Задания С2 на ЕГЭ по химии. Задача С2 на ЕГЭ по химии

Условие задачи С2 на ЕГЭ по химии - это текст, описывающий последовательность экспериментальных действий. Данный текст нужно превратить в уравнения реакций.

Трудность такого задания в том, что школьники слабо представляют себе экспериментальную, не "бумажную" химию. Не все понимают используемые термины и протекающие процессы. Попробуем разобраться.

Очень часто понятия, которые химику кажутся совершенно ясными, абитуриентами воспринимаются неправильно. Вот кратких словарь таких понятий.

Словарь непонятных терминов.

1. Навеска - это просто некоторая порция вещества определенной массы (её взвесили на весах ). Она не имеет отношения к навесу над крыльцом:-)
2. Прокалить - нагреть вещество до высокой температуры и греть до окончания химических реакций. Это не «смешивание с калием» и не «прокалывание гвоздём».
3. «Взорвали смесь газов» - это значит, что вещества прореагировали со взрывом. Обычно для этого используют электрическую искру. Колба или сосуд при этом не взрываются !
4. Отфильтровать - отделить осадок от раствора.
5. Профильтровать - пропустить раствор через фильтр, чтобы отделить осадок.
6. Фильтрат - это профильтрованный раствор .
7. Растворение вещества - это переход вещества в раствор. Оно может происходить без химических реакций (например, при растворении в воде поваренной соли NaCl получается раствор поваренной же соли NaCl, а не щелочь и кислота отдельно), либо в процессе растворения вещество реагирует с водой и образует раствор другого вещества (при растворении оксида бария получится раствор гидроксида бария). Растворять можно вещества не только в воде, но и в кислотах, в щелочах и т.д.
8. Выпаривание - это удаление из раствора воды и летучих веществ без разложения содержащихся в растворе твёрдых веществ.
9. Упаривание - это просто уменьшение массы воды в растворе с помощью кипячения.
10. Сплавление - это совместное нагревание двух или более твёрдых веществ до температуры, когда начинается их плавление и взаимодействие. С плаванием по реке ничего общего не имеет:-)
11. Осадок и остаток.
    Очень часто путают эти термины. Хотя это совершенно разные понятия.
    «Реакция протекает с выделением осадка» - это означает, что одно из веществ, получающихся в реакции, малорастворимо. Такие вещества выпадают на дно реакционного сосуда (пробирки или колбы).
    «Остаток» - это вещество, которое осталось , не истратилось полностью или вообще не прореагировало. Например, если смесь нескольких металлов обработали кислотой, а один из металлов не прореагировал - его могут назвать остатком .
12. Насыщенный раствор - это раствор, в котором при данной температуре концентрация вещества максимально возможная и больше уже не растворяется.

    Ненасыщенный раствор - это раствор, концентрация вещества в котором не является максимально возможной, в таком растворе можно дополнительно растворить ещё какое-то количество данного вещества, до тех пор, пока он не станет насыщенным.

    Разбавленный и «очень» разбавленный раствор - это весьма условные понятия, скорее качественные, чем количественные. Подразумевается, что концентрация вещества невелика.

    Для кислот и щелочей также используют термин «концентрированный» раствор. Это тоже характеристика условная. Например, концентрированная соляная кислота имеет концентрацию всего около 40%. А концентрированная серная - это безводная, 100%-ная кислота.

Для того, чтобы решать такие задачи, надо чётко знать свойства большинства металлов, неметаллов и их соединений: оксидов, гидроксидов, солей. Необходимо повторить свойства азотной и серной кислот, перманганата и дихромата калия, окислительно-восстановительные свойства различных соединений, электролиз растворов и расплавов различных веществ, реакции разложения соединений разных классов, амфотерность, гидролиз солей и других соединений, взаимный гидролиз двух солей.

Кроме того, необходимо иметь представление о цвете и агрегатном состоянии большинства изучаемых веществ - металлов, неметаллов, оксидов, солей.

Именно поэтому мы разбираем этот вид заданий в самом конце изучения общей и неорганической химии.
Рассмотрим несколько примеров подобных заданий.

Пример 1: Продукт взаимодействия лития с азотом обработали водой. Полученный газ пропустили через раствор серной кислоты до прекращения химических реакций. Полученный раствор обработали хлоридом бария. Раствор профильтровали, а фильтрат смешали с раствором нитрита натрия и нагрели.

Решение:

Пример 2: Навеску алюминия растворили в разбавленной азотной кислоте, при этом выделялось газообразное простое вещество. К полученному раствору добавили карбонат натрия до полного прекращения выделения газа. Выпавший осадок отфильтровали и прокалили , фильтрат упарили , полученный твёрдый остаток сплавили с хлоридом аммония. Выделившийся газ смешали с аммиаком и нагрели полученную смесь.

Решение:

Пример 3: Оксид алюминия сплавили с карбонатом натрия, полученное твёрдое вещество растворили в воде. Через полученный раствор пропускали сернистый газ до полного прекращения взаимодействия. Выпавший осадок отфильтровали, а к профильтрованному раствору прибавили бромную воду. Полученный раствор нейтрализовали гидроксидом натрия.

Решение:

Пример 4: Сульфид цинка обработали раствором соляной кислоты, полученный газ пропустили через избыток раствора гидроксида натрия, затем добавили раствор хлорида железа (II). Полученный осадок подвергли обжигу. Полученный газ смешали с кислородом и пропустили над катализатором.

Решение:

Пример 5: Оксид кремния прокалили с большим избытком магния. Полученную смесь веществ обработали водой. При этом выделился газ, который сожгли в кислороде. Твёрдый продукт сжигания растворили в концентрированном растворе гидроксида цезия. К полученному раствору добавили соляную кислоту.

Решение:

Задания С2 из вариантов ЕГЭ по химии для самостоятельной работы.

