Теория с1 по химии егэ. С1-химия

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.

С1-химия

Химия одноуглеродных молекул - (С1-химия) раздел химии, изучающей различные классы веществ, в состав молекулы которых входит только один атом углерода.

Как отдельная отрасль знаний С1-химия появляется с развитием перспективных технологий получения углеродсодержащего сырья, представляющего собой альтернативу нефтепродуктам в преддверии истощения природных запасов нефти.

Основными вопросами, решаемыми в С1-химии, являются теоретические основы реакций с участием таких веществ, как:

В становлении химии одноуглеродных молекул большую роль сыграли работы Н.Д. Зелинского, Б.А. Казанского, А.Н. Башкирова, Б.Н. Долгова, В.М. Каржавина, И.Б. Рапопорта, Д.М. Рудковского, Я.Т. Эйдуса, А.Ю. Алиева и их учеников.

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "С1-химия" в других словарях:

Химия почв это раздел почвоведения, изучающий химические основы почвообразования и плодородия почв. Основой для решения этих вопросов служит исследование состава, свойств почв и протекающих в почвах процессов на ионно молекулярном и… … Википедия

- (С1 химия) раздел химии, изучающей различные классы веществ, в состав молекулы которых входит только один атом углерода. Как отдельная отрасль знаний С1 химия появляется с развитием перспективных технологий получения углеродсодержащего сырья,… … Википедия

Химия полимеров один из перспективных и успешно развивающихся разделов химической науки. Делится на разделы: физическая химия полимеров, структурная и т. д. Благодаря успешному развитию химии полимеров создаются новые материалы, нашедшие… … Википедия

- (греч. chymeia, от chymos сок). Отрасль естествоведения, исследующая природу и свойства простых тел, частичное влияние этих тел друг на друга и соединения, являющиеся следствием этого влияния. Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского… … Словарь иностранных слов русского языка

ХИМИЯ - ХИМИЯ, наука о веществах, их превращениях, взаимодействии и о происходящих при этом явлениях. Выяснением основных понятий, к рыми оперирует X., как напр, атом, молекула, элемент, простое тело, реакция и др., учением о молекулярных, атомных и… … Большая медицинская энциклопедия

- – раздел физической химии, подразумевающий изучение физического и химического строения, структуры, состава, физических и химических свойств веществ, в основе которых лежит кремний, в сочетании с кислородом и другими элементами на 90 %… … Википедия

- «Химия и жизнь XXI век» Специализация: научно популярный Периодичность: ежемесячно Язык: русский Издатель: изд во «Наука» (1965 1996 гг.) компания «Химия и жизнь» (с 1997 г.) … Википедия

- «Химия и жизнь XXI век» 200px Специализация: научно популярный Периодичность выхода: ежемесячно Язык: русский Издатель (страна): (… Википедия

Химия твёрдого тела раздел химии, изучающий разные аспекты твердофазных веществ, в частности, их синтез, структуру, свойства, применение и др.. Ее объектами исследования являются кристаллические и аморфные, неорганические и органические… … Википедия

- (возможно от греч. Chemia Хемия, одно из древнейших названий Египта), наука, изучающая превращения веществ, сопровождающиеся изменением их состава и (или) строения. Химические процессы (получение металлов из руд, крашение тканей, выделка кожи и… … Большой Энциклопедический словарь

ХИМИЯ, отрасль науки, изучающая свойства, состав и структуру веществ и их взаимодействие друг с другом. В настоящее время химия представляет собой обширную область знаний и подразделяется прежде всего на органическую и неорганическую химию.… … Научно-технический энциклопедический словарь

Книги

Химия. Справочное руководство , . Справочник содержит важнейшие сведения по главным разделам химии. Благодаря удачному расположению материала, он вмещает очень большой объем информации - основные понятия, законы и методы…

Как решать задачи С1 (36) на ЕГЭ по химии. Часть II

Мы продолжаем обсуждать задачи типа C1 (N 36), которые могут встретиться вам на ЕГЭ по химии. В первой части мы вспомнили, что такое степень окисления, поговорили об ОВР, изложили общий алгоритм решения задачи 36 и разобрали пару несложных примеров.

Во второй части мы займемся более сложными реакциями.

Четвертый шаг: продолжаем осваивать метод электронного баланса. Рассматриваем сложные случаи задачи С1

Пример 6 . Расставьте коэффициенты в уравнении реакции

Br 2 + Ca(OH) 2 = CaBr 2 + Ca(BrO 3) 2 + H 2 O

методом электронного баланса.

Решение . По традиции, вы самостоятельно определяете степени окисления. Интересно, что в данном случае степень окисления изменяется лишь у одного элемента - брома.

В первой части статьи мы уже сталкивались с подобной ситуацией. Бром в этой реакции является и окислителем (степень окисления понижается от 0 до -1), и восстановителем (степень окисления повышается от 0 до +5). Перед нами типичный пример реакции диспропорционирования .

Тот факт, что бром выполняет сразу две функции, ничего не меняет в нашем алгоритме. Напишем полуреакции окисления и восстановления:

Еще раз напоминаю, что молекулу брома нельзя "разорвать" на части. Мы пишем именно Br 2 (0), а не Br(0).

"Домножим" первую полуреакицию на 1, а вторую - на 5.

Br 2 (0) - 10e	=	2Br(+5)	(1)
Br 2 (0) + 2e	=	2Br(-1)	(5)

Полученные коэффициенты переносим в уравнение реакции: перед формулой Ca(BrO 3) 2 ничего не меняем (коэффициент 1), а перед формулой бромида кальция в правой части ставим число 5.

Br 2 + Ca(OH) 2 = 5CaBr 2 + Ca(BrO 3) 2 + H 2 O

А что ставить перед формулой Br 2: 5 или 1? Ни то, ни другое! Мы должны учесть и те атомы брома, которые окисляются, и те, которые восстанавливаются: 5 + 1 = 6.

