Рекомендации выполнения заданий высокой сложности ЕГЭ по химии
материал для подготовки к егэ (гиа) по химии (11 класс) на тему

Рекомендации выполнения заданий высокой сложности ЕГЭ по химии.

Цыренова Руслана Викторовна.

В задании 36 ЕГЭ по химии предлагается, используя метод электронного баланса, составить уравнение окислительно-восстановительной реакции и определить окислитель
и восстановитель.

Задания 36 проверяет умение учащихся

• составлять окислительно-восстановительные реакции;

• записывать электронный баланс;
• определять окислители и восстановители.

Типичные ошибки

Ошибки при выполнении заданий 36 чаще всего обусловлены неумением:

• выбрать окислитель, и восстановитель среди соединений с переменной степенью окисления;
• определить вещество, определяющее среду раствора окислительно-восстановительной реакции;
• предсказать продукты восстановления типичных окислителей и продукты окисления восстановителей в различных средах, а также возможность участия молекул воды
  в этих процессах;
• предсказать окислительные (восстановительные) свойства элементов с промежуточной степенью окисления в конкретных процессах;
•  невнимательностью -   правильно написав уравнение, учащиеся забывают указать окислитель -восстановитель и теряют балл, либо введено буквенное обозначение «о» и «в», вследствие чего непонятно, что имелось ввиду: «окислитель» или «окисление», «восстановитель» или «восстановление».

Все задания 36 можно условно разделить на три типа:

• пропущены формулы каких-либо веществ в правой части уравнения;
• пропущены формулы каких-либо веществ в левой его части;
• формулы веществ пропущены в обеих частях уравнения.

Приступая к выполнению данного задания, учащиеся, логически рассуждая, должны определить пропущенные вещества. Для этого необходимо знать основные окислители
и восстановители, а также продукты их восстановления или окисления.  Кроме того, для того, чтобы дописать пропущенные вещества, следует учитывать, в какой среде протекает окислительно-восстановительная реакция.

Определение, среды (кислой, нейтральной или щелочной),

в которой протекает реакция.

 Определить среду можно либо про продуктам восстановления окислителя (например, марганца и хрома), либо по типу соединений, которые получились в правой части реакции: например, если в продуктах мы видим кислоту, кислотный оксид - значит, это точно не щелочная среда, а если выпадает гидроксид металла — точно не кислая. Если в правой части мы видим сульфаты металлов, а в левой — ничего похожего на соединения серы - видимо, реакция проводится в присутствии серной кислоты.

При определении продуктов реакции следует учитывать следующее:

• продукты реакции не должны взаимодействовать
  с исходными веществами и со средой, в которой проводится реакция:

- в кислой среде не может получиться оксид металла, основание, аммиак.  

-  в щелочной среде не получится кислота или кислотный оксид.

- в водном растворе, не выпадет в осадок натрий или другой щелочной или щелочноземельный металл.

• продукты реакции не должны взаимодействовать между собой: в пробирке не может одновременно получиться CuSO4 и КОН, Cl2 и KI.

Пример1:

P + HNO3 конц. → NO2 + … + ….

 - азотная кислота сильный окислитель – окисляет фосфор до степени окисления +5. Поскольку даже концентрированная кислота всегда содержит воду, оксид фосфора (кислотный оксид) не может существовать в присутствии воды, он энергично взаимодействует с водой, образуя H3PO4.

Пример 2:

K2Cr2O7 + … + H2SO4 →S +  K2SO4 + … + …

 - дихромат калия окислитель. Восстановленная форма в кислой среде - Cr+3. Может ли получиться Cr(OH)3 или Cr2O3 в кислой среде? Конечно, нет, получится соль – Cr2(SO4)3.

