	и
Фосфор + щелочь фосфин и соль гипофосфит (реакция идёт при кипячении)	и
Хлор, бром, иод + вода (без нагревания) 2 кислоты, Хлор, бром, иод + щелочь (без нагревания) 2 соли, и и вода	и
Бром, иод + вода (при нагревании) 2 кислоты, Хлор, бром, иод + щелочь (при нагревании) 2 соли, и и вода	и

Диспропорционирование оксида азота (IV) и солей.

+ вода 2 кислоты, азотная и азотистая + щелочь 2 соли, нитрат и нитрит	и
	и
	и

Активность металлов и неметаллов.

Для анализа активности металлов используют либо электрохимический ряд напряжений металлов, либо их положение в Периодической таблице. Чем активнее металл, тем легче он будет отдавать электроны и тем более хорошим восстановителем он будет в окислительно-восстановительных реакциях.

Электрохимический ряд напряжений металлов.

Особенности поведения некоторых окислителей и восстановителей.

а) кислородсодержащие соли и кислоты хлора в реакциях с восстановителями обычно переходят в хлориды:

б) если в реакции участвуют вещества, в которых один и тот же элемент имеет отрицательную и положительную степени окисления - они встречаются в нулевой степени окисления (выделяется простое вещество).

Необходимые навыки.

Расстановка степеней окисления.
Необходимо помнить, что степень окисления - это гипотетический заряд атома (т.е. условный, мнимый), но он должен не выходить за рамки здравого смысла. Он может быть целым, дробным или равным нулю.
Задание 1: Расставьте степени окисления в веществах:
Расстановка степеней окисления в органических веществах.
Помните, что нас интересуют степени окисления только тех атомов углерода, которые меняют своё окружение в процессе ОВР, при этом общий заряд атома углерода и его неуглеродного окружения принимается за 0.
Задание 2: Определите степень окисления атомов углерода, обведённых рамкой вместе с неуглеродным окружением:
2-метилбутен-2: – =

ацетон:

уксусная кислота: –
Не забывайте задавать себе главный вопрос: кто в этой реакции отдаёт электроны, а кто их принимает, и во что они переходят? Чтобы не получалось, что электроны прилетают из ниоткуда или улетают в никуда.
Пример:

В этой реакции надо увидеть, что иодид калия может являться только восстановителем , поэтому нитрит калия будет принимать электроны, понижая свою степень окисления.
Причём в этих условиях (разбавленный раствор) азот переходит из в ближайшую степень окисления .
Составление электронного баланса сложнее, если формульная единица вещества содержит несколько атомов окислителя или восстановителя.
В этом случае это необходимо учитывать в полуреакции, рассчитывая число электронов.
Самая частая проблема - с дихроматом калия , когда он в роли окислителя переходит в :
Эти же двойки нельзя забыть при уравнивании, ведь они указывают число атомов данного вида в уравнении .

Задание 3: Какой коэффициент нужно поставить перед и перед

Задание 4: Какой коэффициент в уравнении реакции будет стоять перед магнием?
Определите, в какой среде (кислой, нейтральной или щелочной) протекает реакция.
Это можно сделать либо про продуктам восстановления марганца и хрома, либо по типу соединений, которые получились в правой части реакции: например, если в продуктах мы видим кислоту , кислотный оксид - значит, это точно не щелочная среда, а если выпадает гидроксид металла - точно не кислая. Ну и разумеется, если в левой части мы видим сульфаты металлов, а в правой - ничего похожего на соединения серы - видимо, реакция проводится в присутствии серной кислоты.
Задание 5: Определите среду и вещества в каждой реакции:
Помните, что вода - вольный путешественник, она может как участвовать в реакции, так и образовываться.
Задание 6: В какой стороне реакции окажется вода? Bо что перейдёт цинк?

Задание 7: Мягкое и жесткое окисление алкенов.
Допишите и уравняйте реакции, предварительно расставив степени окисления в органических молекулах:
(хол. р-р.)

