Овр тренировочные задания. Организация подготовки к ЕГЭ по химии: окислительно-восстановительные реакции. Способы защиты от коррозии

Окислительно-восстановительные реакции

За правильное выполненное задание получишь 2 балла . На решение отводится примерно 10-15 минут .

Для выполнения задания 30 по химии необходимо:

знать что такое
уметь составлять уравнения окислительно-восстановительных реакций

Задачи для тренировки

Для выполнения задания используйте следующий перечень веществ: перманганат калия, гидрокарбонат калия, сульфит натрия, сульфат бария, гидроксид калия. Допустимо использование водных растворов веществ.

Из предложенного перечня веществ выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция, и запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Решение

Используйте следующий перечень веществ: оксид серы (IV), хлорид калия, сульфат натрия, перманганат бария, гидроксид алюминия. Допустимо использование водных растворов.

Решение
Используйте следующий перечень веществ: сульфид натрия, хлорид калия, серная кислота, перманганат калия, гидроксид лития. Допустимо использование водных растворов.

Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция. Запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Решение
Используйте следующий перечень веществ: дихромат калия, хлорид лития, ортофосфат натрия, хлорид калия, сульфит калия. Допустимо использование водных растворов.

Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция. Запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Решение
Используйте следующий перечень веществ: нитрат серебра, хлорид аммония, фосфин, ацетат рубидия, оксид цинка. Допустимо использование водных растворов.

Из предложенного перечня выберите вещества, между которыми возможна окислительно-восстановительная реакция. Запишите уравнение этой реакции. Составьте электронный баланс, укажите окислитель и восстановитель.

Окислительно-восстановительные реакции. Коррозия металлов и способы защиты от нее

Признаки окислительно-восстановительных реакций

Многообразие классификаций химических реакций по различным признакам (числу и характеру реагирующих и образовавшихся веществ, направлению, фазовому составу, тепловому эффекту, использованию катализатора) можно дополнить еще одним признаком. Этот признак - изменение степени окисления атомов химических элементов, образующих реагирующие вещества.

Например, в реакции

${Ag}↖{+1}{N}↖{+5}{O_3}↖{-2}+{H}↖{+1}{Cl}↖{-1}={Ag}↖{+1}{Cl}↖{-1}+{H}↖{+1}{N}↖{+5}{O_3}↖{-2}$

степени окисления атомов химических элементов после реакции не изменились. А вот в реакции взаимодействия соляной кислоты с цинком

$2{H}↖{+1}{Cl}↖{-1}+{Zn}↖{0}={Zn}↖{+2}{Cl_2}↖{-1}+{H_2}↖{0}$

атомы двух элементов, водорода и цинка, изменили свои степени окисления: водород - с $+1$ на $0$, а цинк - с $0$ на $+2$. Следовательно, в этой реакции каждый атом водорода получил по одному электрону:

$2H^{+}+2e↖{-}→H_2^0,$

а каждый атом цинка отдал два электрона:

${Zn}↖{0}-2e↖{-}→Zn^{+2}.$

Химические реакции, в результате которых происходит изменение степеней окисления атомов химических элементов или ионов, образующих реагирующие вещества, называют окислительно-восстановительными реакциями.

Окислитель и восстановитель. Окисление и восстановление

Под восстановлением понимают процесс присоединения электронов атомами, ионами или молекулами.

Степень окисления при этом понижается.