Анализ ошибок заданий 36 показал, что в ряде случаев ошибки связаны с неправильным определением степеней окисления. Помимо основных положений по степеням окисления, указанным в Приложении 1 необходимо помнить следующее:

• степени окисления неметаллов в их водородных соединениях отрицательны: например, фосфин РН3 - степень окисления фосфора -3, NH3 – степень окисления азота -3
• в аммиаке и в ионе аммония азот всегда имеет степень окисления -3:

                                        х   +1

NH3       х + 3∙(+1) = 0        х= -3

Молекула NH4NO3 состоит из катиона NH4+ и аниона NO3- - кислотного остатка азотной кислоты. В кислотных остатках независимо от продукта степень окисления элементов остается такой же, как в соответствующей кислоте. В азотной кислоте HNO3 степень окисления азота +5, поэтому в любой соли азотной кислоты азот будет иметь неизменную степень окисления. Тогда можно посчитать степень окисления азота в катионе NH4+:

х  +1 +5  -2

NH4NO3          1∙ x + 4 ∙ (+1) + 1∙ (+5) + 3 ∙ (-2) = 0       x = - 3

• кислородсодержащие соли и кислоты хлора (в них хлор может иметь степень окисления +1, +3, +5, +7) в реакциях с восстановителями обычно переходят в хлориды:

КClO3 + P = P2O5 + KCl

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

                                       -2    + 4         0

H2S + SO2 = S + H2O

• двойные оксиды: Fe3O4, Pb3O4 - в них металлы имеют две разные степени окисления, обычно только одна из них участвует в переносе электронов.
• выбор продуктов без учёта переноса электронов - то есть, например, в реакции есть только окислитель без восстановителя или наоборот.

Пример: в реакции MnO2 + HCl → MnCl2 + Cl2 + H2O свободный хлор часто теряется.

Алгоритм расстановки коэффициентов методом электронного баланса:

1. Рассчитать степени окисления, определить недостающие исходные вещества и    продукты в схеме реакции;    
2. Подчеркнуть элементы, меняющие степени окисления;  
3. Определить, какой элемент окисляется (т.е. восстановитель – его степень окисления повышается), а какой восстанавливается (т.е. окислитель – его степень окисления понижается);
4. Записать схемы процессов окисления и восстановления и составить электронный баланс;                              
5. Учесть, что общее число электронов, теряемое восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, которое принимает окислитель. Для уравнивания числа отданных и принятых электронов ввести дополнительные множители, которые и будут коэффициентами перед окислителем и восстановителем;
6. Подвести баланс элементов в левой и правой частях уравнения, при этом в первую очередь уравнять металлы, далее - неметаллы, в предпоследнюю очередь - водород и последним - кислород;
7. Проверить уравнение реакции.

Полезные советы:

Обязательно соблюдайте порядок расстановки коэффициентов!

Сначала проставьте коэффициенты, полученные из электронного баланса.

Помните, что удваивать или сокращать их можно только вместе.

Если какое-либо вещество выступает и в роли среды, и в роли окислителя (восстановителя) – его надо будет уравнивать позднее, когда почти все коэффициенты расставлены.

Предпоследним уравнивается водород, а по кислороду мы только проверяем!

Не забывайте умножать, а не складывать индексы и коэффициенты.

Число атомов кислорода в левой и правой части должны быть равны.

Пример 1:

-3 +1                            +1  +7  -2  

PH3 + … + … → K2MnO4 + …+ …

Фосфор находится в минимальной степени окисления, т.е. он является восстановителем. Поскольку в продуктах реакции соединение марганца, логично предположить, что окислителем является KMnO4 – сильный окислитель, окисляющий фосфор до максимальной степени окисления +5.  Наличие в продуктах реакции манганата калия указывает на то, что реакция протекает в щелочной среде, скорее всего это гидроксид калия. Если среда щелочная, то фосфор +5 будет существовать в виде соли – K3PO4:

-3               +7                                   +6                 +5

PH3 + KMnO4 + KOH → K2MnO4 + K3PO4+ H2O

окислитель

Подставляем дополнительные множители перед окислителем (8)
и перед восстановителем (1)