(водн.р-р)
Иногда какой-либо продукт реакции можно определить, только составив электронный баланс и поняв, каких частиц у нас больше:
Задание 8: Какие продукты ещё получатся? Допишите и уравняйте реакцию:
Во что переходят реагенты в реакции?
Если ответ на этот вопрос не дают выученные нами схемы, то нужно проанализировать, какие в реакции окислитель и восстановитель - сильные или не очень?
Если окислитель средней силы, вряд ли он может окислить, например, серу из в , обычно окисление идёт только до .
И наоборот, если - сильный восстановитель и может восстановить серу из до , то - только до .
Задание 9: Во что перейдёт сера? Допишите и уравняйте реакции:

(конц.)
Проверьте, чтобы в реакции был и окислитель, и восстановитель.
Задание 10: Сколько ещё продуктов в этой реакции, и каких?
Если оба вещества могут проявлять свойства и восстановителя, и окислителя - надо продумать, какое из них более активный окислитель. Тогда второй будет восстановителем.
Задание 11: Кто из этих галогенов окислитель, а кто восстановитель?
Если же один из реагентов - типичный окислитель или восстановитель - тогда второй будет «выполнять его волю», либо отдавая электроны окислителю, либо принимая у восстановителя.
Пероксид водорода - вещество с двойственной природой , в роли окислителя (которая ему более характерна) переходит в воду, а в роли восстановителя - переходит в свободный газообразный кислород.

Задание 12: Какую роль выполняет пероксид водорода в каждой реакции?

Последовательность расстановки коэффициентов в уравнении.

Сначала проставьте коэффициенты, полученные из электронного баланса.
Помните, что удваивать или сокращать их можно только вместе. Если какое-либо вещество выступает и в роли среды, и в роли окислителя (восстановителя) - его надо будет уравнивать позднее, когда почти все коэффициенты расставлены.
Предпоследним уравнивается водород, а по кислороду мы только проверяем !

Не спешите, пересчитывая атомы кислорода! Не забывайте умножать, а не складывать индексы и коэффициенты.
Число атомов кислорода в левой и правой части должно сойтись!
Если этого не произошло (при условии, что вы их считаете правильно), значит, где-то ошибка.

Возможные ошибки.

Расстановка степеней окисления: проверяйте каждое вещество внимательно.
Часто ошибаются в следующих случаях:
а) степени окисления в водородных соединениях неметаллов: фосфин - степень окисления у фосфора - отрицательная ;
б) в органических веществах - проверьте ещё раз, всё ли окружение атома учтено;
в) аммиак и соли аммония - в них азот всегда имеет степень окисления ;
г) кислородные соли и кислоты хлора - в них хлор может иметь степень окисления ;
д) пероксиды и надпероксиды - в них кислород не имеет степени окисления , бывает , а в - даже ;
е) двойные оксиды: - в них металлы имеют две разные степени окисления, обычно только одна из них участвует в переносе электронов.

Задание 14: Допишите и уравняйте:

Задание 15: Допишите и уравняйте:
Выбор продуктов без учёта переноса электронов - то есть, например, в реакции есть только окислитель без восстановителя или наоборот.
Пример: в реакции свободный хлор часто теряется. Получается, что электроны к марганцу прилетели из космоса…
Неверные с химической точки зрения продукты: не может получиться такое вещество, которое вступает во взаимодействие со средой!
а) в кислой среде не может получиться оксид металла, основание, аммиак;
б) в щелочной среде не получится кислота или кислотный оксид;
в) оксид или тем более металл, бурно реагирующие с водой, не образуются в водном растворе.

Задание 16: Найдите в реакциях ошибочные продукты, объясните, почему они не могут получаться в этих условиях:

Ответы и решения к заданиям с пояснениями.

Задание 1:

Задание 2:

2-метилбутен-2: – =

ацетон:

уксусная кислота: –

Задание 3:

Так как в молекуле дихромата 2 атома хрома, то и электронов они отдают в 2 раза больше - т.е. 6.

Задание 4:

Так как в молекуле два атома азота , эту двойку надо учесть в электронном балансе - т.е. перед магнием должен быть коэффициент .

Задание 5:

Если среда щелочная, то фосфор будет существовать в виде соли - фосфата калия.

Если среда кислая, то фосфин переходит в фосфорную кислоту.

Задание 6:

Так как цинк - амфотерный металл, в щелочном растворе он образует гидроксокомплекс . В результате расстановки коэффициентов обнаруживается, что вода должна присутствовать в левой части реакции :

Задание 7:

Электроны отдают два атома в молекуле алкена. Поэтому мы должны учесть общее количество отданных всей молекулой электронов:

(хол. р-р.)