6Br 2 + Ca(OH) 2 = 5CaBr 2 + Ca(BrO 3) 2 + H 2 O

Уравниваем количество атомов кальция, ставим число 6 перед формулой Ca(OH) 2 в левой части:

6Br 2 + 6Ca(OH) 2 = 5CaBr 2 + Ca(BrO 3) 2 + H 2 O.

Последний штрих: коэффициент 6 перед формулой воды в правой части уравнения:

6Br 2 + 6Ca(OH) 2 = 5CaBr 2 + Ca(BrO 3) 2 + 6H 2 O.

Пример 7 . (небольшая модификация предыдущей задачи). Расставьте коэффициенты в уравнении р-ции

Br 2 + NaOH = NaBr + NaBrO 3 + H 2 O.

Решение . Уравнение реакции как две капли воды похоже на уравнение из примера 6. То же взаимодействие брома с горячим раствором щелочи, только вместо гидроксида кальция взят гидроксид натрия.

Я не буду вникать в подробности. Ясно, что это вновь реакция диспропорционирования, ясно, что бром - это и окислитель, и восстановитель. Более того, уравнения полуреакций будут в точности повторять то, что было в примере 6. Даже коэффициенты (1 и 5) - те же самые. Уверен, что вы все это сможете проверить самостоятельно.

Сразу начну с финального этапа. Вот, что должно было у вас получиться:

6Br 2 + 12NaOH = 10NaBr + 2NaBrO 3 + 6H 2 O.

Казалось бы, все отлично. Проверка показывает, что количества атомов брома, натрия, кислорода и водорода в левой и правой частях уравнения одинаковы. Все? Можно ставить точку?

Самое печальное, что многие действительно считают, что уравнение написано идеально. Досадная невнимательность! Обратите внимание: все коэффициенты в уравнении реакции можно поделить на два. Если этого не сделать, наша оценка за задачу С1 будет снижена на 1 балл.

Вот правильный вариант:

3Br 2 + 6NaOH = 5NaBr + NaBrO 3 + 3H 2 O.

Пожалуйста, будьте внимательны! Не допускайте, чтобы из-за подобных мелочей вам снизили оценку.

Пример 8

Cu 2 S + HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O.

Решение . Уравнение длинное, вам придется изрядно попотеть с расстановкой степеней окисления. Дам небольшую подсказку: степень окисления серы в Cu 2 S равна +1.

Ну, что же, давайте искать окислитель и восстановитель. Да вот же они: N (степень окисления понижается от +5 до +4) и S (повышается от -2 до +6). Ура!

Нет, друзья, радоваться рановато. Обратите внимание: степень окисления меди тоже изменяется от +1 до +2, следовательно, медь тоже является восстановителем (тоже окисляется).

"Два восстановителя? Это какая-то ошибка?" - спросите вы.

Нет, ошибки нет. Возможно, такая ситуация не очень типична для задачи С1, но, в принципе, здесь нет ничего криминального. Никто и никогда не утверждал, что в уравнении реакции может быть лишь один окислитель и один восстановитель.

"Но как же быть с электронным балансом? - спросите вы. - Число электронов, принятых азотом, будем сравнивать с числом электронов, отданных атомами меди или серы?"

Оба варианта неверны! Не медь, не сера, а "молекула" сульфида меди (I) должна рассматриваться в уравнении полуреакции окисления. Атом серы расстается с 8 электронами, каждый из атомов меди - с одним электроном. Итог: 10 электронов на одну молекулу Cu 2 S.

Пишем полуреакции окисления и восстановления:

"Домножим" первую полуреакицию (суммарную) на 1, а вторую - на 10. Итог: в уравнении реакции перед формулой сульфида меди ничего не меняется (коэффициент 1), а перед формулой NO 2 появляется коэффициент 10. Только не спешите ставить число 10 перед HNO 3 в левой части. Не все атомы азота меняли степень окисления!

Cu 2 S + HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + 10NO 2 + H 2 O.

Уравниваем количество атомов меди (коэффициент 2 перед формулой Cu(NO 3) 2). И вот только теперь, найдя общее количество атомов азота в правой части (10 + 4 = 14), мы смело можем ставить число 14 перед формулой азотной кислоты:

Cu 2 S + 14HNO 3 = 2Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + 10NO 2 + H 2 O.

Осталось изменить коэффициент перед водой; с учетом того, что количество атомов водорода в левой части равно 14, сделать это несложно:

Cu 2 S + 14HNO 3 = 2Cu(NO 3) 2 + H 2 SO 4 + 10NO 2 + 6H 2 O.

Итак, мы разобрали пример задачи N36 с участием двух элементов - восстановителей. Обращаю внимание на следующие моменты:

1) будьте внимательны при поиске окислителя и восстановителя, возможно, их будет несколько;
2) в случае нескольких восстановителей (или окислителей) в электронном балансе необходимо учитывать ОБЩЕЕ количество отданных (или принятых) электронов;
3) общий алгоритм даже в этом случае практически не изменяется.

Пример 9 . Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции

FeS 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + SO 2 .

Решение . Популярная в экзаменационных заданиях реакция обжига пирита - это тоже пример ОВР, в которой участвуют 2 восстановителя: степень окисления железа повышается от +2 до +3, а степень окисления серы - от -1 до +4. Окислителем, естественно, является кислород.

Попробуйте решить эту задачу самостоятельно, взяв за образец пример 8. Не забывайте, что "молекулу" пирита необходимо рассматривать как единое целое.

Молекула О 2 "расстается" с четырьмя электронами, FeS 2 - присоединяет 11 е.

Есть одна тонкость: в молекуле Fe 2 O 3 два атома железа, поэтому в полуреакции окисления вам придется рассматривать ДВЕ молекулы пирита. На 2 единицы FeS 2 потребуется уже не 11 электронов, а 22!

Окончательное уравнение:

4FeS 2 + 11O 2 = 2Fe 2 O 3 + 8SO 2 .

Советую вам запомнить не только принцип решения этой задачи, но и само уравнение реакции. В заданиях С1 часто фигурирует обжиг сульфидов (железа, меди и т. д.)

Рассмотрим процесс с участием органических соединений.