1. Нитрат меди прокалили, полученный твёрдый осадок растворили в серной кислоте. Через раствор пропустили сероводород, полученный чёрный осадок подвергли обжигу, а твёрдый остаток растворили при нагревании в концентрированной азотной кислоте.
2. Фосфат кальция сплавили с углём и песком, затем полученное простое вещество сожгли в избытке кислорода, продукт сжигания растворили в избытке едкого натра. К полученному раствору прилили раствор хлорида бария. Полученный осадок обработали избытком фосфорной кислоты.
3. Медь растворили в концентрированной азотной кислоте, полученный газ смешали с кислородом и растворили в воде. В полученном растворе растворили оксид цинка, затем к раствору прибавили большой избыток раствора гидроксида натрия.
4. На сухой хлорид натрия подействовали концентрированной серной кислотой при слабом нагревании, образующийся газ пропустили в раствор гидроксида бария. К полученному раствору прилили раствор сульфата калия. Полученный осадок сплавили с углем. Полученное вещество обработали соляной кислотой.
5. Навеску сульфида алюминия обработали соляной кислотой. При этом выделился газ и образовался бесцветный раствор. К полученному раствору добавили раствор аммиака, а газ пропустили через раствор нитрата свинца. Полученный при этом осадок обработали раствором пероксида водорода.
6. Порошок алюминия смешали с порошком серы, смесь нагрели, полученное вещество обработали водой, при этом выделился газ и образовался осадок, к которому добавили избыток раствора гидроксида калия до полного растворения. Этот раствор выпарили и прокалили. К полученному твёрдому веществу добавили избыток раствора соляной кислоты.
7. Раствор иодида калия обработали раствором хлора. Полученный осадок обработали раствором сульфита натрия. К полученному раствору прибавили сначала раствор хлорида бария, а после отделения осадка - добавили раствор нитрата серебра.
8. Серо-зелёный порошок оксида хрома (III) сплавили с избытком щёлочи, полученное вещество растворили в воде, при этом получился тёмно-зелёный раствор. К полученному щелочному раствору прибавили пероксид водорода. Получился раствор желтого цвета, который при добавлении серной кислоты приобретает оранжевый цвет. При пропускании сероводорода через полученный подкисленный оранжевый раствор он мутнеет и вновь становится зелёным.
9. (МИОО 2011, тренинговая работа) Алюминий растворили в концентрированном растворе гидроксида калия. Через полученный раствор пропускали углекислый газ до прекращения выделения осадка. Осадок отфильтровали и прокалили. Полученный твердый остаток сплавили с карбонатом натрия.
10. (МИОО 2011, тренинговая работа) Кремний растворили в концентрированном растворе гидроксида калия. К полученному раствору добавили избыток соляной кислоты. Помутневший раствор нагрели. Выделившийся осадок отфильтровали и прокалили с карбонатом кальция. Напишите уравнения описанных реакций.

Ответы к заданиям для самостоятельного решения:

1. или

2. Муниципальное бюджетное общеобразовательное учреждение

   «Средняя общеобразовательная школа № 6»

   г. Братска Иркутской области

   Закономерности решений заданий ЕГЭ по химии части С2.

   (Подготовка к ЕГЭ по химии часть С2)

   учитель химии

   Романова Алёна Леонидовна

   г. Братск

   Закономерности, которые могут пригодиться при решении заданий части С2

   Типичными затруднениями при выполнении этого задания бывают:

   Неумение проанализировать возможность взаимодействия веществ (простых и сложных) с позиций принадлежности их к определенным классам неорганических соединений, а также с позиций возможности протекания окислительно-восстановительных реакций;

   Незнание специфических свойств галогенов, фосфора и их соединений, кислот - окислителей, амфотерных оксидов и гидроксидов, восстановительных свойств сульфидов и галогенидов.

   В данной работе представлены сведения о химических свойствах неорганических веществ. Д ля всех реакций указаны условия протекания, а так же рассмотрены некоторые частные случаи или особенности взаимодействия

   1. Металл + Неметалл. В данное взаимодействие не вступают инертные газы. Чем выше электроотрицательность неметалла, тем с большим числом металлов он будет реагировать. Например, фтор реагирует со всеми металлами, а водород – только с активными. Чем левее в ряду активности металлов находится металл, тем с большим числом неметаллов он может реагировать. Например, золото реагирует только с фтором, литий – со всеми неметаллами.

   2. Неметалл + неметалл. При этом более электроотрицательный неметалл выступает окислителем, менее ЭО – восстановителем. Неметаллы с близкой электроотрицательностью плохо взаимодействуют между собой, например, взаимодействие фосфора с водородом и кремния с водородом практически не возможно, так как равновесие этих реакций смещено в сторону образования простых веществ. Не реагируют с неметаллами гелий, неон и аргон, остальные инертные газы в жестких условиях могут реагировать с фтором. Не взаимодействуют кислород с хлором, бромом и йодом. Со фтором кислород может реагировать при низких температурах.

   3. Металл + кислотный оксид. Металл восстанавливает неметалл из оксида. После этого избыток металла может реагировать с получившимся неметаллом. Например:

   2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Si (при недостатке магния)

   2 Mg + SiO 2 = 2 MgO + Mg 2 Si (при избытке магния)

   4. Металл + кислота. Металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода, реагируют с кислотами с выделением водорода.

   Исключение составляют кислоты – окислители (серная концентрированная и любая азотная), которые могут реагировать с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода, в реакциях не выделяется водород, а получается вода и продукт восстановления кислоты.

   Нужно обратить внимание на то, что при взаимодействии металла с избытком многоосновной кислоты может получиться кислая соль: Mg +2 H 3 PO 4 = Mg ( H 2 PO 4 ) 2 + H 2 .