Обратите внимание, что из 10 ионов калия 9 распределены между двумя солями, поэтому щелочи получится только одна молекула.

Задание 8:

В процессе составления баланса мы видим, что на 2 иона приходится 3 сульфат-иона . Значит, помимо сульфата калия образуется ещё серная кислота (2 молекулы).

Задание 9:

(перманганат не очень сильный окислитель в растворе; обратите внимание, что вода переходит в процессе уравнивания вправо!)

(конц.)
(концентрированная азотная кислота очень сильный окислитель)

Задание 10:

Не забудьте, что марганец принимает электроны , при этом хлор их должен отдать .
Хлор выделяется в виде простого вещества .

Задание 11:

Чем выше в подгруппе неметалл, тем более он активный окислитель , т.е. хлор в этой реакции будет окислителем. Йод переходит в наиболее устойчивую для него положительную степень окисления , образуя йодноватую кислоту.

Задание 12:

(пероксид - окислитель, т.к. восстановитель - )

(пероксид - восстановитель, т.к. окислитель - перманганат калия)

(пероксид - окислитель, т.к. роль восстановителя более характерна для нитрита калия, который стремится перейти в нитрат)

Общий заряд частицы в надпероксиде калия равен . Поэтому он может отдать только .

(водный раствор)

(кислая среда)

Продолжаем обсуждать решение задачи вида С1 (№ 30), которая обязательно встретится всем, кто будет сдавать ЕГЭ по химии. В первой части статьи мы изложили общий алгоритм решения задачи 30, во второй части разобрали несколько достаточно сложных примеров.

Третью часть начнем с обсуждения типичных окислителей и восстановителей и их превращений в различных средах.

Пятый шаг : обсуждаем типичные ОВР, которые могут встретиться в задаче №30

Хотелось бы напомнить несколько моментов, связанных с понятием степени окисления . Мы уже отмечали, что постоянная степень окисления характерна лишь для относительно небольшого числа элементов (фтора, кислорода, щелочных и щелочноземельных металлов и т. п.) Большинство элементов может проявлять разные степени окисления. Например, для хлора возможны все состояния от -1 до +7, хотя наиболее стабильны нечетные значения. Азот проявляет степени окисления от -3 до +5 и т. д.

Следует четко запомнить два важных правила.

1. Высшая степень окисления элемента - неметалла в большинстве случаев совпадает с номером группы, в которой находится данный элемент, а низшая степень окисления = номер группы - 8.

Например, хлор находится в VII группе, следовательно, его высшая степень окисления = +7, а низшая - 7 - 8 = -1. Селен находится в VI группе. Высшая степень окисления = +6, низшая - (-2). Кремний расположен в IV группе; соответствующие значения равны +4 и -4.

Запомните, что из этого правила есть исключения: высшая степень окисления кислорода = +2 (и даже она проявляется только во фториде кислорода), а высшая степень окисления фтора = 0 (в простом веществе)!

2. Металлы не способны проявлять отрицательные степени окисления. Это довольно важно, учитывая, что более 70% химических элементов относятся именно к металлам.

А теперь вопрос: "Может ли Mn(+7) выступать в химических реакциях в роли восстановителя?" Не спешите, попробуйте ответить самостоятельно.

Правильный ответ: "Нет, не может!" Объяснить это очень легко. Взгляните на положение этого элемента в периодической системе . Mn находится в VII группе, следовательно, его ВЫСШАЯ степень окисления равна +7. Если бы Mn(+7) выступал в роли восстановителя, его степень окисления повысилась бы (вспомните определение восстановителя!), а это невозможно, поскольку она и так имеет максимальное значение. Вывод: Mn(+7) может быть только окислителем.

По той же причине ТОЛЬКО ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ свойства могут проявлять S(+6), N(+5), Cr(+6), V(+5), Pb(+4) и т. д. Взгляните на положение этих элементов в периодической системе и убедитесь в этом сами.

И еще вопрос: "Может ли Se(-2) выступать в химических реакциях в роли окислителя?"

И вновь отрицательный ответ. Вы, вероятно, уже догадались, в чем тут дело. Селен находится в VI группе, его НИЗШАЯ степень окисления равна -2. Se(-2) не может ПРИОБРЕТАТЬ электроны, т. е., не может быть окислителем. Если Se(-2) участвует в ОВР, то только в роли ВОССТАНОВИТЕЛЯ.