Пример 10 . Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции

C 2 H 5 OH + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + CH 3 COOH + H 2 O.

Решение . А что, собственно, меняется в нашем алгоритме с появлением органического вещества? Ничего! Те же степени окисления, определение окислителя и восстановителя, две полуреакции.

Единственная проблема - расставлять степени окисления в органических веществах чуть сложнее, чем в неорганических. Если вы забыли, как это делается, обратитесь к разделу справочника "Степени окисления ".

В данном случае должно получиться следующее: C -3 H 3 C -1 H 2 OH и C -3 H 3 C +3 OOH. Обратите внимание: в составе молекул этанола и уксусной кислоты присутствуют атомы углерода с разными степенями окисления. Один из атомов С не меняет степень окисления (-3), другой - принимает 4 электрона (повышение степени окисления от -1 до +3).

Понятно, что углерод выступает в роли восстановителя, а окислителем в данном процессе является хром (изменение степени окисления от +6 до +3).

Записываем уравнения двух полуреакций. Естественно в полуреакции окисления учитывается только С(-1), т. к. С(-3) сохраняется в неизменном виде.

Соответствующие коэффициенты равны 3 и 2.

C(-1) - 4e	=	C(+3)	(3)
2Cr(+6) + 6e	=	2Cr(+3)	(2)

Полученные коэффициенты переносим в уравнение реакции: перед формулами C 2 H 5 OH и CH 3 COOH ставим число 3, перед формулами бихромата калия и сульфата хрома (III) - коэфф. 2:

3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + 3CH 3 COOH + H 2 O.

Общее число атомов калия в левой части не соответствует числу тех же атомов справа. Решаем эту проблему, ставя перед формулой сульфата калия коэффициент 2:

3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 3CH 3 COOH + H 2 O.

Видим, что число атомов серы справа равно восьми, следовательно, слева перед формулой серной кислоты также следует поставить число 8:

3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 3CH 3 COOH + H 2 O.

А теперь очень внимательно считаем число атомов водорода в левой части. Должно получиться 34. В правой части 12 атомов водорода находится в 3 молекулах уксусной кислоты. 34 - 12 = 22, перед формулой воды ставим коэффициент 11.

Впрочем, зачем я все это так подробно объясняю? Думаю, у вас весь этот процесс уже отработан до автоматизма. Вот окончательный ответ:

3C 2 H 5 OH + 2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 = 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 3CH 3 COOH + 11H 2 O.

По-моему, мы в совершенстве овладели методом электронного баланса. Уверен, что ничего сложнее, чем примеры 8 - 10, на реальном ЕГЭ по химии нам не предложат.

Дам вам еще несколько заданий для самостоятельной работы. Обязательно сделайте их!

Пример 11 . Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнениях следующих реакций:

Ag + HNO 3 = AgNO 3 + NO + H 2 O,

Mg + HNO 3 = Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + H 2 O,

NaBr + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + Br 2 + SO 2 + H 2 O,

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + HCOH = CO 2 + K 2 SO 4 + Cr 2 (SO 4) 3 + H 2 O,

As 2 S 3 + HNO 3 = H 3 AsO 4 + H 2 SO 4 + NO 2 + H 2 O,

KMnO 4 + HCl = KCl + MnCl 2 + Cl 2 + H 2 O.

Пора двигаться дальше. Впереди - давно обещанные задания С1 с неполными уравнениями реакций. Но сначала нам придется вспомнить типичные окислители и восстановители и рассмотреть продукты их превращений. Поговорим о перманганатах, бихроматах, азотной кислоте и т. д.

Решение задачи С1 (36) на ЕГЭ по химии. Часть III.

Если вы готовитесь к ЕГЭ по химии, возможно, вам будут интересны следующие материалы:

Составили список типичных окислителей и восстановителей.

В IV части продолжим обсуждать превращения типичных окислителей в разных средах. Выше мы поговорили о перманганате калия. На очереди - хроматы и бихроматы, серная и азотная кислоты.

Шестой шаг : превращения некоторых окислителей в разных средах (продолжение)

Начнем с соединений хрома (+6). Многие из них являются сильными окислителями. В качестве примера можно привести такие вещества как CrO 3 , K 2 CrO 4 , K 2 Cr 2 O 7 .

Отметим один важный момент. В кислой среде устойчивы бихроматы, в щелочной - хроматы. При добавлении кислоты к раствору K 2 CrO 4 происходит превращение хромата калия в бихромат, при подщелачивании раствора K 2 Cr 2 O 7 - обратный процесс:

2K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 = K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O,

K 2 Cr 2 O 7 + 2KOH = 2K 2 CrO 4 + H 2 O.

Указанные реакции не относятся к окислительно - восстановительным (убедитесь в этом!), но очень важны для понимания некоторых особенностей химии хрома (VI).

Продукты восстановления соединений Cr(+6) в различных средах

В некоторых учебниках вы можете встретить утверждения, что в щелочной среде хром восстанавливается до Cr(OH) 3 или NaCrO 2 . Подобные варианты допустимы и, вероятно, даже будут оценены положительно, если вы приведете их в решении задачи C-1 на экзамене. Но признать их абсолютно верными, по-моему, нельзя. Действительно, общеизвестно, что гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. Да, это вещество может образоваться в ходе окислительно-восстановительной реакции, но если взаимодействие идет в щелочной среде, Cr(OH) 3 неминуемо вступит в реакцию со щелочью:

Cr(OH) 3 + 3KOH = K 3 .

Что же касается соединений вида KCrO 2 или K 3 CrO 3 , они, действительно, могут образоваться, но только в том случае, если реакция проводится не в водном растворе, а между твердыми реагентами. В водной среде KCrO 2 неизбежно превратится в K 3 или другие гидроксокомплексы хрома (III).

Пример 14 . Дополните уравнения окислительно - восстановительных реакций:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + K 2 SO 3 = ...
K 2 CrO 4 + KOH + K 2 SO 3 = ...

Решение . Уравнения предлагаемых реакций во многом похожи на уравнения, рассмотренные нами в примере 13 из 3-й части данной статьи, только в роли окислителя используется не перманганат, а хромат или бихромат.