Например, атомы неметаллов могут присоединять электроны, превращаясь при этом в отрицательные ионы, т.е. восстанавливаясь:

${Cl^0+1ē}↙{\text"атом хлора"}→{Cl^{-1}}↙{\text"хлорид-ион"},$

${S^{0}+2ē}↙{\text"атом серы"}→{S^{-2}}↙{\text"хлорид-ион"}.$

Электроны могут присоединяться и к положительным ионам, превращая их при этом в атомы:

${Cu^{+2}+2ē}↙{\text"ион меди(II)"}→{Cu^0}↙{\text"атом меди"},$

${Fe^{+3}+3ē}↙{\text"ион железа(III)"}→{Fe^{0}}↙{\text"атом железа"}.$

Принимать электроны могут и положительные ионы, у которых при этом степень окисления понижается:

${Fe^{+3}+1ē}↙{\text"ион железа(III)"}→{Fe^{+2}}↙{\text"ион железа"},$

${Sn^{+4}+2ē}↙{\text"ион олова(IV)"}→{Sn^{+2}}↙{\text"ион олова(II)"}.$

Атомы, ионы или молекулы, принимающие электроны, называются окислителями.

Под окислением понимают процесс отдачи электронов атомами, ионами или молекулами.

Например, атомы металлов, теряя электроны, превращаются в положительные ионы, т.е. окисляются:

${Na^{0}-1ē}↙{\text"атом натрия"}→{Na^{+1}}↙{\text"ион натрия"},$

${Al^{0}-3ē}↙{\text"атом алюминия"}→{Al^{+3}}↙{\text"ион алюминия"}.$

Отдавать свои электроны могут отрицательные ионы:

${Cl^{-1}-1ē}↙{\text"хлорид-ион"}→{Cl^{0}}↙{\text"атом хлора"},$

${S^{-2}-2ē}↙{\text"сульфид-ион"}→{S^{0}}↙{\text"атом серы"}.$

Терять электроны могут и некоторые положительные ионы с низшими степенями окисления:

${Cu^{+1}-1ē}↙{\text"ион меди(I)"}→{Cu^{+2}}↙{\text"ион меди(II)"},$

${Fe^{+2}-1ē}↙{\text"ион железа(II)"}→{Fe^{+3}}↙{\text"ион железа(III)"}.$

Можно отметить, что при этом степень окисления повышается.

Атомы, ионы или молекулы, отдающие электроны, называются восстановителями.

Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот, т.е. окислительно-восстановительные реакции представляют собой единство двух противоположных процессов - окисления и восстановления. Схема взаимосвязи изменения степеней окисления с процессами окисления и восстановления может быть представлена так, как это изображено на схеме ниже.

Зная формулу вещества и определив степени окисления атомов химических элементов в нем, нетрудно предсказать, какие свойства будет проявлять каждый элемент и вещество в целом. Например, азот в азотной кислоте $H{N}↖{+5}O_3$ имеет максимальное значение степени окисления $+5$, т.е. он потерял все электроны, поэтому азот и азотная кислота будут проявлять только окислительные свойства.

Азот в аммиаке ${N}↖{-3}{H_3}↖{+1}$ имеет минимальное значение степени окисления $-3$, т.е. он не сможет принять больше ни одного электрона, и поэтому аммиак будет проявлять только восстановительные свойства.

Оксид азота (II) ${N}↖{+2}{O}↖{-2}$. Азот в этом соединении имеет промежуточное значение степени окисления и поэтому может проявлять как окислительные (например, $N^{+2}+2ē→N^0$ или $N^{+2}+5ē→N^{-3}$), так и восстановительные (например, $N^{+2}-2ē→N^{+4}$) свойства.

Метод электронного баланса

В окислительно-восстановительных реакциях число электронов, отдаваемых восстановителем, равно числу электронов, принимаемых окислителем, т.е. соблюдается электронный баланс . Метод электронного баланса применяют для записей электронных уравнений процессов окисления и восстановления.

Например, реакция взаимодействия алюминия с хлоридом меди (II) описывается схемой:

${Cu}↖{+2}{Cl_2}↖{-1}+{Al}↖{0}→{Al}↖{+3}{Cl_3}↖{-1}+{Cu}↖{0},$

а электронные уравнения будут иметь вид:

${Cu^{+2}+2ē→Cu^0}↙{\text"окислитель"}↖{\text"восстановитель"}|3,$

${Al^{0}-3ē→Al^{+3}}↙{\text"окислитель"}↖{\text"восстановитель"}|2.$

Молекулярное уравнение этой реакции:

$3CuCl_2+2Al=2AlCl_3+3Cu$.