   Если продуктом взаимодействия кислоты и металла является нерастворимая соль, то металл пассивируется, так как поверхность металла защищается нерастворимой солью от действия кислоты. Например, действие разбавленной серной кислоты на свинец, барий или кальций.

   5. Металл + соль. В растворе в данную реакцию вступают металл, стоящий в ряду напряжений правее магния, включая сам магний, но левее металла соли. Если металл активнее магния, то он реагирует не с солью, а с водой с образованием щелочи, которая в дальнейшем реагирует с солью. При этом исходная соль и получающаяся соль должны быть растворимыми. Нерастворимый продукт пассивирует металл.

   Однако, из этого правила бывают исключения:

   2FeCl 3 + Cu = CuCl 2 + 2FeCl 2 ;

   2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 . Так как железо имеет промежуточную степень окисления, то его соль в высшей степени окисления легко восстанавливается до соли в промежуточной степени окисления, окисляя даже менее активные металлы.

   В расплавах ряд напряжений металлов не действует. Определить, возможна ли реакция между солью и металлом, можно только с помощью термодинамических расчетов. Например, натрий может вытеснить калий из расплава хлорида калия, так как калий более летучий: Na + KCl = NaCl + K (эту реакцию определяет энтропийный фактор). С другой стороны алюминий получали вытеснением из хлорида натрием: 3 Na + AlCl 3 = 3 NaCl + Al . Этот процесс экзотермический, его определяет энтальпийный фактор.

   Возможен вариант, что соль при нагревании разлагается, и продукты ее разложения могут реагировать с металлом, например нитрат алюминия и железо. Нитрат алюминия разлагается при нагревании на оксид алюминия, оксид азота (IV ) и кислород, кислород и оксид азота будут окислять железо:

   10Fe + 2Al(NO 3 ) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2

   6. Металл + основный оксид. Также, как и в расплавах солей, возможность этих реакций определяется термодинамически. В качестве восстановителей часто используют алюминий, магний и натрий. Например: 8 Al + 3 Fe 3 O 4 = 4 Al 2 O 3 + 9 Fe реакция экзотермическая, энтальпийный фактор);2 Al + 3 Rb 2 O = 6 Rb + Al 2 O 3 (рубидий летучий, энтальпийный фактор).

   7. Неметалл + основный оксид. Здесь возможно два варианта: 1) неметалл – восстановитель (водород, углерод): CuO + H 2 = Cu + H 2 O ; 2) неметалл – окислитель (кислород, озон, галогены): 4 FeO + O 2 = 2 Fe 2 O 3 .

   8. Неметалл + основание. Как правило, реакция идет между неметаллом и щелочью. Не все неметаллы могут реагировать с щелочами: нужно помнить, что в это взаимодействие вступают галогены (по-разному в зависимости от температуры), сера (при нагревании), кремний, фосфор.

   KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (на холоде)

   6 KOH + 3 Cl 2 = KClO 3 + 5 KCl + 3 H 2 O (в горячем растворе)

   6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O

   2KOH + Si + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2

   3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2

   9. Неметалл + кислотный оксид . Здесь также возможно два варианта:

   1) неметалл – восстановитель (водород, углерод):

   СО 2 + С = 2СО;

   2NO 2 + 4H 2 = 4H 2 O + N 2 ;

   SiO 2 + C = CO 2 + Si. Если получившийся неметалл может реагировать с металлом, использованным в качестве восстановителя, то реакция пойдет дальше (при избытке углерода) SiO 2 + 2 C = CO 2 + Si С

   2) неметалл – окислитель (кислород, озон, галогены):

   2С O + O 2 = 2СО 2 .

   С O + Cl 2 = СО Cl 2 .

   2 NO + O 2 = 2 N О 2 .

   10. Кислотный оксид + основный оксид . Реакция идёт, если получающаяся соль в принципе существует. Например, оксид алюминия может реагировать с серным ангидридом с образованием сульфата алюминия, но не может реагировать с углекислым газом, так как соответствующей соли не существует.

   11. Вода + основный оксид . Реакция возможна, если образуется щелочь, то есть растворимое основание (или мало растворимое, в случае кальция). Если основание нерастворимое или мало растворимое, то идёт обратная реакция разложения основания на оксид и воду.

   12. Основный оксид + кислота . Реакция возможна, если образующаяся соль существует. Если получающаяся соль нерастворима, то реакция может пассивироваться из-за перекрытия доступа кислоты к поверхности оксида. В случае избытка многоосновной кислоты возможно образование кислой соли.

   13. Кислотный оксид + основание . Как правило, реакция идет между щелочью и кислотным оксидом. Если кислотный оксид соответствует многоосновной кислоте, может получиться кислая соль: CO 2 + KOH = KHCO 3 .

   Кислотные оксиды, соответствующие сильным кислотам, могут реагировать и с нерастворимыми основаниями.

   Иногда с нерастворимыми основаниями реагируют оксиды, соответствующие слабым кислотам, при этом может получиться средняя или основная соль (как правило, получается менее растворимое вещество): 2 Mg ( OH ) 2 + CO 2 = ( MgOH ) 2 CO 3 + H 2 O .

   14. Кислотный оксид + соль. Реакция может идти в расплаве и в растворе. В расплаве менее летучий оксид вытесняет из соли более летучий. В растворе оксид, соответствующий более сильной кислоте, вытесняет оксид, соответствующий более слабой кислоте. Например, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2 , в прямом направлении эта реакция идет в расплаве, углекислый газ более летучий, чем оксид кремния; в обратном направлении реакция идет в растворе, угольная кислота сильнее кремниевой, к тому же оксид кремния выпадает в осадок.