Очевидно, что сульфит калия является восстановителем и окисляется до сульфата, а соединения хрома (VI) являются окислителями. Продукты их восстановления вам уже известны. Дополним уравнения:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + K 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + ...
K 2 CrO 4 + KOH + K 2 SO 3 = K 3 + K 2 SO 4 + ...

Обратите внимание, что в первом случае сульфат калия является и продуктом окисления сульфита и продуктом, в который переходит калий из K 2 Cr 2 O 7 .

Пример 13 уже дал нам определенный опыт в написании неполных уравнений. Мы убедились, что иногда удобнее сначала составить электронный баланс и начать расстановку коэффициентов (даже в незавершенном уравнении), а уже затем добавлять в правую часть отсутствующие вещества. Попробуем использовать тот же подход здесь. Ниже написаны готовые схемы электронного баланса для этих двух реакций:

2Cr(+6) + 6e	=	2Cr(+3)	(1)
S(+4) - 2e	=	S(+6)	(3)

Cr(+6) + 3e	=	Cr(+3)	(2)
S(+4) - 2e	=	S(+6)	(3)

Обратите внимание: в первом случае мы изначально ставим коэффициент 2 перед Cr, т. к. в состав молекулы бихромата калия входит два атома хрома. Во втором случае этого не требуется. Переносим полученные коэффициенты в уравнения реакций:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + 3K 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + ...
2K 2 CrO 4 + KOH + 3K 2 SO 3 = 2K 3 + 3K 2 SO 4 + ...

Подумайте, почему во втором случае я смело ставлю коэффициент 3 перед формулами K 2 SO 3 и K 2 SO 4 , а в первом - только перед формулой сульфита калия.

Уравниваем количество атомов калия, а затем и количество атомов S в первой реакции:

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3K 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 4K 2 SO 4 + ...
2K 2 CrO 4 + 2KOH + 3K 2 SO 3 = 2K 3 + 3K 2 SO 4 + ...

Похоже, остались проблемы с водородом. В первом случае в правой части уравнения его "слишком мало", во втором - "слишком много". Пора вспомнить о нашей универсальной "палочке - выручалочке": добавляем 4 молекулы воды в правую часть первого уравнения и 5 молекул воды - в ЛЕВУЮ часть 2-го уравнения.

K 2 Cr 2 O 7 + 4H 2 SO 4 + 3K 2 SO 3 = Cr 2 (SO 4) 3 + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O
2K 2 CrO 4 + 2KOH + 3K 2 SO 3 + 5H 2 O = 2K 3 + 3K 2 SO 4

Вам, вероятно, может показаться необычным, что во втором случае мы добавляли воду не в правую, а в левую часть. В действительности, это абсолютно нормальная ситуация. Правда, в экзаменационной задаче 30 в этом случае должно быть многоточие и в левой части уравнения.

Вообще, на ЕГЭ по химии действует негласное правило: "Количество многоточий в неполном уравнении в задаче С-1 равно количеству отсутствующих веществ ". С точки зрения данного правила, я в примере 14 неверно сформулировал задачу. Правильнее было бы написать так:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + K 2 SO 3 = ... + ... + ...
K 2 CrO 4 + KOH + K 2 SO 3 + ... = ... + ...

Действительно, дополнять уравнения при таком подходе становится значительно легче. Я, однако, в дальнейшем в большинстве примеров не буду придерживаться этого правила. Во-первых, потому, что "официально" оно нигде не объявлено: так "обычно" поступают на ЕГЭ, но где гарантия, что так же поступят и в вариантах текущего года?

Во-вторых, мне хочется, чтобы предлагаемые на этом сайте задачи были СЛОЖНЕЕ реальных заданий С1. Тяжело в учении - легко в бою! Если вы уверенно решаете сложные примеры, есть гарантия, что на экзамене вы не спасуете в более легких случаях.

Пример 15 . Уравняйте методом электронного баланса:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + HCOH = CO 2 + ...

Решение . Кажется, мы опять встретились с органическим веществом. Ничего страшного, нечто подобное уже обсуждалось нами во второй части статьи . Бихромат калия окисляет формальдегид до диоксида углерода, формальдегид восстанавливает K 2 Cr 2 O 7 до сульфата хрома (III) (т. к. реакция происходит в кислой среде):

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + HCOH = CO 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + ...

Очевидно, что "лишний" калий из левой части войдет в состав сульфата калия, а "лишний" водород - в состав воды:

K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 + HCOH = CO 2 + Cr 2 (SO 4) 3 + K 2 SO 4 + H 2 O.

Степень окисления углерода изменяется от 0 до +4, степень окисления хрома - от +6 до +3. Уверен, что вы сможете сами составить электронный баланс и расставить коэффициенты в уравнении. Окончательный ответ:

2K 2 Cr 2 O 7 + 8H 2 SO 4 + 3HCOH = 3CO 2 + 2Cr 2 (SO 4) 3 + 2K 2 SO 4 + 11H 2 O.

С соединениями хрома, по-моему, все ясно. Не забывайте, только, что в кислой среде мы имеем дело с бихроматами, а в щелочной - с хроматами. Будет очень неприятно, если в вашем решении задачи 36 будут соседствовать, например, серная кислота и K 2 CrO 4 . А самое обидное, что подобные "ляпы" нередко допускают даже сами составители вариантов Единого Госэкзамена.

Пришла пора обсудить еще один окислитель, который часто встречается в задании №30 на ЕГЭ по химии. Речь идет об азотной кислоте.

Продукты восстановления HNO 3

HNO 3 - кислота весьма своеобразная. С одной стороны, это стандартная сильная кислота, взаимодействующая со щелочами, основными оксидами, солями слабых кислот. С другой стороны, ее взаимодействие с металлами уже никак не описывается термином "стандартное". Концентрированная HNO 3 реагирует, например, с медью, но НЕ взаимодействует с алюминием.