Покажем, как с помощью метода электронного баланса можно расставить коэффициенты в уравнении сложной окислительно-восстановительной реакции. Известно, что первое правило ряда напряжений металлов о взаимодействии металлов с растворами кислот не распространяется на концентрированную серную кислоту и азотную кислоту любой концентрации.

В отличие от соляной кислоты, в которой окислителем атомов металла были катионы водорода, в серной и азотной кислотах окислителями являются атомы серы и азота из сульфат-ионов и нитрат- ионов. Поэтому $H_2SO_4$(конц.) и $HNO_3$(любой концентрации) взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений как до водорода, так и после него, восстанавливаясь при этом до $SO_2$, $NO$ и т.д. Например, при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью получаются нитрат меди (II), оксид азота (II) и вода. Запишем формулы исходных и конечных веществ с указанием степеней окисления:

${H}↖{+1}{N}↖{+5}{O_3}↖{-2}+{Cu}↖{0}→{Cu}↖{+2}({N}↖{+5}{O_3}↖{-2})_{2}+{N}↖{+2}{O}↖{-2}+{H_2}↖{+1}{O}↖{-2}.$

Подчеркнем знаки химических элементов, изменивших свои степени окисления:

$H{N}↙{-}↖{+5}O_{3}+{Cu}↙{=}↖{0}→{Cu}↙{=}↖{+2}(NO_3)_2+{N}↙{-}↖{+2}O+H_2O.$

Составим электронные уравнения, т.е. отразим процессы отдачи и присоединения электронов:

${N^{+5}+3ē→N^{+2}}↙{\text"окислитель"}↖{\text"восстановление"}|2,$

${Cu^{0}-2ē→Cu^{+2}}↙{\text"восстановитель"}↖{\text"окисление"}|3.$

Ставим коэффициент $3$ перед $Cu^0$ и перед формулой нитрата меди (II), в котором $Cu^{+2}$, так как с такими значениями степеней окисления медь встречается по одному разу. Коэффициент $2$ поставим только перед формулой вещества с $N^{+2}$, так как это значение степени окисления для азота в схеме реакции встречается только один раз, а вот перед $HNO_3$ коэффициент не запишем, ибо $N^{+5}$ встречается еще раз в формуле $Cu(NO_3)_2$. Наша запись имеет вид:

$HNO_3+3Cu→3Cu(NO_3)_2+2NO+H_2O.$

Теперь уравняем число атомов азота. После реакции оно равно $3·2=6$ из $Cu(NO_3)_2$ и еще два атома из $2NO$, всего $8$.

Поэтому перед $HNO_3$ запишем коэффициент $8$:

$8HNO_3+3Cu→3Cu(NO_3)_2+2NO+H_2O.$

и уравняем число атомов водорода:

$8HNO_3+3Cu→3Cu(NO_3)_2+2NO+4H_2O.$

Проверим правильность расстановки коэффициентов, подсчитав число атомов кислорода до и после реакции: до реакции - $24$ атома и после реакции - $24$ атома. Коэффициенты расставлены правильно, поэтому заменим в уравнении стрелку на знак равенства:

$8HNO_3+3Cu=3Cu(NO_3)_2+2NO+4H_2O.$

Коррозия металлов

При взаимодействии металлов с веществами окружающей среды на их поверхности образуются соединения, обладающие совершенно иными свойствами, чем сами металлы. В обычной жизни мы часто повторяем слова «ржавчина», «ржавление», видя коричнево-желтый налет на изделиях из железа и его сплавов. Ржавление - это частный случай коррозии.

Коррозия - это процесс самопроизвольного разрушения металлов под влиянием внешней среды.