По аналогичной причине ТОЛЬКО ВОССТАНОВИТЕЛЕМ может быть N(-3), P(-3), S(-2), Te(-2), I(-1), Br(-1) и т. д.

Окончательный вывод: элемент, находящийся в низшей степени окисления, может выступать в ОВР только в роли восстановителя, а элемент с высшей степенью окисления - только в роли окислителя.

"А что, если элемент имеет промежуточную степень окисления?" - спросите вы. Ну, тогда возможно и его окисление, и его восстановление. Например, сера в реакции с кислородом окисляется, а в реакции с натрием - восстанавливается.

Наверное, логично предположить, что каждый элемент в высшей степени окисления будет выраженным окислителем, а в низшей - сильным восстановителем. В большинстве случаев это действительно так. Например, все соединения Mn(+7), Cr(+6), N(+5) можно отнести к сильным окислителям. Но, например, P(+5) и С(+4) восстанавливаются с трудом. А уж заставить Ca(+2) или Na(+1) выступить в роли окислителя практически невозможно, хотя, формально говоря, +2 и +1 - это тоже высшие степени окисления.

Наоборот, многие соединения хлора (+1) являются мощными окислителями, хотя степень окисления +1 в данном случае далека от высшей.

F(-1) и Cl(-1) - плохие восстановители, а их аналоги (Br(-1) и I(-1)) - хорошие. Кислород в низшей степени окисления (-2) практически не проявляет восстановительные свойства, а Te(-2) - мощный восстановитель.

Мы видим, что все не так очевидно, как хотелось бы. В ряде случаев, способность к окислению - восстановлению можно легко предвидеть, в других случаях - нужно просто запомнить, что вещество Х - это, скажем, хороший окислитель.

Кажется, мы наконец-то добрались до списка типичных окислителей и восстановителей. Хотелось бы, чтобы вы не просто "вызубрили" эти формулы (хотя и это будет неплохо!), но и смогли бы объяснить, почему то или иное вещество попало в соответствующий список.

Типичные окислители

Простые вещества - неметаллы: F 2 , O 2 , O 3 , Cl 2 , Br 2 .
Концентрированная серная кислота (H 2 SO 4), азотная кислота (HNO 3) в любой концентрации, хлорноватистая кислота (HClO), хлорная кислота (HClO 4).
Перманганат калия и манганат калия (KMnO 4 и K 2 MnO 4), хроматы и бихроматы (K 2 CrO 4 и K 2 Cr 2 O 7), висмутаты (напр., NaBiO 3).
Оксиды хрома (VI), висмута (V), свинца (IV), марганца (IV).
Гипохлориты (NaClO), хлораты (NaClO 3) и перхлораты (NaClO 4); нитраты (KNO 3).
Пероксиды, надпероксиды, озониды, органические перекиси, пероксокислоты, все остальные вещества, содержащие группировку -O-O- (напр., пероксид водорода - H 2 O 2 , пероксид натрия - Na 2 O 2 , надпероксид калия - KO 2).
Ионы металлов, расположенных в правой части ряда напряжений: Au 3+ , Ag + .

Типичные восстановители

Простые вещества - металлы: щелочные и щелочноземельные, Mg, Al, Zn, Sn.
Простые вещества - неметаллы: H 2 , C.
Гидриды металлов: LiH, CaH 2 , алюмогидрид лития (LiAlH 4), боргидрид натрия (NaBH 4).
Гидриды некоторых неметаллов: HI, HBr, H 2 S, H 2 Se, H 2 Te, PH 3 , силаны и бораны.
Иодиды, бромиды, сульфиды, селениды, фосфиды, нитриды, карбиды, нитриты, гипофосфиты, сульфиты.
Угарный газ (CO).

Хотелось бы подчеркнуть несколько моментов:

Я не ставил перед собой цели перечислить все окислители и восстановители. Это невозможно, да и не нужно.
Одно и то же вещество может выступать в одном процессе в роли окислителя, а в другом - в роли в-теля.
Никто не может гарантировать, что в экзаменационной задаче C1 вам обязательно встретится одно из этих веществ, но вероятность этого весьма высока.
Важно не механическое запоминание формул, а ПОНИМАНИЕ. Попробуйте проверить себя: выпишите вперемешку вещества из двух списков, а затем попробуйте самостоятельно разделить их на типичные окислители и восстановители. Руководствуйтесь теми соображениями, которые мы обсуждали в начале этой статьи.