Перечислим важные для нас специфические свойства азотной кислоты:

При взаимодействии HNO 3 с металлами не выделяется водород (что характерно для других кислот).
В ходе реакции азотная кислота может восстанавливаться до NO 2 , NO, N 2 O, N 2 и NH 3 .
HNO 3 взаимодействует с некоторыми металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода (Cu, Ag, Hg). Обратите внимание: золото, платина, родий, иридий, ниобий, тантал не могут быть окислены даже азотной кислотой, но взаимодействуют со смесью HNO 3 и HCl.
При комнатной температуре HNO 3 не реагирует с Al, Fe, некоторыми сплавами хрома (хотя эти металлы находятся в ряду напряжений левее Н). Концентрированная азотная кислота пассивирует данные металлы.
Данная кислота способна окислять многие неметаллы (углерод, серу, фосфор, мышьяк и т. д.)

Обратите внимание: "классическое" выделение водорода в реакции металла с кислотой, в данном случае практически невозможно. Грубейшей ошибкой было бы написать что-то наподобие: 2HNO 3 + Mg = Mg(NO 3) 2 + H 2 ! Подобные "перлы" на ЕГЭ по химии не прощаются.

Конкретный продукт восстановления, образующийся в реакции металла (да и любого другого вещества) с HNO 3 , определяется, в основном, двумя факторами:

активностью восстановителя,
концентрацией азотной кислоты.

Очевидно, что чем выше активность восстановителя, тем глубже пойдет процесс восстановления. Например, магний, расположенный в ряду напряжений в левой части, способен восстановить кислоту до аммиака (степень окисления азота = -3), а серебро - максимум до NO (N(+3)):

10HNO 3 + 4Mg = 4Mg(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O,

4HNO 3 + 3Ag = 3AgNO 3 + NO + 2H 2 O.

Алюмогидрид лития (входящий в наш список наиболее сильных в-телей) способен перевести HNO 3 в нитрат аммония, а гораздо более скромный восстановитель S - только в NO 2 .

Влияние концентрации HNO 3 можно описать простым правилом: чем выше концентрация кислоты, тем сложнее ее восстановить. Например, концентрированная азотная кислота в реакции с медью образует NO 2 , а разбавленная - NO:

4HNO 3 + Cu = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 + 2H 2 O,

8HNO 3 + 3Cu = 3Cu(NO 3) 2 + 2NO + 4H 2 O.

Обобщая все сказанное, можно составить следующую таблицу:

Попробуем, опираясь на эти два фактора, предсказать результаты взаимодействия HNO 3 с металлами.

Пример 16 . Дополните уравнения химических реакций:

HNO 3 (конц.) + Hg = ...

HNO 3 (разб.) + Ca = ...

HNO 3 (разб.) + Sn = ...

Решение . Начнем с первой реакции. Во-первых, заметим, что ртуть - слабый восстановитель (обратите внимание на положение этого металла в ряду напряжений). Во-вторых, используется концентрированная кислота. Оба фактора "работают" в одном направлении: Hg не очень "хочет" восстанавливать кислоту, HNO 3 "не желает" восстанавливаться. Результат предсказуем: степень окисления азота изменится минимально (от +5 до +4). Выделяется NO 2:

4HNO 3 (конц.) + Hg = Hg(NO 3) 2 +2NO 2 + 2H 2 O.

Уравнение сразу записано с коэффициентами; очевидно, что в данном случае излишне вдаваться в объяснения.

Во втором случае все столь же просто. Кальций - отличный восстановитель (как и все щелочные и щелочноземельные металлы). HNO 3 взята в низкой концентрации. Оба фактора благоприятствуют глубокому восстановлению азотной кислоты. Степень окисления азота меняется от +5 до -3, выделяется аммиак. Поскольку образующийся NH 3 обладает выраженными основными свойствами, происходит реакция NH 3 с HNO 3 с образованием нитрата аммония. Окончательный результат:

10HNO 3 + 4Ca = 4Ca(NO 3) 2 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O.

Надо признать, что в первых двух случаях нам сильно повезло: два фактора, определяющие степень восстановления азотной кислоты, "работали" в одном направлении. В третьем примере все не столь очевидно. С одной стороны, олово не отнесешь к "мега-восстановителям" (а это означает, что степень окисления азота изменится не очень сильно). С другой стороны, тот факт, что используется разбавленная HNO 3 , позволяет нам задуматься о достаточно глубоком восстановлении.

Не ждите однозначных ответов на эти вопросы. Просто потому, что подобных ответов в данном случае нет и быть не может. Можно провести ряд опытов, беря кислоту разной концентрации, меняя температуру и другие параметры; в результате мы увидим, что реакция может пойти по нескольким путям, а в большинстве случаев будет образовываться сложная смесь продуктов восстановления.

"А что прикажете делать нам на экзамене, встретив подобное уравнение в задаче С1? - спросите вы. - Бежать в лабораторию и ставить эксперименты?"

Прежде всего, не волноваться! Во-первых, в подобной спорной ситуации грамотные составители вариантов ЕГЭ сами дадут вам подсказку. Вы увидите что-либо наподобие этого:

HNO 3 + Sn = N 2 O + ... + ...

Во-вторых, даже если этого не произойдет, в эталонном решении, на которое будут ориентироваться проверяющие, будет предложено несколько вариантов ответа. Если вы оформите решение так:

HNO 3 + Sn = N 2 O + Sn(NO 3) 2 + H 2 O

HNO 3 + Sn = NO + Sn(NO 3) 2 + H 2 O,

или даже так:

HNO 3 + Sn = N 2 + Sn(NO 3) 2 + H 2 O,

любой из этих вариантов будет признан правильным и оценен по достоинству. Составители вариантов ЕГЭ по химии понимают ваши проблемы и готовы пойти вам навстречу. Конечно, до известных пределов. Если вы будете, например, утверждать, что продуктом восстановления является NO 2 , не ждите сочувствия со стороны проверяющих. В равной степени сомнительным в данном случае представляется образование NH 4 NO 3 .

