Овр егэ химия теория. Реакции окислительно-восстановительные
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.
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.
Copyright Repetitor2000.ru, 2000-2015
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