А теперь небольшая контрольная работа. Я предложу вам несколько неполных уравнений, а вы попробуете найти окислитель и восстановитель. Дописывать правые части уравнений пока не обязательно.

Пример 12 . Определите окислитель и восстановитель в ОВР:

HNO 3 + Zn = ...

CrO 3 + C 3 H 6 + H 2 SO 4 = ...

Na 2 SO 3 + Na 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = ...

O 3 + Fe(OH) 2 + H 2 O = ...

CaH 2 + F 2 = ...

KMnO 4 + KNO 2 + KOH = ...

H 2 O 2 + K 2 S + KOH = ...

Думаю, вы справились с этим заданием без труда. Если же возникли проблемы, прочитайте еще раз начало этой статьи, поработайте над списком типичных окислителей.

"Все это чудесно! - воскликнет нетерпеливый читатель. - Но где же обещанные задачи С1 с неполными уравнениями? Да, в примере 12 мы смогли определить окислитель и в-тель, но ведь главное не в этом. Главное - суметь ДОПОЛНИТЬ уравнение реакции, а разве список окислителей сможет нам в этом помочь?"

Да, сможет, если понимать, ЧТО ПРОИСХОДИТ с типичными окислителями в различных условиях. Вот именно этим мы сейчас и займемся.

Шестой шаг : превращения некоторых окислителей в разных средах. "Судьба" перманганатов, хроматов, азотной и серной кислот

Итак, мы должны не только уметь распознавать типичные окислители, но и понимать, во что превращаются эти вещества в ходе ОВР. Очевидно, что без этого понимания мы не сможем правильно решить задачу 30. Ситуация усложняется тем, что продукты взаимодействия невозможно указать ОДНОЗНАЧНО. Бессмысленно спрашивать: "Во что превратится перманганат калия в ходе процесса восстановления?" Все зависит от множества причин. В случае KMnO 4 главная из них - это кислотность (pH) среды. В принципе, характер продуктов восстановления может зависеть от:

используемого в ходе процесса восстановителя,
кислотности среды,
концентраций участников реакции,
температуры процесса.

Мы не будем сейчас говорить о влиянии концентрации и температуры (хотя пытливые юные химики могут вспомнить, что, например, хлор и бром по-разному взаимодействуют с водным раствором щелочи на холоду и при нагревании). Сосредоточимся на рН среды и силе восстановителя.

Информацию, приведенную ниже, следует просто запомнить. Не надо пытаться анализировать причины, просто ЗАПОМНИТЕ продукты реакций. Уверяю вас, на ЕГЭ по химии это может вам пригодиться.

Продукты восстановления перманганата калия (KMnO 4) в различных средах

Пример 13 . Дополните уравнения окислительно - восстановительных реакций:

KMnO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 3 = ...
KMnO 4 + H 2 O + K 2 SO 3 = ...
KMnO 4 + KOH + K 2 SO 3 = ...

Решение . Руководствуясь списком типичных окислителей и восстановителей, приходим к выводу, что окислителем во всех этих реакциях является перманганат калия, а восстановителем - сульфит калия.

H 2 SO 4 , H 2 O и КОН определяют характер раствора. В первом случае реакция идет в кислой среде, во втором - в нейтральной, в третьем - в щелочной.

Вывод: в первом случае перманганат будет восстановлен до соли Mn(II), во втором - до диоксида марганца, в третьем - до манганата калия. Дополним уравнения реакций:

KMnO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 3 = MnSO 4 + ...
KMnO 4 + H 2 O + K 2 SO 3 = MnO 2 + ...
KMnO 4 + KOH + K 2 SO 3 = K 2 MnO 4 + ...