"А, может быть, поступим проще, - скажете вы. - Дайте нам таблицу, в которой будут указаны продукты восстановления для каждого металла при различных концентраций HNO 3 . Ну, скажем, концентрированная азотная кислота при реакции с никелем образует NO, а разбавленная - N 2 и т. д."

Заманчивое предложение! Более того, подобную таблицу вы найдете во многих учебниках химии и пособиях по подготовке к ЕГЭ. Вот, только, небольшая проблема: в каждой новой книге, которую вы откроете, вы будете находить новый вариант этой таблицы. Один автор будет утверждать, что продуктом реакции металла Х с разбавленной азотной кислотой является NO, другой - уверять, что единственно возможным продуктом будет азот, а третий - отдаст предпочтение оксиду азота (I). Кто прав?

Все правы и одновременно никто! Во-первых, под термином "разбавленная" HNO 3 один из них понимает 10%-ную кислоту, другому кажется, что 40% - это уже разбавленная, третий считает, что и 5%-ную HNO 3 надо рассматривать как кислоту "средней концентрации". Во-вторых, авторы не указывают, при какой температуре следует проводить реакцию, насколько чистые металлы используются в эксперименте и т. д. Но, главное, могу вас уверить, в любом эксперименте подобного типа образуется смесь нескольких продуктов восстановления, поэтому все попытки создания "универсальной таблицы" заранее обречены на провал.

Таким образом, не стоит обременять свой мозг, пытаясь запомнить подобные универсальные схемы. Нельзя дать готовые рецепты на все случаи жизни.

Рассуждайте! Мыслите самостоятельно! Учитывайте силу восстановителя и концентрацию кислоты; думайте, помогают ли эти факторы друг другу или мешают. Не бойтесь ошибиться! Для успешного решения задания С1 вы вовсе не обязаны запоминать все существующие в природе ОВР.

Продукты восстановления серной кислоты

В отличие от HNO 3 , которая "плохо ведет себя" в любой концентрации, серная кислота проявляет свою "нестандартность" лишь в концентрированном состоянии.

Разбавленная H 2 SO 4 - это стандартная сильная кислота. Более того, это вещество уже не раз встречалось нам в предыдущих разделах этой статьи. Мы использовали ее для подкисления растворов перманганатов и бихроматов и убедились, что в ходе ОВР сера не меняла свою степень окисления.

Действительно, на фоне таких "жестких" окислителей, как KMnO 4 и K 2 Cr 2 O 7 , серная кислота, особенно разбавленная, выглядит довольно скромно. А если повысить концентрацию H 2 SO 4 ?

Вот тогда проявятся некоторые странности:

Концентрированная серная кислота способна окислять некоторые металлы, стоящие в ряду напряжений правее Н, в частности, медь и серебро:
Cu + 2H 2 SO 4 (конц.) = CuSO 4 + SO 2 + 2H 2 O.
В ходе реакций конц. H 2 SO 4 с металлами выделяется не водород, а SO 2 , S или даже H 2 S. Конкретный состав продуктов восстановления зависит от силы восстановителя и концентрации кислоты (закономерности, напоминающие поведение HNO 3). Более мощные в-тели способны понизить степень окисления серы от +6 до 0 или -2, более слабые - только до +4:
3Zn + 4H 2 SO 4 (конц.) = 3ZnSO 4 + S + 4H 2 O,

2Ag + 2H 2 SO 4 (конц.) = Ag 2 SO 4 + SO 2 + 2H 2 O.
Концентрированная серная кислота при комнатной температуре НЕ взаимодействует с железом. Именно по этой причине конц. H 2 SO 4 можно безопасно перевозить в стальных цистернах. Парадоксально, но разбавленная кислота отлично реагирует с Fe по стандартной схеме с выделением водорода. Следует понимать также, что взаимодействие конц. кислоты с железом все-таки возможно, но лишь при высокой температуре; H 2 SO 4 восстанавливается при этом до диоксида серы, Fe - окисляется до сульфата железа (III).
Возможны также ОВР с участием простых веществ - неметаллов:
C + 2H 2 SO 4 (конц.) = 2SO 2 + CO 2 + 2H 2 O,

S + 2H 2 SO 4 (конц.) = 3SO 2 + 2H 2 O.

Мы видим, что многие свойства серной кислоты напоминают поведение HNO 3 . Не забывайте лишь о том, что разбавленная серная кислота - это "стандартная" неорганическая кислота. Не надо думать, что если в задаче 36 вам встретилась формула H 2 SO 4 , это непременно будет вещество - окислитель. Возможно, что серная кислота лишь используется для создания кислой среды.

В заключение предложу вам несколько примеров вида С-1 для самостоятельной работы.

Пример 18 . Дополните уравнения химических реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

P + H 2 SO 4 (конц.) = ...
Mg + H 2 SO 4 (конц.) = ...
Ni + H 2 SO 4 (конц.) = ...
H 2 S + H 2 SO 4 (конц.) = ...

Настало время переходить к финальной части нашего рассказа. Мы должны собрать воедино все, что обсуждалось в предыдущих разделах, и потренироваться в решении сложных заданий вида С-1.

Как решать задачи С1 (36) на ЕГЭ по химии. Часть I

Задача N 36 на ЕГЭ по химии посвящена теме "Окислительно - восстановительные реакции". Ранее задание этого типа входило в вариант ЕГЭ под номером С1.

Смысл задания С1: необходимо расставить коэффициенты в уравнении реакции методом электронного баланса. Обычно в условии задачи дается лишь левая часть уравнения, учащийся должен самостоятельно дописать правую часть.

Полное решение задачи оценивается в 3 балла. Один балл дается за определение окислителя и восстановителя, еще один - непосредственно за построение электронного баланса, последний - за правильную расстановку коэффициентов в уравнении реакции.

На мой взгляд, самое сложное в этом процессе - это первый шаг. Далеко не всем удается правильно предсказать результат реакции. Если же продукты взаимодействия указаны верно, все последующие этапы - это уже дело техники.