PH3 + 8KMnO4 + KOH → 8K2MnO4 + K3PO4+ 7H2O

Подсчитываем число атомов металла (К): в правой части 19 атомов К, в левой части - 8. Перед КОН ставим коэффициент 11:

PH3 + 8KMnO4 + 11KOH → 8K2MnO4 + K3PO4+ H2O

Подсчитываем число атомов водорода – в левой части 14 атомов, следовательно, в правой части коэффициент перед водой 7:

PH3 + 8KMnO4 + 11KOH → 8K2MnO4 + K3PO4+ 7H2O

 Подводим баланс по кислороду: слева и справа по 43 атома. Число всех атомов слева, и справа равно.

Пример 2:

PH3 + …+ … → MnSO4 +…. +…+ …

Аналогично предыдущему примеру приходим к выводу, что фосфор в РН3 восстановитель, а окислитель перманганат калия.

Ни в окислителе, ни в восстановителе нет серы. Логично сделать вывод, что реакция идет в кислой среде – в среде серной кислоты. Если среда кислая, то фосфин переходит в фосфорную кислоту:

-3  +1   +1 +7 -2      +1 +6 -2     +2 +6 -2     +1 +5 -2   +1 +6 -2     +1  -2

PH3 + KMnO4 + H2SO4→ MnSO4 + H3PO4 + K2SO4 + H2O

окислитель

5PH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 → 8MnSO4 + 5H3PO4 + 4K2SO4 + 12H2O

Алгоритм составления ОВР электронно-ионным методом (методом полуреакций МПР).

1. Записать реакцию в ионном виде, учитывая, что в виде ионов нельзя записывать простые вещества, труднорастворимые соединения, газы, слабые электролиты.
2. Подчеркнуть ионы, имеющие в своем составе атомы, которые изменяют степень окисления. Определить окислитель и восстановитель
3.  Записать в ионном виде схему процесса, которая включает только восстановитель и продукт его окисления и окислитель, и продукт его восстановления.
4. Составить ионное уравнение процесса окисления (первая полуреакция) и ионно-электронное уравнение процесса восстановления (вторая полуреакция). Для этого уравнять число атомов в левой и правой части полуреакций. При необходимости учесть среду реакции и составить баланс кислорода, добавляя Н+ или Н2О – в кислой среде, ОН- или Н2О – в щелочной среде. «Избыток» атомов кислорода в левой части уравнения связывается либо в воду (кислая среда), либо
   в гидроксогруппы (нейтральная или щелочная).

Баланс кислорода.

5. Составить баланс электронов, учитывая, что число отданных электронов должно быть равно числу принятых, подобрать коэффициенты.
6. Суммировать левые и правые части полуреакций, предварительно умножив   соответствующие частицы на подобранные коэффициенты (электроны сокращаются). Сократить подобные члены, если таковые имеются.
7. Записать уравнение в молекулярном виде с коэффициентами.

Пример:

…  +  KMnO4  + … =  S  +  MnSO4   + …  +  …

Перманганат калия окислитель и т.к. продукт его восстановления ион Mn2+, то реакция протекает в кислой среде (H2SO4). Восстановитель – соединение в состав которого входят атомы серы. Это может быть H2S или соль сероводородной кислоты. Можно рассмотреть оба варианта и показать, что оба подходят для этого задания. В случае соли:

   K2S +  KMnO4 + H2SO4 = S +  MnSO4 + K2SO4 +  H2O

2K+ + S2- +  K+ + MnO4- +2H+ + SO42- = S↓ +  Mn2+ + SO42- + 2K+ + SO42- +  H2O

2MnO4- + 16 H++ 5S2- → 2 Mn2++5 S0+ 8H2O

5K2S + 2 KMnO4+ 8H2SO4=5S+2 MnSO4+6K2SO4 + 8 H2O      

     В ОВР с участием  органических соединений коэффициенты удобнее подобрать именно методом электронно-ионного баланса (методом полуреакций), т.к. в некоторых случаях заряды могут быть дробными числами. Для облегчения процесса расстановки коэффициентов в полуреакциях вместо структурных формул можно брать молекулярные формулы.