А во что превратится сульфит калия? Ну, естественно, в сульфат. Очевидно, что К в составе K 2 SO 3 окислять дальше просто некуда, окисление кислорода крайне маловероятно (хотя, в принципе, возможно), а вот S(+4) легко превращается в S(+6). Продукт окисления - K 2 SO 4 , можно добавить эту формулу в уравнения:

KMnO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 3 = MnSO 4 + K 2 SO 4 + ...
KMnO 4 + H 2 O + K 2 SO 3 = MnO 2 + K 2 SO 4 + ...
KMnO 4 + KOH + K 2 SO 3 = K 2 MnO 4 + K 2 SO 4 + ...

Наши уравнения практически готовы. Осталось добавить вещества, которые непосредственно не участвуют в ОВР и расставить коэффициенты. Кстати, если начать со второго пункта, возможно, будет даже проще. Построим, например, электронный баланс для последней реакции

Mn(+7) + 1e	=	Mn(+6)	(2)
S(+4) - 2e	=	S(+6)	(1)

Ставим коэффициент 2 перед формулами KMnO 4 и K 2 MnO 4 ; перед формулами сульфита и сульфата калия подразумеваем коэфф. 1:

2KMnO 4 + KOH + K 2 SO 3 = 2K 2 MnO 4 + K 2 SO 4 + ...

Справа видим 6 атомов калия, слева - пока только 5. Надо исправлять положение; ставим перед формулой КОН коэффициент 2:

2KMnO 4 + 2KOH + K 2 SO 3 = 2K 2 MnO 4 + K 2 SO 4 + ...

Последний штрих: в левой части видим атомы водорода, справа их нет. Очевидно, надо срочно найти какое-то вещество, которое содержит водород в степени окисления +1. Давайте возьмем воду!

2KMnO 4 + 2KOH + K 2 SO 3 = 2K 2 MnO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O

Проверяем еще раз уравнение. Да, все отлично!

"Интересное кино! - заметит бдительный юный химик. - А почему это вы добавили на последнем шаге именно воду? А если я захочу добавить перекись водорода или просто Н 2 или гидрид калия или Н 2 S? Вы добавили воду, т. к. ее НЕОБХОДИМО было добавить или вам просто так захотелось?"

Что же, давайте разбираться. Ну, во-первых, добавлять вещества в уравнение реакции по своему желанию мы, естественно не имеем права. Реакция идет именно так, как она идет; как распорядилась природа. Наши симпатии и антипатии не в силах повлиять на ход процесса. Мы можем попробовать изменить условия реакции (повысить температуру, добавить катализатор, изменить давление), но если условия реакции заданы, ее результат уже не может зависеть от нашей воли. Таким образом, формула воды в уравнении последней реакции - это не мое желание, а факт.

Во-вторых, вы, можете попробовать уравнять реакцию в случаях, когда вместо воды будут присутствовать перечисленные вами вещества. Уверяю вас: ни в одном случае вы не сможете этого сделать.

В-третьих, варианты с H 2 O 2 , Н 2 , KH или Н 2 S просто неприемлемы в данном случае по тем или другим причинам. Например, в первом случае меняется степень окисления кислорода, во втором и 3-м - водорода, а мы договорились, что степень окисления поменяется только у Mn и S. В четвертом случае сера вообще выступила в роли окислителя, а мы условились, что S - восстановитель. Кроме того, гидрид калия вряд ли "выживет" в водной среде (а реакция, напомню, идет в водном р-ре), а H 2 S (даже если бы это вещество и образовалось) неминуемо вступит в р-цию с КОН. Как видите, знание химии позволяет нам отвергнуть эти в-ва.

"Но почему именно вода?" - спросите вы.

Да, потому, например, что в данном процессе (как и во многих других) вода выступает в качестве растворителя. Потому, например, что если вы проанализируете все реакции, написанные вами за 4 года изучения химии, обнаружится, что Н 2 O встречается едва ли не в половине уравнений. Вода - вообще довольно "популярное" в химии соединение.

Поймите, я не утверждаю, что каждый раз, когда в задаче 30 вам надо "куда-то отправить водород" или "откуда-то взять кислород", необходимо хвататься за воду. Но, наверное, это будет первое вещество, о котором следует подумать.

Похожая логика используется для уравнений реакций в кислой и нейтральной средах. В первом случае необходимо добавить в правую часть формулу воды, во втором - гидроксида калия:

KMnO 4 + H 2 SO 4 + K 2 SO 3 = MnSO 4 + K 2 SO 4 + H 2 O,
KMnO 4 + H 2 O + K 2 SO 3 = MnO 2 + K 2 SO 4 + KOH.