   Возможно соединение кислотного оксида с собственной солью, например, из хромата можно получить дихромат, и сульфата – дисульфат, из сульфита – дисульфит:

   Na 2 SO 3 + SO 2 = Na 2 S 2 O 5

   Для этого нужно взять кристаллическую соль и чистый оксид, или насыщенный раствор соли и избыток кислотного оксида.

   В растворе соли могут реагировать с собственными кислотными оксидами с образованием кислых солей: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2 NaHSO 3

   15. Вода + кислотный оксид . Реакция возможна, если образуется растворимая или мало растворимая кислота. Если кислота нерастворимая или мало растворимая то идёт обратная реакция разложения кислоты на оксид и воду. Например, для серной кислоты характерна реакция получения из оксида и воды, реакция разложения практически не идёт, кремниевую кислоту нельзя получить из воды и оксида, но она легко разлагается на эти составляющие, а вот угольная и сернистая кислоты могут участвовать как в прямых, так и обратных реакциях.

   16. Основание + кислота. Реакция идет, если хотя бы одно из реагирующих веществ растворимо. В зависимости от соотношения реагентов могут получаться средние, кислые и основные соли.

   17. Основание + соль. Реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит (осадок, газ, вода).

   18. Соль + кислота. Как правило, реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит (осадок, газ, вода).

   Сильная кислота может реагировать с нерастворимыми солями слабых кислот (карбонатами, сульфидами, сульфитами, нитритами), при этом выделяется газообразный продукт.

   Реакции между концентрированными кислотами и кристаллическими солями возможны, если при этом получается более летучая кислота: например, хлороводород можно получить действием концентрированной серной кислоты на кристаллический хлорид натрия, бромоводород и йодоводород – действием ортофосфорной кислоты на соответствующие соли. Можно действовать кислотой на собственную соль для получения кислой соли, например: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba ( HSO 4 ) 2 .

   19. Соль + соль. Как правило, реакция идет, если оба исходные вещества растворимы, а в качестве продукта получается хотя бы один неэлектролит или слабый электролит.

   Особо обратим внимание на те случаи, когда образуется соль, которая в таблице растворимости показана прочерком. Здесь возможны 2 варианта:

   1) соль не существует, потому что необратимо гидролизуется . Это большинство карбонатов, сульфитов, сульфидов, силикатов трехвалентных металлов, а так же некоторые соли двухвалентных металлов и аммония. Соли трехвалентных металлов гидролизуются до соответствующего основания и кислоты, а соли двухвалентных металлов – до менее растворимых основных солей.

   Рассмотрим примеры:

   2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 = Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 6 NaCl (1)

   Fe 2 (CO 3 ) 3 + 6H 2 O = 2Fe(OH) 3 + 3 H 2 CO 3

   H 2 CO 3 разлагается на воду и углекислый газ, вода в левой и правой части сокращается и получается: Fe 2 ( CO 3 ) 3 + 3 H 2 O = 2 Fe ( OH ) 3 + 3 CO 2 (2)

   Если теперь объединить (1) и (2) уравнения и сократить карбонат железа, мы получим суммарное уравнение, отражающее взаимодействие хлорида железа (III ) и карбоната натрия: 2 FeCl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 3 H 2 O = 2 Fe (OH ) 3 + 3 CO 2 + 6 NaCl

   CuSO 4 + Na 2 CO 3 = CuCO 3 + Na 2 SO 4 (1)

   Подчеркнутая соль не существует из-за необратимого гидролиза:

   2CuCO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 +CO 2 (2)

   Если теперь объединить (1) и (2) уравнения и сократить карбонат меди, мы получим суммарное уравнение, отражающее взаимодействие сульфата (II ) и карбоната натрия:

   2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O = (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4

   2) Соль не существует за счёт внутримолекулярного окисления-восстановления , таким солям относятся Fe 2 S 3 , FeI 3 , CuI 2 . Как только они получаются, тут же разлагаются: Fe 2 S 3 = 2 FeS + S ; 2 FeI 3 = 2 FeI 2 + I 2 ; 2 CuI 2 = 2 CuI + I 2

   Например; FeCl 3 + 3 KI = FeI 3 + 3 KCl (1),

   но вместо FeI 3 нужно записать продукты его разложения: FeI 2 + I 2.

   Тогда получится: 2 FeCl 3 + 6 KI = 2 FeI 2 + I 2 + 6 KCl

   Это не единственный вариант записи данной реакции, если йодид был в недостатке, то может получиться йод и хлорид железа (II ):

   2 FeCl 3 + 2 KI = 2 FeCl 2 + I 2 + 2 KCl

   В предложенной схеме ничего не сказано про амфотерные соединения и соответствующие им простые вещества. На них мы обратим особое внимание. Итак, амфотерный оксид в данной схеме может занять место и кислотного и основного оксидов, амфотерный гидроксид – место кислоты и основания. Нужно помнить, что, выступая в качестве кислотных, амфотерные оксиды и гидроксиды образуют в безводной среде обычные соли, а в растворах – комплексные соли:

   Al 2 O 3 + 2 NaOH = 2 NaAlO 2 + H 2 O (спекание)

   Al 2 O 3 + 2 NaOH + 3 H 2 O = 2 Na [ Al (OH ) 4 ] (в растворе)

   Простые вещества, соответствующие амфотерным оксидам и гидроксидам, реагируют с растворами щелочей с образованием комплексных солей и выделением водорода: 2 Al + 2 NaOH + 6

   Химические свойства неорганических веществ. Лидин Р.А. и др. 3-е изд., испр. - М.: Химия, 2000 - 480 с.

3. Задание С2 ЕГЭ по химии представляет собой описание химического эксперимента, в соответствии с которым нужно будет составить 4 уравнения реакции. По статистике, это одно из самых сложных заданий, очень низкий процент сдающих с ним справляется. Ниже приводятся рекомендации по поводу решения задания С2.

