Подготовка к ЕГЭ по химии (С1)
методическая разработка по химии (11 класс) по теме
Методика подготовки к решению задания С1 "Окислительно-восстановительные реакции" по химии
Скачать:
Вложение | Размер |
---|---|
metodika_resheniya_s1.doc | 148 КБ |
Предварительный просмотр:
Окислительно – восстановительные реакции в неорганической химии.
Эта тема является одной из самых сложных при подготовке к сдаче ЕГЭ по химии.
Данная статья предназначена для тех, кто уже умеет находить коэффициенты методом баланса, поэтому все уравнения приведены с расставленными коэффициентами. Самое сложное при написании ОВР – это правильно определить продукты реакции. Для этого нужны глубокие химические знания, а помочь в их систематизации и определении продуктов взаимодействия может составление таблицы 1.
Восстановители | Продукты окисления | Условия |
1. Металлы , м | М+, М2+, М3+ | кислая и нейтральная среда |
2. Металлы, образующие амфотерные гидроксиды: Ве, Zn, Al | Zn(OH)42-, Al(OH)4-, ZnO22-, AlO2- |
(сплавление) |
3. Углерод, С | СО СО2 |
в кислой среде |
4. Оксид углерода (II), СО | СО2 |
5. Сера, S | SO2, SO42-, SO32- |
|
6. Сероводород, H2S, cульфиды, S2- | S SO2 H2SO4, SO42- |
|
7. Оксид серы (IV), SO2, cернистая кислота H2SO3, сульфиты SO32-(Na2SO3) | SO3 H2SO4, SO42-(Na2SO4) |
|
8. Фосфор, Р, фосфорин РН3, фосфиты РО33- | Р2О5 Н3РО4, РО43- |
|
9. Аммиак, NH3 | N2 NO |
|
10.Азотистая кислота, HNO2, нитриты NO2-(KNO2) | HNO3 NO3-(KNO3) |
11. Галогеноводороды, кислоты HCl, HBr, HI и их соли | Cl2, Br2, I2 |
12. Катионы Cr3+ | CrO42 - Cr2O72 - |
|
13. Катионы Fe2+, Cu+ | Fe3+, Cu2+ |
14. Катионы Mn2+ | MnO2 MnO42- MnO4- |
|
15. Пероксид водорода, Н2О2 | О2 + Н+ О2 + Н2О |
|
Окислители | Продукты восстановления | Условия |
1. Галогены, F2, Cl2, Br2, I2 | F -, Cl -, Br -, I - |
2. Оксокислоты, хлора, брома и их соли: HClO, HBrO, HClO3,HBrO3 | Cl -, Br - |
3. Кислород, О2 | O2- |
4. Озон, О3 | Н2О + О2 ОН - + О2 |
|
5. Сера, S | S2- |
6. Оксид серы (VI), SO3 | SO2 |
7. Оксид серы (IV), SO2 | S |
8. Азотистая кислота, HNO2, нитриты, NO2- | NO N2 |
|
9. Оксид азота (IV), NO2 более сильный окислитель, чем HNO3, | NO N2 NH3 |
|
10. Нитраты, NO3- | NO2- NH3 |
|
11. Хроматы, CrO42-, дихроматы, Cr2O72- | Cr(OH)63- Cr(OH)3 Cr3+ |
|
12. Катионы, Fe3+, Cu2+ | Fe2+, Cu+ |
13. Перманганаты, MnO4 - | Mn2+ + H2O MnO2 + щелочь MnO42- + H2O |
|
14. Пероксид водорода, Н2О2 | Н2О ОН - |
|
15. H2SO4 (конц.), HNO3 | рассмотрены отдельно |
При составлении уравнений ОВР важно уверенно находить среди реагирующих веществ окислитель и восстановитель. Некоторые вещества могут быть только восстановителями. Это металлы и вещества, которые содержат элемент, изменяющий степень окисления, в низшей степени окисления (например: NH3, PH3, H2S, HCl, HBr, HI и их соли). Фтор и сложные вещества, содеожащие элемент в высшей степени окисления, могут быть только окислителями (например: HNO3, H2SO4, SO3, KMnO4, K2CrO4, K2Cr2O7).
Вещества, которые содержат элементы в промежуточной степени окисления, могут проявлять, в зависимости от природы реагента – партнёра, как окислительные, так и восстановительные свойства. Это – все неметаллы (кроме фтора): N2, NO, HNO2, KNO2, H2O2, S, SO2 и другие.