Расстановка коэффициентов у многоопытных юных химиков не должна вызвать ни малейших затруднений. Окончательный ответ:

2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 + 5K 2 SO 3 = 2MnSO 4 + 6K 2 SO 4 + 3H 2 O,
2KMnO 4 + H 2 O + 3K 2 SO 3 = 2MnO 2 + 3K 2 SO 4 + 2KOH.

В следующей части мы поговорим о продуктах восстановления хроматов и бихроматов, об азотной и серной кислотах.

Курысева Надежда Геннадьевна
учитель химии высшей категории, МОУ СОШ №36 г. Владимир

На факультативных занятиях, в основном, отрабатываются задания части С.

Для этого мы предлагаем подборку заданий из вариантов открытых КИМов прошлых лет.

Можно отрабатывать умения, выполняя задания части С в любой последовательности. Однако мы придерживаемся следующего порядка: вначале решаем задачи С5 и выполняем цепочки С3. (Подобные задания выполнялись учащимися в X классе.) Таким образом закрепляются, система-тизируются и совершенствуются знания и умения учащихся по органической химии.

После изучения темы «Растворы» переходим к решению задач С4 . В теме «Окислительно-восстановительные реакции» знакомим учащихся с методом ионно-электронного баланса (метод полуреакций), а затем отрабатываем умение писать окислительно-восстановительные реакции заданий С1 и С2.

Предлагаем на конкретных примерах посмотреть выполнение отдельных заданий части С .

Задания части С1 проверяют умение составлять уравнения окисли-тельно-восстановительных реакций. Сложность состоит в том, что некото-рые реагенты или продукты реакции пропущены. Учащиеся, логически рас-суждая, должны их определить. Предлагаем два варианта выполнения таких заданий: первый - логические рассуждения и нахождение недостающих ве-ществ; второй - написание уравнения методом ионно-электронного баланса (метод полуреакций - см. приложение №3), а затем составление традицион-ного электронного баланса, т.к. это и требуется от экзаменующегося. В раз-ных случаях учащиеся сами определяют, каким способом предпочтительнее вос-пользоваться. Для обоих вариантов просто необходимо хорошо знать ос-нов-ные окислители и восстановители, а также их продукты. Для этого пред-лагаем учащимся таблицу«Окислители и восста-новители», знакомим с нею (приложение №3).

Предлагаем выполнение задания с использованием первого способа.

Задание. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции P + HNO 3 → NO 2 + … Определите окислитель и восстановитель.

Азотная кислота - сильный окислитель, следовательно, простое вещество фосфор - восстановитель. Запишем электронный баланс:

HNO 3 (N +5) - окислитель, Р - восстановитель.

Задание. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции K 2 Cr 2 O 7 + … + H 2 SO 4 → I 2 + Cr 2 ( SO 4 ) 3 + … + H 2 O . Определите окислитель и восстановитель.

K 2 Cr 2 O 7 -окислитель, т. к. хром в высшей степени окисления +6, H 2 SO 4 - среда, следовательно, пропущен восстановитель. Логично предположить, что это ион I - . Запишем электронный баланс:

K 2 Cr 2 O 7 (Cr +6) - окислитель, KI (I -1) - восстановитель.

Наиболее сложные задания С2. Они ориентированы на проверку усвое-ния знаний о химических свойствах неорганических веществ, взаимосвязи веществ различных классов, об условиях необратимого протекания обменных и окислительно-восстановительных реакций и наличия навыков составления уравнений реакций. Выполнение этого задания предусматривает анализ свойств неорганических веществ различных классов, установление генетиче-ской связи между заданными веществами и применение умений составлять уравнения химических реакций с соблюдением правила Бертолле и окисли-тельно-восстановительных реакций.

внимательно проанализировать данные в задании вещества;
используя схему генетической связи между классами веществ, оценить взаимодействие их друг с другом (найти кислотно-основные взаимодейст-вия, обменные, металл с кислотой (или щелочью), металл с неметаллом и др.);
определить степени окисления элементов в веществах, оценить, какое веще-ство может быть только окислителем, только восстановителем, а ка-кое - и окислителем и восстановителем. Далее составить окислительно-вос-становительные реакции.