Однако разрушению подвергаются практически все металлы, в результате чего многие их свойства ухудшаются (или совсем теряются): уменьшаются прочность, пластичность, блеск, снижается электропроводность, а также возрастает трение между движущимися деталями машин, изменяются размеры деталей и т.д.

Коррозия металлов бывает сплошной и местной.

Первая не так опасна, как вторая, ее проявления могут быть учтены при проектировании конструкций и аппаратов. Значительно опаснее местная коррозия, хотя потери металла здесь могут быть и небольшими. Один из наиболее опасных ее видов - точечная. Она заключается в образовании сквозных поражений, т.е. точечных полостей - питтингов, при этом снижается прочность отдельных участков, уменьшается надежность конструкций, аппаратов, сооружений.

Коррозия металлов наносит большой экономический вред. Человечество несет огромные материальные потери в результате разрушения трубопроводов, деталей машин, судов, мостов, различного оборудования.

Коррозия приводит к уменьшению надежности работы металлоконструкций. Учитывая возможное разрушение, приходится завышать прочность некоторых изделий (например, деталей самолетов, лопастей турбин), а значит, увеличивать расход металла, что требует дополнительных экономических затрат.

Коррозия приводит к простоям производства из-за замены вышедшего из строя оборудования, к потерям сырья и продукции в результате разрушения газо-, нефте- и водопроводов. Нельзя не учитывать и ущерб природе, а значит, и здоровью человека, нанесенный в результате утечки нефтепродуктов и других химических веществ. Коррозия может приводить к загрязнению продукции, а следовательно, к снижению ее качества. Затраты на возмещение потерь, связанных с коррозией, колоссальны. Они составляют $30%$ годового производства металлов во всем мире.

Из всего сказанного следует, что очень важной проблемой является изыскание способов защиты металлов и сплавов от коррозии. Они весьма разнообразны. Но для их выбора необходимо знать и учитывать химическую сущность процессов коррозии.

По химической природе коррозия - это окислительно-восстановительный процесс. В зависимости от среды, в которой он протекает, различают несколько видов коррозии.

Виды коррозии

Наиболее часто встречающиеся виды коррозии: химическая и электрохимическая.

I. Химическая коррозия происходит в не проводящей электрический ток среде. Такой вид коррозии проявляется в случае взаимодействия металлов с сухими газами или жидкостями-неэлектролитами (бензином, керосином и др.). Такому разрушению подвергаются детали и узлы двигателей, газовых турбин, ракетных установок. Химическая коррозия часто наблюдается в процессе обработки металлов при высоких температурах.

Например:

$2{Fe}↖{0}+3{S}↖{+4}O_2+3{O_2}↖{0}→↖{t}{Fe_2}↖{+3}({S}↖{+6}{O_4}↖{-2})_3,$

$2{Fe}↖{0}+3{Cl_3}↖{0}→2{Fe}↖{+3}{Cl_3}↖{-1},$

$2{Zn}↖{0}+{O_2}↖{0}→2{Zn}↖{+2}{O}↖{-2}.$

Большинство металлов окисляется кислородом воздуха, образуя на поверхности оксидные пленки. Если эта пленка прочная, плотная, хорошо связана с металлом, то она защищает металл от разрушения. Такие защитные пленки появляются у $Zn, Al, Cr, Ni, Pb, Sn, Nb, Ta$ и др. У железа она рыхлая, пористая, легко отделяется от поверхности и поэтому не способна защитить металл от дальнейшего разрушения.

II. Электрохимическая коррозия происходит в токопроводящей среде (в электролите с возникновением внутри системы электрического тока). Как правило, металлы и сплавы неоднородны, содержат включения различных примесей. При контакте их с электролитами одни участки поверхности начинают выполнять роль анода (отдают электроны), а другие - роль катода (принимают электроны).

Рассмотрим разрушение железного образца в присутствии примеси олова.