   Во — первых, чтобы верно решить задание С2 ЕГЭ по химии нужно правильно представлять себе те действия, которым подвергаются вещества (фильтрование, выпаривание, обжиг, прокаливание, спекание, сплавление). Необходимо понимать, где с веществом происходит физическое явление, а где – химическая реакция. Наиболее часто используемые действия с веществами описаны ниже.

   Фильтрование – способ разделения неоднородных смесей с помощью фильтров – пористых материалов, пропускающих жидкость или газ, но задерживающих твёрдые вещества. При разделении смесей, содержащих жидкую фазу, на фильтре остается твердое вещество, через фильтр проходит фильтрат .

   Выпаривание - процесс концентрирования растворов путём испарения растворителя. Иногда выпаривание проводят до получения насыщенных растворов, с целью дальнейшей кристаллизации из них твердого вещества в виде кристаллогидрата, или до полного испарения растворителя с целью получения растворенного вещества в чистом виде.

   Прокаливание – нагревание вещества с целью изменения его химического состава. Прокаливание может проводиться на воздухе и в атмосфере инертного газа. При прокаливании на воздухе кристаллогидраты теряют кристаллизационную воду, например, CuSO 4 ∙5H 2 O→CuSO 4 + 5H 2 O
   Термически нестойкие вещества разлагаются:
   Cu(OH) 2 →CuO + H 2 O; CaCO 3 → CaO + CO 2

   Спекание, сплавление – это нагревание двух и более твердых реагентов, приводящее к их взаимодействию. Если реагенты устойчивы к действию окислителей, то спекание можно проводить на воздухе:
   Al 2 O 3 + Na 2 CO 3 → 2NaAlO 2 + CO 2

   Если же один из реагентов или продукт реакции могут окисляться компонентами воздуха, процесс проводят с инертной атмосфере, например: Сu + CuO → Cu 2 O

   Вещества, неустойчивые к действию компонентов воздуха, при прокаливании окисляются, реагируют с компонентами воздуха:
   2Сu + O 2 → 2CuO;
   4Fe(OH) 2 + O 2 →2Fe 2 O 3 + 4H 2 O

   Обжиг – процесс термической обработки, приводящий к сгоранию вещества.

   Во-вторых, знание характерных признаков веществ (цвет, запах, агрегатное состояние) Вам послужит подсказкой или проверкой правильности выполненных действий. Ниже представлены наиболее характерные признаки газов, растворов, твердых веществ.

   Признаки газов:

   Окрашенные: Cl 2 – желто-зеленый; NO 2 – бурый; O 3 – голубой (все имеют запахи). Все ядовиты, растворяются в воде, Cl 2 и NO 2 реагируют с ней.

   Бесцветные без запаха: Н 2 , N 2 , O 2 , CO 2 , CO (яд), NO (яд), инертные газы. Все плохо растворимы в воде.

   Бесцветные с запахом: HF, HCl, HBr, HI, SO 2 (резкие запахи), NH 3 (нашатырного спирта) –хорошо растворимы в воде и ядовиты, PH 3 (чесночный), H 2 S(тухлых яиц) — мало растворимы в воде, ядовиты.

   Окрашенные растворы:

   Желтые: Хроматы, например K 2 CrO 4 , растворы солей железа (III), например, FeCl 3 .

   Оранжевые: Бромная вода, cпиртовые и спиртово-водные растворы йода (в зависимости от концентрации от жёлтого до бурого) , дихроматы, например, K 2 Cr 2 O 7

   Зеленые: Гидроксокомплексы хрома (III), например, K 3 , соли никеля (II), например NiSO 4 , манганаты, например, K 2 MnO 4

   Голубые: Соли меди (II), например СuSO 4

   От розового до фиолетового: Перманганаты, например, KMnO 4

   От зеленого до синего: Соли хрома (III), например, CrCl 3

   Окрашенные осадки:

   Желтые: AgBr, AgI, Ag 3 PO 4 , BaCrO 4 , PbI 2 ,CdS

   Бурые: Fe(OH) 3 , MnO 2

   Черные, черно-бурые: Сульфиды меди, серебра, железа, свинца

   Синие: Cu(OH) 2 , KFе

   Зеленые: Cr(OH) 3 – серо-зеленый, Fe(OH) 2 – грязно-зеленый, буреет на воздухе

   Другие окрашенные вещества:

   Желтые : сера, золото, хроматы

   Оранжевые: oксид меди (I) – Cu 2 O, дихроматы

   Красные: бром (жидкость), медь (аморфная), фосфор красный, Fe 2 O 3 , CrO 3

   Черные: СuO, FeO, CrO

   Серые с металлическим блеском: Графит, кристаллический кремний, кристаллический йод (при возгонке – фиолетовые пары), большинство металлов.

   Зеленые: Cr 2 O 3 , малахит (CuOH) 2 CO 3 , Mn 2 O 7 (жидкость)

   В-третьих, при решении заданий С2 по химии для большей наглядности, можно порекомендовать составлять схемы превращений или последовательность получаемых веществ.

   И наконец, для того, чтобы решать такие задачи, надо чётко знать свойства металлов, неметаллов и их соединений: оксидов, гидроксидов, солей. Необходимо повторить свойства азотной и серной кислот, перманганата и дихромата калия, окислительно-восстановительные свойства различных соединений, электролиз растворов и расплавов различных веществ, реакции разложения соединений разных классов, амфотерность, гидролиз солей.

   
   
   
   
   
   
   

   Задания С2 ЕГЭ по химии: алгоритм выполнения

   Задания С2 Единого государственного экзамена по химии ("Набор веществ") на протяжении ряда лет остаются самыми сложными заданиями части С. И это не случайно. В этом задании выпускнику надо уметь применять свои знания о свойствах химических веществ, типах химических реакций, а также умения расставлять коэффициенты в уравнениях на примере самых различных, подчас малознакомых веществ. Как же получить максимальное число баллов на этом задании? Один из возможных алгоритмов его выполнения можно представить следующими четырьмя пунктами:

   Рассмотрим подробнее применение этого алгоритма на одном из примеров.