Задание. Даны водные растворы: хлорида железа (III ), иодида натрия, бихромата натрия, серной кислоты и гидроксида цезия. Приведите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами.

Среди предложенных веществ есть кислота и щелочь. Записываем первое уравнение реакции: 2 CsOH + H 2 SO 4 = Cs 2 SO 4 + 2H 2 O.

Находим обменный процесс, идущий с выпадением осадка нераство-римого основания. FeCl 3 + 3CsOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3CsCl.

В теме «Хром» изучаются реакции превращения бихроматов в хроматы в щелочной среде.Na 2 Cr 2 O 7 + 2CsOH = Na 2 CrO 4 + Cs 2 CrO 4 + H 2 O.

Проанализируем возможность протекания окислительно-восстанови-тельного процесса. FeCl 3 проявляет окислительные свойства, т.к. железо в высшей степени окисления +3, NaI - восстановитель за счет йода в низшей степени окисления -1.

Используя методику написания окислительно-восстановительных реак-ций, рассмотренную при выполнении заданий части С1 , запишем:

2FeCl 3 + 2NaI = 2NaCl + 2FeCl 2 + I 2

Fe +3 + 1e - →Fe +2

2I -1 - 2 e - →I 2

Вариант № 1357842

ЕГЭ по химии - 2016. Основная волна (Часть С).

При выполнении заданий с кратким ответом впишите в поле для ответа цифру, которая соответствует номеру правильного ответа, или число, слово, последовательность букв (слов) или цифр. Ответ следует записывать без пробелов и каких-либо дополнительных символов. Дробную часть отделяйте от целой десятичной запятой. Единицы измерений писать не нужно. Ответом на задания 1-29 является последовательность цифр или число. За полный правильный ответ в заданиях 7-10, 16-18, 22-25 ставится 2 балла; если допущена одна ошибка, - 1 балл; за неверный ответ (более одной ошибки) или его отсутствие - 0 баллов.

Если вариант задан учителем, вы можете вписать или загрузить в систему ответы к заданиям с развернутым ответом. Учитель увидит результаты выполнения заданий с кратким ответом и сможет оценить загруженные ответы к заданиям с развернутым ответом. Выставленные учителем баллы отобразятся в вашей статистике.

Версия для печати и копирования в MS Word

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:

Определите окислитель и восстановитель.

Оксид меди (II) нагрели в атмосфере водорода. Образовавшееся твёрдое вещество растворили в концентрированной серной кислоте. Полученная соль прореагировала с йодидом калия, а выделившийся газ смешали с хлором и пропустили через раствор гидроксида калия.

Решения заданий с развернутым ответом не проверяются автоматически.
На следующей странице вам будет предложено проверить их самостоятельно.

Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения:

При написании уравнений реакций используйте структурные формулы органических веществ.

Нагревали нитрат цинка. Некоторая часть разложилась, и выделилось 5,6 л смеси газов. Твёрдый остаток массой 64,8 г растворили в строгом количестве 28% раствора гидроксида натрия (то есть достаточном для растворения и без избытка). Определите массовую долю нитрата натрия.

Работа состоит из из двух частей:
- часть 1 - задания с кратким ответом (26 - базового уровня, 9 повышенного),
- часть 2 - задания с развернутым ответом (5 заданий высокого уровня).
Максимальное число первичных баллов осталось прежним: 64.
Вместе с тем будут внесены отдельные изменения :

1. В задания базового уровня сложности (бывшая часть А) будут включены:
а) 3 задания (6,11,18) с множественным выбором (3 из 6, 2 из 5)
b) 3 задания с открытым ответом (расчетные задачи), правильным ответом здесь будет служить результат вычислений, записанный с заданной степенью точности ;
Как и другие задания базового уровня, эти задания будут оцениваться в 1 первичный балл.

2. Задания повышенного уровня (бывшая часть B) будут представлены одним типом: задания на установления соответствия . Оцениваться они будут в 2 балла (при наличии одной ошибки - 1 балл);

3. Из заданий базового уровня в повышенный перенесен вопрос по теме: "Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение равновесия под действием различных факторов ".
Вместе с тем, вопрос по азотсодержащим соединениям будет проверяться на базовом уровне.

4. Время проведения единого экзамена по химии будет увеличено с 3-х часов до 3,5 часа (со 180 до 210 минут).

(водн.р-р)