Пользуясь данными таблицы 1, составим некоторые уравнения ОВР:
2KI + 2SO3 = I2 + SO2 + K2SO4
восст. - ль окисл. – ль продукт продукт побочный
окисл. – я восст. – я продукт
SO2 + NO2 = SO3 + NO
восст. – ль окисл. – ль продукт продукт
окисл. – я восст. – я
В этой реакции оксид серы (IV) проявляет восстановительные свойства, т.к. реагирует с сильным окислителем – NO2.
2H2S + SO2 = 3S + 2H2O
восст. – ль окисл. – ль продукт побочный
окисл. – я продукт
и восст. – я
В данной реакции SO2 проявляет окислительные свойства, т.к. реагирует с более сильным восстановителем – H2S.
На ход окислительно – восстановительных реакций в растворах влияет среда, в которой протекает реакция и, поэтому, окислительно – восстановительный процесс между одними и теми же веществами в разных средах приводит к образованию различных продуктов. Для создания кислой среды обычно используют разбавленную серную кислоту.
Азотную и соляную применяют редко, т.к. первая является сильным окислителем, а вторая способна окисляться. Для создания щелочной среды применяют растворы гидроксидов калия или натрия.
Примеры влияния среды на характер продуктов ОВР:
5Na2SO3 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5Na2SO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
восст.-ль окисл.-ль среда продукт продукт побочные
окисл.-я восст.-я продукты
3Na2SO3 + 2KMnO4 + H2O = 3Na2SO4 + 2MnO2 + 2KOH
восст.-ль окисл.-ль среда продукт продукт побочный
окисл.-я восст.-я продукт
Na2SO3 + 2KMnO4 + 4KOH = Na2SO4 + 2K2MnO4 + 2H2O
восст.-ль окисл.-ль среда продукт продукт побочный
окисл.-я восст.-я продукт
16HBr + 2NaMnO4 = 5Br2 + 2MnBr2 + 2NaBr + 8H2O
восст.-ль окисл.-ль продукт продукт побочные
среда окисл.-я восст.-я продукты
4KMnO4 + 4KOH = 4K2MnO4 + O2 + 2H2O
Остановимся на некоторых, наиболее часто встречающихся в заданиях ЕГЭ. окислительно – восстановительных реакциях.
Кислоты – сильные окислители.
Это серная кислота концентрированная и азотная кислота в любом виде. Они окисляют почти все металлы и такие неметаллы, как углерод, фосфор, серу, и многие сложные вещества.
Возможные продукты восстановления этих кислот:
H2SO4 SO2 S H2S
HNO3 NO2 NO N2O N2 NH3(NH4NO3)
При взаимодействии с металлами получаются три вещества: соль, вода и продукт восстановления кислоты, который зависит от концентрации кислоты, активности металла и температуры.
Чем меньше концентрация кислоты. А металл более активен, тем больше степень восстановления кислоты.
Представим возможные направления взаимодействия этих кислот с различными веществами в виде схем:
H2SO4 концентр.
не реагирует не реагирует восстанавливается восстанавливается
с Au, Pt и на холоде до SO2 с неактивными до SO2, S или H2S
некоторыми с Fe,Al, Cr металлами и с металлами средней
другими неметаллами активности и активными,
металлами со сложными
веществами
Cu + H2SO4 концентр. = CuSO4 + SO2 + 2H2O
Zn + 2H2SO4 концентр.= ZnSO4 +SO2 + 2H2O
3Zn + 4H2SO4 концентр. = 3ZnSO4 + S + 4H2O
4Zn + 5H2SO4 концентр. = 4ZnSO4 + H2S + 4H2O
HNO3 концентр.
не реагирует не реагирует восстанавливается восстанавливается
с Au, Pt и на холоде до NO2 с неактив - до NO, N2O, N2 или
некоторыми с Fe, Al, Cr ными металлами, NH4NO3 (если кислота
другими неметаллами, очень разбавлена или
металлами сложными сказано, что газ
веществами не выделялся) с металлами
средней активности и
активными
Cu + 4HNO3 концентр. = Cu (NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
HNO3 разбавл.