   Задание (формулировка 2011 года):

   Первая проблема, которая возникает при выполнении задания - понять, что скрывается под названиями веществ. Если человек вместо хлорной кислоты пишет формулу соляной, вместо сульфида калия - сульфит, он резко уменьшает количество правильно написанных уравнений реакций. Поэтому знанию номенклатуры надо уделить самое пристальное внимание. Надо учесть, что в задании могут быть использована и тривиальные названия некоторых веществ: известковая вода, железная окалина, медный купорос и т.п.

   Результатом выполнения этого этапа является запись формул предложенного набора веществ.

   Охарактеризовать химические свойства предложенных веществ помогает отнесение их определенной группе или классу. При этом для каждого вещества нужно дать характеристики в двух направлениях. Первая - кислотно-основная, обменная характеристика, определяющая возможность вступать в реакции без изменения степени окисления.

   По кислотно-основным свойствам веществ можно выделить вещества кислотной природы (кислоты, кислотные оксиды, кислые соли), основной природы (основания, основные оксиды, основные соли), амфотерные соединения, средние соли . При выполнении задания эти свойства можно обозначать сокращенно: "К ", "О ", "А ", "С "

   По окислительно-восстановительным свойствам вещества можно классифицировать на окислители и восстановители . Однако часто встречаются вещества, проявляющие окислительно-восстановительную двойственность (ОВД). Такая двойственность может иметь своей причиной то, что один из элементов находится в промежуточной степени окисления. Так, для азота характерна шкала окисления от -3 до +5. Поэтому для нитрита калия KNO 2 , где азот находится в степени окисления +3, характерны свойства и окислителя и восстановителя. Кроме того, в одном соединении атомы разных элементов могут проявлять разные свойства, в результате вещество в целом тоже проявляет ОВД . Примером может служить соляная кислота, которая может быть и окислителем, за счет иона H + и восстановителем, за счет хлорид-иона.

   Двойственность не означает одинаковости свойств. Как правило, либо окислительные, либо восстановительные свойства преобладают. Существуют и вещества для которых окислительно-восстановительные свойства нехарактерны. Это наблюдается в том случае, когда атомы всех элементов находятся в своих самых устойчивых степенях окисления. Примером может служить, например, фторид натрия NaF. И, наконец, окислительно-восстановительные свойства вещества могут сильно зависеть от условий, среды при которой проводится реакция. Так, концентрированная серная кислота - сильный окислитель за счет S +6 , а та же кислота в растворе - окислитель средней силы за счет иона H +

   Эта характеристика тоже может указываться сокращенно "Ок ","Вс ","ОВД ".

   Определим характеристики веществ в нашем задании:
   - хромат калия, соль, окислитель (Cr +6 - высшая степень окисления)
   - серная кислота, раствор: кислота, окислитель (H +)
   - сульфид натрия: соль, восстановитель (S -2 - низшая степень окисления)
   - сульфат меди(II), соль, окислитель (Cu +2 - высшая степень окисления)

   Кратко это можно было записать так:

   С, Ок (Cr +6) К, ок (H +) С, Вс (S -2) С, ок (Cu +2

   На этом этапе надо определить, какие реакции возможны между конкретными веществами, а также возможные продукты этих реакций. Помогут в этом уже определенные характеристики веществ. Поскольку для каждого вещества мы дали две характеристики, то нужно рассматривать возможность двух групп реакций: обменных, без изменения степени окисления и ОВР.

   Между веществами основной и кислотной природы характерна реакция нейтрализации , обычным продуктом которой является соль и вода (при реакции двух оксидов - только соль). В этой же реакции в роли кислоты или основания могут участвовать амфотерные соединения. В некоторых, достаточно редких случаях, реакция нейтрализации оказывается невозможной, на что обычно указывает прочерк в таблице растворимости. Причиной этого является либо слабость проявления кислотных и основных свойств у исходных соединений, либо протекание окислительно-восстановительной реакции между ними (например: Fe 2 O 3 + HI).

   Кроме реакций соединения между оксидами, нужно учитывать также возможность реакции соединения оксидов с водой. В нее вступают многие кислотные оксиды и оксиды наиболее активных металлов, а продуктами являются соответствующие растворимые кислоты и щелочи. Однако вода редко дается как отдельное вещество в задании С2.

   Для солей характерна реакция обмена , в которую они могут вступать как между собой, так и с кислотами и со щелочами. Как правило, она протекает в растворе, и критерием возможности ее протекания служит правило РИО - выпадение осадка, выделение газа, образование слабого электролита. В отдельных случаях реакция обмена между солями может осложняться реакцией гидролиза , в результате которого образуются основные соли. Препятствовать реакции обмена может полный гидролиз соли или окислительно-восстановительное взаимодействие между ними. На особый характер взаимодействия солей указывает прочерк в таблице растворимости для предполагаемого продукта.

   Отдельно реакция гидролиза может быть зачтена как правильный ответ на задание С2, если в наборе веществ дана вода и соль, подвергающаяся полному гидролизу (Al 2 S 3).

   Нерастворимые соли могут вступать в реакции обмена обычно только с кислотами. Возможна также реакция нерастворимых солей с кислотами с образованием кислых солей (Ca 3 (PO 4) 2 + H 3 PO 4 => Ca(H 2 PO 4) 2)

   Еще одна сравнительно редко встречающаяся реакция, это реакция обмена между солью и кислотным оксидом. При этом более летучий оксид вытесняется менее летучим (CaСO 3 + SiO 2 => CaSiO 3 + CO 2).