Первый шаг: вспоминаем степени окисления

Мы должны начать с понятия степени окисления элемента . Если вы еще незнакомы с этим термином, обратитесь к разделу "Степень окисления" в справочнике по химии. Вы должны научиться уверенно определять степени окисления всех элементов в неорганических соединениях и даже в простейших органических веществах. Без 100%-ного понимания данной темы двигаться дальше бессмысленно.

Шаг второй: окислители и восстановители. Окислительно - восстановительные реакции

Хочу напомнить, что все химические реакции в природе можно разделить на два типа: окислительно - восстановительные и протекающие без изменения степеней окисления.

В ходе ОВР (именно такое сокращение мы будем использовать далее для окислительно - восстановительных реакций) некоторые элементы меняют свои степени окисления.

Пример 1 . Рассмотрим реакцию серы с фтором:

S + 3F 2 = SF 6 .

Расставьте самостоятельно степени окисления всех элементов. Мы видим, что степень окисления серы повышается (от 0 до +6), а степень окисления фтора понижается (от 0 до -1). Вывод: S - восстановитель, F 2 - окислитель. В ходе процесса сера окисляется, а фтор - восстанавливается.

Пример 2 . Обсудим реакцию оксида марганца (IV) с соляной кислотой:

MnO 2 + 4HCl = MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O.

В ходе реакции степень окисления марганца понижается (от +4 до +2), а степень окисления хлора повышается (от -1 до 0). Вывод: марганец (в составе MnO 2) - окислитель, хлор (в составе HCl - восстановитель). Хлор окисляется, марганец восстанавливается.

Обратите внимание: в последнем примере не все атомы хлора поменяли степень окисления. Это никак не повлияло на наши выводы.

Пример 3 . Термическое разложение бихромата аммония:

(NH 4) 2 Cr 2 O 7 = Cr 2 O 3 + N 2 + 4H 2 O.

Мы видим, что и окислитель, и восстановитель находятся в составе одной "молекулы": хром меняет степень окисления от +6 до +3 (т. е., является окислителем), а азот - от -3 до 0 (следовательно, азот - восстановитель).

Пример 4 . Взаимодействие диоксида азота с водным раствором щелочи:

2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O.

Расставив степени окисления (надеюсь, вы делаете это без труда!), мы обнаруживаем странную картину: меняется степень окисления лишь одного элемента - азота. Часть атомов N повышают свою степень окисления (от +4 до +5), часть - понижают (от +4 до +3). В действительности, ничего странного в этом нет! В данном процессе N(+4) является одновременно и окислителем, и восстановителем.

Поговорим немного о классификации окислительно-восстановительных реакций. Напомню, что все ОВР делятся на три типа:

1) межмолекулярные ОВР (окислитель и восстановитель находятся в составе разных молекул);
2) внутримолекулярные ОВР (окислитель и восстановитель находятся в одной молекуле);
3) реакции диспропорционирования (окислитель и восстановитель - это атомы одного элемента с одинаковой начальной степенью окисления в составе одной молекулы).

Думаю, что, опираясь на эти определения, вы без труда поймете, что реакции из примеров 1 и 2 относятся к межмолекулярным ОВР, разложение бихромата аммония - пример внутримолекулярной ОВР, а взаимодействие NO 2 со щелочью - пример реакции диспропорционирования.

Шаг третий: начинаем осваивать метод электронного баланса

Чтобы проверить, насколько хорошо вы усвоили предыдущий материал, задам вам простой вопрос: "Можно ли привести пример реакции, в которой происходит окисление, но нет восстановления, или, наоборот, присутствует окисление, но нет восстановления?"

Правильный ответ: "Нет, нельзя!"

Действительно, пусть в ходе реакции степень окисления элемента Х повышается. Это означает, что Х отдает электроны . Но кому? Ведь электроны не могут просто испариться, исчезнуть без следа! Есть какой-то другой элемент Y, атомы которого будут принимать эти электроны. Электроны имеют отрицательный заряд, следовательно, степень окисления Y будет понижаться.

Вывод: если есть восстановитель Х, то обязательно будет и окислитель Y! Более того, число электронов, отданных одним элементом, будет в точности равно числу электронов, принятых другим элементом.

Именно на этом факте и основан метод электронного баланса , используемый в задаче С1.

Начнем осваивать этот метод на примерах.

Пример 4

С + HNO 3 = CO 2 + NO 2 + H 2 O

методом электронного баланса.

Решение . Начнем с определения степеней окисления (сделайте это самостоятельно!). Видим, что в ходе процесса два элемента меняют степени окисления: С (от 0 до +4) и N (от +5 до +4).

Очевидно, что углерод является восстановителем (окисляется), а азот (+5) (в составе азотной кислоты) является окислителем (восстанавливается). Кстати, если вы правильно определили окислитель и в-тель, вам уже гарантирован 1 балл за задачу N 36!

Теперь начинается самое интересное. Напишем т. н. полуреакции окисления и восстановления:

Атом углерода расстается с 4 электронами, атом азота - принимает 1 е. Число отданных электронов не равно числу принятых. Это плохо! Необходимо исправить ситуацию.

"Домножим" первую полуреакицию на 1, а вторую - на 4.

C(0) - 4e	=	C(+4)	(1)
N(+5) + 1e	=	N(+4)	(4)

Вот теперь все отлично: на один атом углерода (отдающий 4 е) приходится 4 атома азота (каждый из которых принимает по одному е). Число отданных электронов равно числу принятых!

То, что мы сейчас написали, собственно, и называется электронным балансом . Если на реальном ЕГЭ по химии вы напишите этот баланс правильно, вам гарантирован еще 1 балл за задачу С1.

Последний этап: осталось перенести полученные коэффициенты в уравнение реакции. Перед формулами С и СО 2 ничего не меняем (т. к. коэффициент 1 в уравнении не ставится), перед формулами HNO 3 и NO 2 ставим четверку (т. к. число атомов азота в левой и правой частях уравнения должно быть равно 4):

С + 4HNO 3 = CO 2 + 4NO 2 + H 2 O.

