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 + 3F₂ = SF₆.

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, F₂ - окислитель. В ходе процесса сера окисляется, а фтор - восстанавливается.

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

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O.

В ходе реакции степень окисления марганца понижается (от +4 до +2), а степень окисления хлора повышается (от -1 до 0). Вывод: марганец (в составе MnO₂) - 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:

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O.

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:

2NO₂ + 2NaOH = NaNO₃ + NaNO₂ + H₂O.

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 NO₂ 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. Расставьте коэффициенты в уравнении реакции

С + HNO₃ = CO₂ + NO₂ + H₂O

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.

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 СО₂ ничего не меняем (т. к. коэффициент 1 в уравнении не ставится), перед формулами HNO₃ и NO₂ ставим четверку (т. к. число атомов азота в левой и правой частях уравнения должно быть равно 4):

С + 4HNO₃ = CO₂ + 4NO₂ + H₂O.

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 Н₂О и получаем окончательный ответ:

С + 4HNO₃ = CO₂ + 4NO₂ + 2H₂O.

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 + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂S + I₂ + H₂O

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 I₂.

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

Баланс построен, на 8 отданных электронов приходится 8 принятых.

Переносим коэффициенты в уравнение реакции. Перед формулой I₂ ставим 4, перед формулой H₂S - подразумеваем коэффициент 1 - это, думаю, очевидно.

NaI + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂S + 4I₂ + H₂O

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 + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + H₂S + 4I₂ + H₂O

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 Na₂SO₄) 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 H₂S, NaI и I₂ "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 + H₂SO₄ = 4Na₂SO₄ + H₂S + 4I₂ + H₂O.

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

8NaI + 5H₂SO₄ = 4Na₂SO₄ + H₂S + 4I₂ + H₂O.

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

8NaI + 5H₂SO₄ = 4Na₂SO₄ + H₂S + 4I₂ + 4H₂O.

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.

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

Copyright Repetitor2000.ru, 2000-2015