   В окислительно-восстановительные реакции могут вступать окислители и восстановители. Возможность этого определяется силой их окислительно-восстановительных свойств. В некоторых случаях возможность протекания реакции можно определить с помощью ряда напряжений металлов (реакции металлов с растворами солей, кислотами). Иногда относительную силу окислителей можно оценить, используя закономерности Периодической системы (вытеснение одного галогена другим). Однако чаще всего здесь потребуется знание конкретного фактического материала, свойств наиболее характерных окислителей и восстановителей (соединений марганца, хрома, азота, серы...), тренировка в написании уравнений ОВР.

   Также сложно бывает определить и возможные продукты ОВР. В общем случае можно предложить два правила, помогающие сделать выбор:
   - продукты реакции не должны взаимодействовать с исходными веществами, со средой , в которой проводится реакция: если в пробирку налили серную кислоту, там не может получиться КОН, если реакция проводится в водном растворе, там не выпадет в осадок натрий;
   - продукты реакции не должны взаимодействовать между собой : в пробирке не может одновременно получиться CuSO 4 и КОН, Cl 2 и KI.

   Следует учитывать и такой вид ОВР, как реакции диспропорционирования (самоокисления-самовосстановления). Такие реакции возможны для веществ, где элемент находится в промежуточной степени окисления, а значит, может одновременно и окисляться и восстанавливаться. Второй участник такой реакции выполняет роль среды. Примером может служить диспропорционирование галогенов в щелочной среде.

   Химия тем сложна и интересна, что дать общие рецепты на все случаи жизни в ней невозможно. Поэтому наряду с этими двумя группами реакций можно назвать еще одну: специфические реакции отдельных веществ. Успешность написания таких уравнений реакций будет определяться фактическими знаниями химии отдельных химических элементов и веществ.

   В прогнозировании реакций для конкретных веществ желательно соблюдать определенный порядок, чтобы не пропустить какой-либо реакции. Можно использовать подход, представленный следующей схемой:

   Рассматриваем возможность реакций первого вещества с тремя другими веществами (зеленые стрелки), затем рассматриваем возможность реакций второго вещества с двумя оставшимися (синие стрелки), и, наконец, рассматриваем возможность взаимодействия третьего вещества с последним, четвертым (красная стрелка). Если в наборе будет пять веществ, стрелок будет больше, но часть их в процессе анализа будет зачеркнута.

   Итак, для нашего набора, первое вещество:
   - K 2 CrO 4 + H 2 SO 4 , ОВР невозможна (два окислителя), обычная реакция обмена тоже невозможна, т.к. предполагаемые продукты растворимы. Здесь мы сталкиваемся со специфичной реакцией: хроматы при взаимодействии с кислотами образуют дихроматы: => K 2 Cr 2 O 7 + K 2 SO 4 + H 2 O
   - K 2 CrO 4 + Na 2 S , реакция обмена также невозможна, т.к. предполагаемые продукты растворимы. А вот наличие здесь окислителя и восстановителя позволяют сделать вывод о возможности ОВР. При ОВР S -2 окислится до серы, Cr +6 восстановится до Cr +3 , в нейтральной среде это мог бы быть Cr(OH) 3 . Однако одновременно в растворе образуется КОН. Учитывая амфотерность Cr(OH) 3 и правило, что продукты реакции не должны реагировать друг с другом, приходим к выбору следующих продуктов: => S + K + KOH
   - K 2 CrO 4 + CuSO 4 , а вот здесь, возможна реакция обмена между солями, т.к. большинство хроматов нерастворимо в воде: => K 2 SO 4 + CuCrO 4

   Второе вещество:
   - H 2 SO 4 + Na 2 S , ион водорода недостаточно сильный окислитель, чтобы окислить сульфид-ион, ОВР невозможна. Зато возможна реакция обмена, приводящая к образованию слабого электролита и газообразного вещества: => H 2 S + Na 2 SO 4 ;
   - H 2 SO 4 + CuSO 4 - здесь никаких явных реакций нет.

   Третье вещество:
   - Na 2 S + CuSO 4 , ион меди тоже недостаточно сильный окислитель, чтобы окислить сульфид-ион, ОВР невозможна. Реакция обмена между солями приведет к образованию нерастворимого сульфида меди: => CuS + Na 2 SO 4 .

   Результатом третьего этапа должно стать несколько схем возможных реакций. Возможные проблемы:
   - реакций слишком много . Поскольку эксперты все равно оценят только четыре первых уравнения реакций, нужно выбрать самые простые реакции, в протекании которых Вы уверены на все 100%, и отбросить слишком сложные, или те, в которых вы не слишком уверены. Так в нашем случае можно было набрать максимальное число баллов и не зная специфичной реакции перехода хроматов в дихроматы. А если вы знаете эту не слишком сложную реакцию, то можно отказаться от уравнивания достаточно сложной ОВР, оставив только простые реакции обмена.
   - реакций мало, меньше четырех . Если при анализе реакций пар веществ число реакций оказалось недостаточным, можно рассмотреть возможность взаимодействия трех веществ. Обычно это ОВР, в которых может принимать участие и третье вещество - среда, причем в зависимости от среды продукты реакции могут быть различны. Так в нашем случае, если бы найденных реакций не хватало, можно было дополнительно предложить взаимодействие хромата калия с сульфидом натрия в присутствии серной кислоты. Продуктами реакции в этом случае были бы сера, сульфат хрома(III) и сульфат калия.
   Если состояние веществ четко не указано, например, просто сказано "серная кислота" вместо "раствор (подразумевается разбавленный) серной кислоты", можно проанализировать возможность реакций вещества в разных состояниях. В нашем случае, мы могли бы учесть, что концентрированная серная кислота - сильный окислитель за счет S +6 , и может вступать с сульфидом натрия в ОВР с образованием сернистого газа SO 2 .
   Наконец, можно учесть возможность протекания реакции по-разному в зависимости от температуры, или от соотношения количеств веществ. Так, взаимодействие хлора со щелочью может на холоду давать гипохлорит, а при нагревании хлорат калия, хлорид алюминия при реакции со щелочью может дать и гидроксид алюминия, и гидроксоалюминат. Все это позволяет для одного набора исходных веществ написать не одно, а два уравнения реакций. Но надо учитывать, что это противоречит условию задания: "между всеми предложенными веществами, не повторяя пары реагентов ". Поэтому, будут ли все такие уравнения зачтены, зависит от конкретного набора веществ и усмотрения эксперта.