не реагирует не реагирует восстанавливается восстанавливается
с Au, Pt и на холоде до NO с неактивными до NO, N2O, N2 или
некоторыми с Fe, Al, Cr металлами, неметаллами, NH4NO3 (если кислота
другими сложными веществами очень разбавлена или
металлами сказано, что газ не вы –
делялся) с металлами
средней активности и
активными
3Cu + 8HNO3 разбавл.. = 3Cu (NO3)2 + 2NO + 4H2O
Al + 4HNO3 разбавл. = Al (NO3)3 + NO + 2H2O
8Al + 30HNO3 разбавл. = 8Al (NO3)3 + 3N2O + 15H2O
10Al + 36HNO3 разбавл. = 10Al (NO3)3 + 3N2 + 18H2O
8Al + 30HNO3 разбавл. = 8Al (NO3)3 + 3NH4NO3 + 5H2O
Концентрированные H2SO4 и HNO3 реагируют с Fe, Al, Cr только при нагревании:
2Fe + 6H2SO4 концентр. = Fe2 (SO4)3 + 3SO2 + 3H2O
Fe + 6HNO3 концентр. = Fe (NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
Концентрированная H2SO4 и HNO3 в любом виде окисляют неметаллы - восстановители - углерод, фосфор, серу - до соответствующих кислот.
C + 4HNO3 концентр. = CO2 + 2H2O + 4NO2
3C + 4HNO3 разбавл. = 3CO2 + 2H2O + 4NO
C + 2H2SO4 концентр. = CO2 + 2H2O + 2SO2
P + 5HNO3 концентр. = H3PO4 + 5NO2 + H2O
3P + 5HNO3 разбавл. + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO
2P + 5H2SO4 концентр. = 2H3PO4 + 5SO2 + 2H2O
S +6HNO3 концентр. = H2SO4 + 6NO3 + 2H2O
S + 2HNO3 разбавл. = H2SO4 + 2NO
S +2H2SO4 концентр. = 3SO2 +2H2O
Концентрированная азотная кислота окисляет йод до йодноватой кислоты:
I2 + 10HNO3 = 2HIO3 + 10NO2 + 4H2O
Взаимодействие этих кислот со сложными веществами рассмотрим в следующем разделе.
Особое значение имеет ОВР между соляной и азотной кислотами. Смесь трёх объёмов соляной кислоты и одного объёма концентрированной азотной называют «царская водка», в ней растворяется даже золото, которое алхимики считали царём металлов:
3HCl +HNO3 = Cl2 + NOCl + 2H2O
Окислительно – восстановительные реакции, а не реакции обмена.
В ряде случаев между веществами, которые проявляют сильные восстановительные и окислительные свойства, возможны только ОВР, а не реакции обмена.
Рассмотрим следующие варианты:
1. Окислители – соединения железа (III), восстановители – сульфиды, йодиды. При этом катион Fe3+ восстанавливается до катиона Fe2+, сульфид – анион S2-окисляется до серы S0, а йодид – анион I- окисляется до йода I2.
В зависимости от количественного соотношения реагирующих веществ могут получиться различные соединения железа (II):
2FeCl3 + H2S = S + 2FeCl2 + 2HCl
2FeCl3 + Na2S = S + 2FeCl2 + 2NaCl
или 2FeCl3 + 3Na2S = S + FeS + 6NaCl
Fe2(SO4)3 + H2S = S + 2FeSO4 +H2SO4
Fe(OH)3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 6H2O
Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3H2O
2FeCl3 +2HI = 2FeCl2 + I2 + 2HCl
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl
или 2FeCl3 + 6KI = 2FeI2 + I2 + 6KCl
Fe2(SO4)3 + 2KI = 2FeSO4 + I2 + K2SO4
Fe2(SO4)3 + BaI2 = 2FeSO4 + I2 + BaSO4
2. Окислители – соединения меди (II), восстановители - йодиды. При этом катион Cu2+ восстанавливается до катиона Cu+, а йодид – анион окисляется до йода I2 :
2CuSO4 + 4KI = 2CuI + I2 + 2K2SO4
2CuCl2 + 4KI = 2CuI + I2 + 4KCl
2CuCl2 + 4HI = 2CuI + I2 + 4HCl