Осталось сделать последнюю проверку: мы видим, что число атомов азота одинаково слева и справа, то же касается атомов С, а вот с водородом и кислородом пока проблемы. Но все легко исправить: ставим коэффициент 2 перед формулой Н 2 О и получаем окончательный ответ:

С + 4HNO 3 = CO 2 + 4NO 2 + 2H 2 O.

Вот и все! Задача решена, коэффициенты расставлены, а мы получили еще один балл за правильное уравнение. Итог: 3 балла за идеально решенную задачу С 1. С чем вас и поздравляю!

Пример 5 . Расставьте коэффициенты в уравнении реакции

NaI + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S + I 2 + H 2 O

методом электронного баланса.

Решение . Расставьте самостоятельно степени окисления всех элементов. Видим, что в ходе процесса два элемента меняют степени окисления: S (от +6 до -2) и I (от -1 до 0).

Сера (+6) (в составе серной кислоты) является окислителем, а йод (-1) в составе NaI - восстановителем. В ходе реакции I(-1) окисляется, S(+6) - восстанавливается.

Записываем полуреакции окисления и восстановления:

Обратите внимание на важный момент: в молекуле иода два атома. В реакции не может участвовать "половина" молекулы, поэтому в соответствующем уравнении мы пишем не I, а именно I 2 .

"Домножим" первую полуреакицию на 4, а вторую - на 1.

2I(-1) - 2e	=	I 2 (0)	(4)
S(+6) + 8e	=	S(-2)	(1)

Баланс построен, на 8 отданных электронов приходится 8 принятых.

Переносим коэффициенты в уравнение реакции. Перед формулой I 2 ставим 4, перед формулой H 2 S - подразумеваем коэффициент 1 - это, думаю, очевидно.

NaI + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S + 4I 2 + H 2 O

А вот дальше могут возникнуть вопросы. Во-первых, неверно будет ставить четверку перед формулой NaI. Ведь уже в самой полуреакции окисления перед символом I стоит коэффициент 2. Следовательно, в левую часть уравнения следует записать не 4, а 8!

8NaI + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S + 4I 2 + H 2 O

Во-вторых, часто в такой ситуации выпускники ставят коэффициент 1 перед формулой серной кислоты. Рассуждают так: "В полуреакции восстановления найден коэффициент 1, этот коэффициент относится к S, значит, перед формулой серной кислоты должна стоять единица".

Эти рассуждения ошибочны! Не все атомы серы меняли степень окисления, часть из них (в составе Na 2 SO 4) сохранила степень окисления +6. Эти атомы не учтены в электронном балансе и коэффициент 1 не имеет к ним никакого отношения.

Все это, однако, не помешает нам довести решение до конца. Важно лишь понимать, что в дальнейших рассуждениях мы опираемся уже не на электронный баланс, а просто на здравый смысл. Итак, напоминаю, что коэффициенты перед H 2 S, NaI и I 2 "заморожены", их менять нельзя. А вот остальные - можно и нужно.

В левой части уравнения находится 8 атомов натрия (в составе NaI), в правой - пока всего 2 атома. Ставим перед формулой сульфата натрия коэффициент 4:

8NaI + H 2 SO 4 = 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4I 2 + H 2 O.

Только теперь можно уравнивать количество атомов S. Справа их 5 шт, следовательно, перед формулой серной кислоты нужно поставить коэффициент 5:

8NaI + 5H 2 SO 4 = 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4I 2 + H 2 O.

Последняя проблема: водород и кислород. Ну, думаю, вы и сами догадались, что не хватает коэффициента 4 перед формулой воды в правой части:

8NaI + 5H 2 SO 4 = 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4I 2 + 4H 2 O.

Еще раз тщательно все проверяем. Да, все правильно! Задача решена, мы получили свои законные 3 балла.

Итак, в примерах 4 и 5 мы подробно обсудили алгоритм решения задачи C1 . В вашем решении реальной экзаменационной задачи обязательно должны присутствовать следующие моменты:

1) степени окисления ВСЕХ элементов;
2) указание на окислитель и восстановитель;
3) схема электронного баланса;
4) окончательное уравнение реакции с коэффициентами.

Несколько комментариев по поводу алгоритма.

1. Должны быть указаны степени окисления всех элементов в левой и правой частях уравнения. Всех, а не только окислителя и восстановителя!

2. Окислитель и восстановитель должны быть обозначены четко и ясно: элемент Х (+...) в составе... является окислителем, восстанавливается; элемент Y(...) в составе... является восстановителем, окисляется. Надпись мелким подчерком "ок. в-ся" под формулой серной кислоты не все смогут расшифровать как "сера (+6) в составе серной кислоты - окислитель, восстанавливается".

Не жалейте букв! Вы же не объявление в газету даете: "Сд. комн. со вс. уд."

3. Схема электронного баланса - это просто схема: две полуреакции и соответствующие коэффициенты.

4. Подробные объяснения, как именно вы расставляли коэффициенты в уравнении, на ЕГЭ никому не нужны. Нужно лишь, чтобы все цифры были верны, а сама запись сделана разборчивым почерком. Обязательно несколько раз проверьте себя!

И еще раз по поводу оценивания задачи С1 на ЕГЭ по химии:

1) определение окислителя (окислителей) и восстановителя (восстановителей) - 1 балл;
2) схема электронного баланса с верными коэффициентами - 1 балл;
3) основное уравнение реакции со всеми коэффициентами - 1 балл.

Итог: 3 балла за полное решение задачи N 36.

Я уверен, что вы поняли, в чем заключается идея метода электронного баланса. Поняли в основных чертах, как строится решение примера С1. В принципе, все не так уж и сложно!

К сожалению, на реальном ЕГЭ по химии возникает следующая проблема: само уравнение реакции дается не полностью. Т. е., левая часть уравнения присутствует, а в правой или вообще нет ничего или указана формула одного вещества. Вы должны будете сами, опираясь на свои знания, дополнить уравнение, а уж потом начинать расстановку коэффициентов.

Это может оказаться весьма сложным. Универсальных рецептов написания уравнений не существует. В следующей части мы обсудим этот вопрос подробнее и рассмотрим более сложные примеры.