   Курысева Надежда Геннадьевна
   учитель химии высшей категории, МОУ СОШ №36 г. Владимир

   На факультативных занятиях, в основном, отрабатываются задания части С.

   Для этого мы предлагаем подборку заданий из вариантов открытых КИМов прошлых лет.

   Можно отрабатывать умения, выполняя задания части С в любой последовательности. Однако мы придерживаемся следующего порядка: вначале решаем задачи С5 и выполняем цепочки С3. (Подобные задания выполнялись учащимися в X классе.) Таким образом закрепляются, система-тизируются и совершенствуются знания и умения учащихся по органической химии.

   После изучения темы «Растворы» переходим к решению задач С4 . В теме «Окислительно-восстановительные реакции» знакомим учащихся с методом ионно-электронного баланса (метод полуреакций), а затем отрабатываем умение писать окислительно-восстановительные реакции заданий С1 и С2.

   Предлагаем на конкретных примерах посмотреть выполнение отдельных заданий части С .

   Задания части С1 проверяют умение составлять уравнения окисли-тельно-восстановительных реакций. Сложность состоит в том, что некото-рые реагенты или продукты реакции пропущены. Учащиеся, логически рас-суждая, должны их определить. Предлагаем два варианта выполнения таких заданий: первый - логические рассуждения и нахождение недостающих ве-ществ; второй - написание уравнения методом ионно-электронного баланса (метод полуреакций - см. приложение №3), а затем составление традицион-ного электронного баланса, т.к. это и требуется от экзаменующегося. В раз-ных случаях учащиеся сами определяют, каким способом предпочтительнее вос-пользоваться. Для обоих вариантов просто необходимо хорошо знать ос-нов-ные окислители и восстановители, а также их продукты. Для этого пред-лагаем учащимся таблицу«Окислители и восста-новители», знакомим с нею (приложение №3).

   Предлагаем выполнение задания с использованием первого способа.

   Задание. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции P + HNO 3 → NO 2 + … Определите окислитель и восстановитель.

   Азотная кислота - сильный окислитель, следовательно, простое вещество фосфор - восстановитель. Запишем электронный баланс:

   HNO 3 (N +5) - окислитель, Р - восстановитель.

   Задание. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции K 2 Cr 2 O 7 + … + H 2 SO 4 → I 2 + Cr 2 ( SO 4 ) 3 + … + H 2 O . Определите окислитель и восстановитель.

   K 2 Cr 2 O 7 -окислитель, т. к. хром в высшей степени окисления +6, H 2 SO 4 - среда, следовательно, пропущен восстановитель. Логично предположить, что это ион I - . Запишем электронный баланс:

   K 2 Cr 2 O 7 (Cr +6) - окислитель, KI (I -1) - восстановитель.

   Наиболее сложные задания С2. Они ориентированы на проверку усвое-ния знаний о химических свойствах неорганических веществ, взаимосвязи веществ различных классов, об условиях необратимого протекания обменных и окислительно-восстановительных реакций и наличия навыков составления уравнений реакций. Выполнение этого задания предусматривает анализ свойств неорганических веществ различных классов, установление генетиче-ской связи между заданными веществами и применение умений составлять уравнения химических реакций с соблюдением правила Бертолле и окисли-тельно-восстановительных реакций.

   1. внимательно проанализировать данные в задании вещества;
   2. используя схему генетической связи между классами веществ, оценить взаимодействие их друг с другом (найти кислотно-основные взаимодейст-вия, обменные, металл с кислотой (или щелочью), металл с неметаллом и др.);
   3. определить степени окисления элементов в веществах, оценить, какое веще-ство может быть только окислителем, только восстановителем, а ка-кое - и окислителем и восстановителем. Далее составить окислительно-вос-становительные реакции.

   Задание. Даны водные растворы: хлорида железа (III ), иодида натрия, бихромата натрия, серной кислоты и гидроксида цезия. Приведите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами.

   Среди предложенных веществ есть кислота и щелочь. Записываем первое уравнение реакции: 2 CsOH + H 2 SO 4 = Cs 2 SO 4 + 2H 2 O.

   Находим обменный процесс, идущий с выпадением осадка нераство-римого основания. FeCl 3 + 3CsOH = Fe(OH) 3 ↓ + 3CsCl.

   В теме «Хром» изучаются реакции превращения бихроматов в хроматы в щелочной среде.Na 2 Cr 2 O 7 + 2CsOH = Na 2 CrO 4 + Cs 2 CrO 4 + H 2 O.

   Проанализируем возможность протекания окислительно-восстанови-тельного процесса. FeCl 3 проявляет окислительные свойства, т.к. железо в высшей степени окисления +3, NaI - восстановитель за счет йода в низшей степени окисления -1.

   Используя методику написания окислительно-восстановительных реак-ций, рассмотренную при выполнении заданий части С1 , запишем:

   2FeCl 3 + 2NaI = 2NaCl + 2FeCl 2 + I 2

   Fe +3 + 1e - →Fe +2 2I -1 - 2 e - →I 2