3. Окислитель – азотная кислота, восстановитель – сульфиды, йодиды, сульфиты. При этом азотная кислота, в зависимости от концентрации, восстанавливается до NO2 (концентрированная), до NO (разбавленная); сульфид – анион S2- окисляется до серы S0 или сульфат – аниона SO42-, йодид – анион – до йода I2, a сульфит – анион SO32- - до сульфат – аниона SO42- :
8HNO3 концентр. + CuS = CuSO4 + 8NO2 + 4H2O
или 4HNO3 концентр.+ CuS = S + 2NO2 + Cu(NO3)2 + 2H2O
8HNO3 разбавл.+ 3CuS = 3S + 2NO + 3Cu(NO3)2 + 4H2O
4HNO3 концентр.+ Na2S = S + 2NO2 + 2NaNO3 + 2H2O
24HNO3 концентр.+ Al2S3 = Al2(SO4)3 + 24NO2 + 12H2O
2HNO3 разбавл.+ H2S = 3S + 2NO + 4H2O
8HNO3 концентр.+ H2S = H2SO4 + 8NO2 + 4H2O
или 2HNO3 концентр.+ H2S = S + 2NO2 + 2H2O
2HNO3 разбавл.+ 3K2SO3 = 3K2SO4 + 2NO + H2O
6HNO3 концентр.+ HI = HIO3 + 6NO2 + 3H2O
2HNO3 концентр.+ 2KI = I2 + 2NO2 + H2O
4. Окислитель – азотная кислота или серная концентрированная кислота, восстановитель – соединения железа (II). При этом азотная кислота восстанавливается до NO2 или NO, серная – до SO2, а катион Fe2+ окисляется до катиона Fe3+ :
Fe(OH)2 + 4HNO3 концентр. = Fe(NO3)3 + NO2 + 3H2O
FeO + 4HNO3 концентр. = Fe(NO3)3 + NO2 + 2H2O
3Fe(NO3)2 + 4НNO3 разбавл. = 3Fe(NO3)2 + NO + 2H2O
2Fe(OH)2 + 4H2SO4 концентр. = Fe2(SO4)3 + SO2 + 6H2O
5. Окислитель – серная кислота концентрированная, восстановитель – сульфиды, йодиды и бромиды. При этом серная кислота восстанавливается до SO2, S или
H2S; сульфид – анион S2- окисляется до серы S, SO2 или H2SO4; йодид – анион до йода I2, бромид – анион до брома Br2 :
CuS + 4H2SO4 концентр. = CuSO4 + 4SO2 + 4H2O
H2S + H2SO4 концентр. = S + SO2 + 2H2O
или H2S + H2SO4 концентр. = 4SO2 + 4H2O
8HI + H2SO4 концентр. = 4I2 + H2S + 4H2O
или 6HI + H2SO4 концентр.= 3I2 + S + 4H2O
2HI + H2SO4 концентр. = I2 + SO2 + 2H2O
8KI + 9H2SO4 концентр. = I2 + H2S + 8KHSO4 + 4H2O -
наиболее вероятный вариант подуктов,
или 6KI + 2H2SO4 концентр. = 3I2 + H2S + 3K2SO4 + 4H2O
2HBr + H2SO4 концентр. = Br2 + SO2 + 2H2O
2KBr + 2H2SO4 концентр. = Br2 + SO2 + K2SO4 + 2H2O
6KBr + 2H2SO4 концентр. = 3Br2 + S + 3K2SO4 + 2H2O
6. Железная окалина – Fe3O4, это смесь двух оксидов - FeO и Fe2O3. Поэтому при взаимодействии с сильными окислителями она окисляется до соединения железа (III) за счёт катионов Fe2+ - восстановителей, а при взаимодействии с сильными восстановителями восстанавливается до соединения железа (II) за счёт катионов Fe3+ - окислителей:
Fe3O4 + 10HNO3 концентр. = 3Fe(NO3)3 + NO2 + 5H2O
3Fе3O4 + 28HNO3 разбавл. = 9Fe(NO3)3 + NO + 14H2O
Fe3O4 + 8HI = 3FeI2 + I2 + 4H2O
При взаимодействии с большинством кислот происходит реакция обмена, получаются две соли:
Fe3O4 + 8HCl = FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O
Fe3O4 + 4H2SO4 разбавл. = FeSO4 + Fe2(SO4)3 + 4H2O
Реакции диспропорционирования.
Это реакции, в которых атомы одного и того же элемента, входящие в состав одного и того же исходного вещества, повышают и понижают степень окисления. Они очень часто встречаются в заданиях С-2, поэтому их нужно запомнить тем, кто хочет сдать ЕГЭ на высокий балл.
- Все галогены, кроме F2, диспропорционируют в растворах всех щелочей. При комнатной температуре или на холоде получаются две соли – МГ, МГО и Н2О; при нагревании – две соли: МГ, МГО3 и Н2О.