Метод электронно-ионного баланса (МПР)

1. C6H12O6 + KMnO4 + … .→ CO2 + … + K2SO4 + …

MnO4- +8H++5e→Mn2++4H2O             5     24  MnO4- - окислитель

C6H12O6+6H2O-24e→6CO2+24H+     24     5   C6H12O6–восстановитель

24MnO4- +192H+ +5C6H12O6 +30H2O → 24Mn2++96H2O+30CO2 + 120 H+                       

                 72H+                                                                      66H2O

 24K+            36SO42-                                       24SO42-                  12K2SO4

5C6H12O6 +24KMnO4 + 36H2SO4.→30CO2 + 24MnSO4 + 12K2SO4 + 66H2O

2. H2 C2O4 + KMnO4 + … .→ CO2 + MnSO4 + … + …

MnO4- +8 H+ + 5e → Mn2++ 4H2O       5  2   MnO4- - окислитель

H2 C2O4 + 2e →2CO2 + 2H+                            2  5   H2C2O4 - восстановитель

2MnO4- +16H+ + 5H2 C2O4→ 2Mn2+ + 8H2O + 10CO2 + 10H+

                6H+

2K+                 3SO42-                  2SO42-                                             K2SO4

 5H2 C2O4 + 2KMnO4 + 3H2SO4.→ 10CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

3. CH3OH + K2Cr2O7 +… →HCOOH + Cr2(SO4)3 +… + …

Cr2O72- + 14H+ + 6e →2Cr3+ + 7H2O            6   2   Cr2O72- -  окислитель

СH3OH + H2O + 4e → HCOOH + 4H+              4   3   СH3OH - восстановитель

2Cr2O72- +28H+ +3СH3 OH + 3H2O →4Cr3+ +14H2O+3HCOOH +12H+

                16H+                                                                      11H2O

4K+           8SO42-                                         6SO42-                      2K2SO4

3CH3OH + 2K2Cr2O7 + 8H2SO4→3HCOOH + 2Cr2(SO4)3 +2K2SO4 +11H2O

4. HCOH + KMnO4 + … .→ HCOOH + …  + K2SO4 + …

MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2+ + 4H2O       5   2  MnO4- -  окислитель

HCOH+H2O + 2e→ HCOOH + 2H+       2   5  HCOH - восстановитель

2MnO4- +16H+ + 5HCOH + 5H2O→2Mn2++ 8H2O + 5HCOOH +10H+

                6H+                                                                     3H2O

2K+                 3SO42-                                    2SO42-                                       K2SO4

5HCOH + 2KMnO4 + 3H2SO4.→ 5HCOOH + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O

5. C6H5CH=CH2+KMnO4+…→C6H5COOH+CO2+…+K2SO4+…

MnO4- +8H++5e→Mn2++4H2O                       5   2 MnO4- - окислитель

C8H8 +4H2O-10e →CO2 +C7H6O2+10H+    10   1 C8H8 - восстановитель

2MnO4- +16H++C8H8+4H2O→2Mn2++8H2O+CO2+C7H6O2+ 10H+

               6H+                                                         4H2O

2K+                3SO42-                  2SO42-                                                  K2SO4

C6H5CH=CH2 + 2KMnO4 +3H2SO4.→C6H5COOH +CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 4H2O

6. H2 C2O4 + K2Cr2O7 + … .→ CO2 + …  + K2SO4 + …

Cr2O72-  + 14H+ + 6e →2Cr3++7H2    6   1    Cr2O72- – окислитель

H2 C2O4 – 2e → 2CO2 + 2H+                     2   3    H2 C2O4 – восстановитель

Cr2O72- +14H+ +3H2 C2O4→2Cr3++7H2O+6CO2 +6H+

               8H+

 2K+        4SO42-                   3SO42-                                K2SO4

3H2 C2O4 + K2Cr2O7 + 4H2SO4→6 CO2 + Cr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O