На железе, как более активном металле, при соприкосновении с электролитом происходят процессы окисления (растворения) металла и перехода его катионов в электролит:

${Fe}↖{0}-2e=Fe^{2+}$ (анод).

В зависимости от среды электролита на катоде могут идти различные процессы. В одном случае будет наблюдаться выделение газа ($Н_2$). В другом - образование ржавчины, состоящей в основном из $Fe_2O_3·nH_2O$.

Итак, электрохимическая коррозия - окислительно-восстановительная реакция, происходящая в средах, проводящих ток (в отличие от химической коррозии). Процесс происходит при соприкосновении двух металлов или на поверхности металла, содержащего включения, которые являются менее активными проводниками (это может быть и неметалл).

На аноде (более активном металле) идет окисление атомов металла с образованием катионов (растворение).

На катоде (менее активном проводнике) идет восстановление ионов водорода или молекул кислорода с образованием соответственно $Н_2$ или гидроксид-ионов $ОН^-$.

Катионы водорода и растворенный кислород - важнейшие окислители, вызывающие электрохимическую коррозию.

Скорость коррозии тем больше, чем сильнее отличаются металлы (металл и примеси) по своей активности (для металлов - чем дальше друг от друга они расположены в ряду напряжений). Значительно усиливается коррозия при увеличении температуры.

Электролитом может служить морская вода, речная вода, конденсированная влага и, конечно же, хорошо известные вам электролиты - растворы солей, щелочей, кислот.

Вы, очевидно, помните, что зимой для удаления снега и льда с тротуаров используют техническую соль (хлорид натрия, иногда хлорид кальция). Образующиеся растворы стекают в канализационные трубопроводы, создавая тем самым благоприятную среду для электрохимической коррозии подземных коммуникаций.

Способы защиты от коррозии

Уже при проектировании металлических конструкций и их изготовлении предусматривают меры защиты от коррозии:

1. Шлифование поверхности изделий, чтобы на них не задерживалась влага.

2. Применение легированных сплавов , содержащих специальные добавки: хром, никель, которые при высокой температуре на поверхности металла образуют устойчивый оксидный слой (например, $Cr_2O_3$). Общеизвестны легированные стали - нержавейки, из которых изготавливают предметы домашнего обихода (ножи, вилки, ложки), детали машин, инструменты.

3. Нанесение защитных покрытий. Рассмотрим их виды.

А. Неметаллические - неокисляющиеся масла, специальные лаки, краски, эмали. Правда, они недолговечны, но зато дешевы.

Б. Химические - искусственно создаваемые поверхностные пленки: оксидные, нитридные, силицидные, полимерные и др. Например, все стрелковое оружие и детали многих точных приборов подвергают воронению - это процесс получения тончайшей пленки оксидов железа на поверхности стального изделия. Получаемая искусственная оксидная пленка очень прочная (в основном состава ${Fe}↖{+2}{Fe_2}↖{+3}O_4$ и придает изделию красивый черный цвет и синий отлив. Полимерные покрытия изготавливают из полиэтилена, полихлорвинила, полиамидных смол. Наносят их двумя способами: нагретое изделие помещают в порошок полимера, который плавится и приваривается к металлу, или поверхность металла обрабатывают раствором полимера в низкокипящем растворителе, который быстро испаряется, а полимерная пленка остается на изделии.

В. Металлические - это покрытие другими металлами, на поверхности которых под действием окислителей образуются устойчивые защитные пленки. Нанесение хрома на поверхность - хромирование, никеля - никелирование, цинка - цинкование, олова - лужение и т.д. Покрытием может служить и пассивный в химическом отношении металл - золото, серебро, медь.

4. Электрохимические методы защиты.

А. Протекторная (анодная) - к защищаемой металлической конструкции присоединяют кусок более активного металла (протектор), который служит анодом и разрушается в присутствии электролита. В качестве протектора при защите корпусов судов, трубопроводов, кабелей и других стальных изделий используют магний, алюминий, цинк.