Cl2 +2KOH = KCl + KClO + H2O – на холоде,
3Cl2 + 6KOH = 5KCl +KClO3 + 3H2O – при нагревании,
2Br2 + 2Sr(OH)2 = SrBr2 + Sr(BrO)2 + H2O – на холоде,
6Br2 + 6Sr(OH)2 = 5SrBr2 + Sr(BrO3)2 + 6H2O – при нагревании
Аналогично происходят реакции с растворами карбонатов:
Cl2 + K2CO3 = KCl + KClO + CO2 – на холоде,
3Cl2 + 3K2CO3 = 5KCl + KClO3 + 3CO2 – при нагревании.
2. Диспропорционирование серы в растворах щелочей:
3S + 6KOH = 2K2S + K2SO3 + 3H2O или 4S + 6KOH = K2S2O3 + 2K2S +3H2O
3. Диспропорционирование фосфора в растворах щелочей.
4P + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2
8P + 3Ba(OH)2 + 6H2O = 2PH3 + 3Ba(H2PO2)2
P4 (белый фосфор) + 3KOH + 3H2O = PH3 + 3KH2PO2
4. Диспропорционирование оксида азота (IV) в воде и щелочах:
2NO2 + H2O = HNO2 + HNO3
2NO2 + 2NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O
5. Другие реакции диспропорционирования:
3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH
4NaClO3 = 3NaClO4 + NaCl
4K2SO3 = 3K2SO4 + K2S
ClO2 + H2O = HCl + HClO3
В завершении этой статьи хочу отметить, что не так уж страшны окислительно – восстановительные уравнения, как это кажется на первый взгляд. Знание основных закономерностей поможет их составлении.
Задания для самостоятельной работы.
Даны вещества, напишите уравнения четырёх возможных реакций между этими веществами:
- Концентрированные бромоводородная кислота и гидроксид натрия, перманганат натрия, сера (3 ОВР).
- Йод, азотная кислота (концентр.), сероводород и кислород (4 ОВР).
- Сульфид алюминия, азотная кислота (концентр.), хлороводородная кислота, углерод (3 ОВР).
- Концентрированная азотная кислота и растворы карбоната натрия, хлорида железа (III), сульфида натрия (2 ОВР).
- Хлорид меди (II), кислород, серная кислота (конц.) и йодоводородная кислота
(3 ОВР).
- Сульфид меди (II), кислород, хлор, азотная кислота(конц.), серная кислота(конц.). (4 ОВР).
- Концентрированные соляная и азотная кислоты, сера и гидроксид железа (II)
(3 ОВР).
8. Водные растворы перманганата калия, сульфита калия, хлорида бария, концентрированная азотная кислота и медь (3 ОВР).
9. Нитрат натрия, фосфор, бром, гидроксид калия (раствор) – (4 ОВР).
10. Оксид азота (IV), гидроксид калия (раствор), белый фосфор, водород (4 ОВР).
По теме: методические разработки, презентации и конспекты
Подготовка обучающихся к изучению химии средствами пропедевтического курса «Введение в химию вещества»
Совершенствование школьного химического образования на современном этапе приводит к ряду проблем, с которыми сталкиваются в своей работе учителя химии. Именно поэтом...
Тренировочные тесты для подготовки к ЕГЭ по химии : подборка заданий части В по органической химии.
Подборка тестов из разных источников для подготовки к ЕГЭ по химии поможет учащимся отработать навыки выполнения заданий части В по органической химии. Обычно задания В6, В7, В8 на химические свойства...
Календарно-тематический план подготовки к ГИА по химии в 9 классе учителя химии Хайрутдиновой М.Х.
Календарно-тематический план подготовки к ГИА по химии в 9 классе учителя химии Хайрутдиновой М.Х.МБОУ – Большенырсинской СОШ Тюлячинс...
элективный курс химия «Подготовка к ЕГЭ по химии» 11 класс
Рабочая программа является типовой, модифицированной и предназначена для общеобразовательного учреждения. Программа элективного курса «Подготовка к ЕГЭ по химии» предназначена для итогового повт...
Авторская программа элективного курса по химии "Подготовка к ОГЭ по химии"
Авторская программа элективного курса по химии 9 класс "Подготовка к ОГЭ по химии"...
Диагностические материалы по неорганической химии для подготовки к ЕГЭ по химии. Галогены.
Представлены тематические тесты для подготовки к ЕГЭ по химии по теме галогены...
урок химии 9 класс Подготовка к ОГЭ по химии.
Урок разработан для проведения практической части на ОГЭ в 9 классе. Пример разбора задания 23 и выполнения задания 24....