7. CH3-C≡C-C2H5 + KMnO4 +…→ CH3-COOH + C2H5COOH +… +  K2SO4 + …

MnO4- + 8H+ + 5e → Mn2++ 4H2O               5    6    MnO4- - окислитель

C5H8 + 4H2O-6e→C2H4O2+C3H6O2+6H+   6     5   C5H8- восстановитель

6MnO4-+48H++5C5H8+20H2O→6Mn2++24H2O+5C2H4O2+5C3H6O2 + 30 H+

             18H+                                                               4H2O

6K+       9SO42-                         6SO42-                                                  3K2SO4

 5CH3-C≡C-C2H5+6KMnO4+9H2SO4→5CH3-COOH + 5C2H5COOH + 6MnSO4+3K2SO4 + 4H2O

8. CH3-C≡C-CH3 + K2Cr2O7 +…→ CH3-COOH + …+  K2SO4 + …

Cr2O72-  + 14H+ + 6e → 2Cr3+ +7 H2O      6   1  Cr2O72- – окислитель

C4H6 + 4H2O - 6e → 2C2H4O2 + 6H+       6   1  C4H6 -  восстановитель

Cr2O72- + 14H+ + C4H6 + 4H2O →2Cr3+ + 7H2O + 2C2H4O2 + 6H+

                  8H+                                           3H2O

2K+           4SO42-                           3SO42-                                     K2SO4

CH3-C≡C-CH3 + K2Cr2O7 +4H2SO4→2CH3-COOH + Cr2(SO4)3 + K2SO4+ 3H2O

Как вариант окислительно-восстановительных реакций следует рассматривать процессы коррозии:

Пример1. Укажите продукты коррозии железа, покрытого медью, при нарушении целостности покрытия в растворе соляной кислоты. Приведите электронные и молекулярные уравнения протекающих процессов? Определите окислитель и восстановитель.  

Окисляется (разрушается) более активный металл – железо; освобождающиеся электроны перемещаются к меди, на поверхности которой происходит процесс восстановления окислителя:

Fe0 - 2e → Fe +2                         2      1                Fe0–восстановитель

2H++ 2e → H02                  2      1                H+- окислитель

Fe 0 + 2H+→ Fe +2 + H02

Fe 0 + 2HCl → FeCl2 + H2

Пример2. Какие вещества образуются при повреждении листов оцинкованного железа во влажном атмосферном воздухе? Приведите электронные и молекулярные уравнения протекающих процессов? Определите окислитель и восстановитель.  

    Окисляется (разрушается) более активный металл – цинк; освобождающиеся электроны перемещаются к железу, на поверхности которого происходит процесс восстановления окислителя:

Zn0 - 2e → Zn+2                                         2      2     Zn0–восстановитель

O20 + 2H2O +4e → 4OH-                4      1     O20- окислитель

2Zn0 + O20 + 2H2O →2Zn+2 + 4OH-

2Zn0 + O20 + 2H2O = 2Zn(OH)2

Пример3. Какие вещества образуются при коррозии луженного оловом железа при повреждении покрытия в морской воде? Приведите электронные и молекулярные уравнения протекающих процессов? Определите окислитель и восстановитель.  

       Окисляется (разрушается) более активный металл – железо; освобождающиеся электроны перемещаются к олову, на поверхности которого происходит процесс восстановления окислителя:

Fe0- 2e → Fe +2                                      2       2       Fe0–восстановитель

O20 + 2H2O + 4e → 4OH-           4       1       O20- окислитель

2Fe 0 + O20 + 2H2O → 2Fe +2 + 4OH-

2Fe 0 + O20 + 2H2O=2Fe(OH)2