Б. Катодная - металлоконструкцию подсоединяют к катоду внешнего источника тока, что исключает возможность ее анодного разрушения.

5. Специальная обработка электролита или другой среды , в которой находится защищаемая металлическая конструкция.

А. Введение веществ-ингибиторов, замедляющих коррозию.

Известно, что дамасские мастера для снятия окалины и ржавчины пользовались растворами серной кислоты с добавлением пивных дрожжей, муки, крахмала. Эти примеси и были одними из первых ингибиторов. Они не позволяли кислоте действовать на оружейный металл, в результате растворялись только окалина и ржавчина. Уральские оружейники применяли для этих целей «травильные супы» - растворы серной кислоты с добавкой мучных отрубей.

Примеры использования современных ингибиторов: соляная кислота при перевозке и хранении прекрасно «укрощается» производными бутиламина, а серная кислота - азотной кислотой, летучий диэтиламин впрыскивают в различные емкости. Отметим, что ингибиторы действуют только на металл, делая его пассивным по отношению к среде, например, к раствору кислоты. Науке известно более $5$ тыс. ингибиторов коррозии.

Б. Удаление растворенного в воде кислорода (деаэрация). Этот процесс используют при подготовке воды, поступающей в котельные установки.

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.

Линия УМК Кузнецовой. Химия (10-11) (У)

Линия УМК Кузнецовой. Химия (10-11) (Б)

Линия УМК Н. Е. Кузнецовой. Химия (10-11) (баз.)

Организация подготовки к ЕГЭ по химии: окислительно-восстановительные реакции

Как нужно организовать работу на уроке, чтобы школьники достигли хороших результатов на экзамене?

Материал подготовлен по материалам вебинара «Организация подготовки к ЕГЭ по химии: окислительно-восстановительные реакции»

«Мы рассматриваем организацию подготовки к успешному выполнению заданий, связанных с окислительно-восстановительными реакциями. Если мы посмотрим на спецификацию и демо-версию, то такие реакции напрямую связаны с заданиями №10 и №30, но это ключевая тема школьного курса химии. Она затрагивает самые разные вопросы, самые разные свойства химических веществ. Она очень обширная», - подчеркивает Лидия Асанова, ведущая вебинара, кандидат педагогических наук, автор методических пособий .

Задание №30, рассматривающее окислительно-восстановительные реакции, - задание высокого уровня сложности. Чтобы получить высший балл (3) за его выполнение, в ответе ученика должно быть:

определение степени окисления элементов, которые являются окислителем и восстановителем;
окислитель и восстановитель (элементы или вещества);
процессы окисления и восстановления, и на их основе составленный электронный (электронно-ионный) баланс;
определение недостающих в уравнении реакции веществ .

Однако ученики часто пропускают, не расставляют коэффициенты, не указывают окислитель и восстановитель, степени окисления. Каким же образом нужно организовать работу на уроке, чтобы достичь хороших результатов на экзамене?

Особое внимание в учебнике О. С. Габриеляна для 10 класса, предназначенного для изучения предмета в объеме 3–4 часов в неделю, уделено прикладным темам: в пособии освещаются связанные с химией вопросы экологии, медицины, биологии и культуры. В 11 классе происходит завершение и обобщение курса.

1. Подготовка к экзамену должна осуществляться в процессе преподавания учебного предмета и нельзя сводить подготовку только к тренировке в выполнении заданий, аналогичных заданиям экзаменационной работы. Такое «натаскивание» не развивает мышление, не углубляет понимание. А ведь, между прочим, в экзаменационном задании указано, что допускаются иные формулировки ответа, не искажающие его смысла. Это значит, что творчески, с пониманием подойдя к решению поставленной задачи, можно получить высший балл за выполнение, даже если ответ сформулирован иначе.

Главная задача подготовки к экзамену - целенаправленная работа по повторению, систематизации и обобщению изученного материала, по приведению в систему знаний ключевых понятий курса химии. Конечно, обязателен опыт проведения реального химического эксперимента.

2. Есть перечень тем и понятий, которые школьникам совсем нельзя забывать. Среди них:

правила для определения степеней окисления атомов (в простых веществах степень окисления элементов равна нулю, высшая (максимальная) степень окисления элементов II-VII групп, как правило, равна номеру группы, в которой находится элемент в периодической таблице, низшая (минимальная) степень окисления металлов равна нулю и т.д.);
важнейшие окислители и восстановители, а также то, что процесс окисления всегда сопровождается процессом восстановления;
окислительно-восстановительная двойственность;
типы ОВР (межмолекулярные, внутримолекулярные, реакции конпропорционирования, реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления)).

В таблицу занесены типы окислительно-восстановительных реакций, факторы, влияющие на протекание реакций (фото страниц). Подробно разобраны примеры, а, кроме того, есть задания по теме «ОВР» в формате ЕГЭ.

Например:

«Используя метод электронного баланса, составьте уравнение химической реакции:

N 2 O + KMnO 4 + … = NO 2 + … + K 2 SO 4 + Н 2 О

Укажите окислитель и восстановитель».

Впрочем, для отработки решения задач даны самые разные примеры. Например, в пособии «Химия. Углубленный уровень. 11 класс. Контрольные работы» есть такие:

«Исходя из теории окислительно-восстановительных процессов, укажите схемы невозможных реакций.

SO 2 + H 2 S → S + H 2 O

S + H 2 SO 4 → SO 2 + H 2 O

S + H 2 SO 4 → H 2 S + H 2 O

K 2 SO 3 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + K 2 CrO 4 + H 2 O

KMnO 4 + HCl → Cl2 + MnCl 2 + KCl + H 2 O

I 2 + SO 2 + H 2 O → HIO 3 + H 2 SO 4

Ответ обоснуйте. Преобразуйте схемы возможных процессов в уравнения реакций. Укажите окислитель и восстановитель»

«Составьте уравнения реакций в соответствии со схемой изменения степеней окисления атомов углерода: С 0 → С – 4 → С –4 → С +4 → С +2 → С –2 ».

«Даны вещества: углерод, оксид азота(IV), оксид серы (IV), водный раствор гидроксида калия. Напишите уравнения четырёх возможных реакций между этими веществами, не повторяя пары реагентов».

Все это позволяет максимально полно изучить тему окислительно-восстановительных реакций и отработать решение самых разных задач.

*С мая 2017 года объединенная издательская группа «ДРОФА-ВЕНТАНА» входит в . В корпорацию также вошли издательство «Астрель» и цифровая образовательная платформа «LECTA». Генеральным директором назначен Александр Брычкин, выпускник Финансовой академии при Правительстве РФ, кандидат экономических наук, руководитель инновационных проектов издательства «ДРОФА» в сфере цифрового образования (электронные формы учебников, «Российская электронная школа», цифровая образовательная платформа LECTA). До прихода в издательство «ДРОФА» занимал позицию вице-президента по стратегическому развитию и инвестициям издательского холдинга «ЭКСМО-АСТ». Сегодня издательская корпорация «Российский учебник» обладает самым крупным портфелем учебников, включенных в Федеральный перечень - 485 наименований (примерно 40%, без учета учебников для коррекционной школы). Издательствам корпорации принадлежат наиболее востребованные российскими школами комплекты учебников по физике, черчению, биологии, химии, технологии, географии, астрономии - областям знаний, которые нужны для развития производственного потенциала страны. В портфель корпорации входят учебники и учебные пособия для начальной школы, удостоенные Премии Президента в области образования. Это учебники и пособия по предметным областям, которые необходимы для развития научно-технического и производственного потенциала России.

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.