Решение заданий по химии части С2 для подготовки к ЕГЭ

Государственное бюджетное общеобразовательное учреждение Самарской области средняя общеобразовательная школа с.Кротково

муниципального района Похвистневский Самарской области

Закономерности решений заданий ЕГЭ по химии части С2.

(Подготовка к ЕГЭ по химии часть С2)

учитель химии

Аникина Наталья Николаевна

С.Кротково

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.   Для 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:

2Mg + SiO₂ = 2MgO + Si (при недостатке магния)

2Mg + SiO₂ = 2MgO + Mg₂Si (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 +2H₃PO₄ = Mg(H₂PO₄)₂ + H₂.

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: 

2FeCl₃ + Cu = CuCl₂ + 2FeCl₂;

2FeCl₃ + Fe = 3FeCl₂. 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:  3Na + AlCl₃ = 3NaCl + 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(NO₃)₃ = 5Fe₂O₃+ Al₂O₃ + 3N₂

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: 8Al + 3Fe₃O₄ = 4Al₂O₃ + 9Fe реакция экзотермическая, энтальпийный фактор);2 Al + 3Rb₂O = 6Rb↑ + Al₂O₃ (рубидий летучий, энтальпийный фактор).

7. Неметалл + основный оксид.  Здесь возможно два варианта: 1) неметалл – восстановитель (водород, углерод): CuO + H₂ = Cu + H₂O; 2) неметалл – окислитель (кислород, озон, галогены): 4FeO + O₂ = 2Fe₂O₃.

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 + Cl₂ = KClO + KCl + H₂O (на холоде)

6KOH + 3Cl₂ = KClO₃ + 5KCl + 3H₂O (в горячем растворе)

6KOH + 3S = K₂SO₃ + 2K₂S + 3H₂O

2KOH + Si + H₂O = K₂SiO₃+ 2H₂

3KOH +  4P + 3H₂O = PH₃ + 3KPH₂O₂

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

1) неметалл – восстановитель (водород, углерод):

СО₂ + С = 2СО;

2NO₂ + 4H₂ = 4H₂O + N₂;

SiO₂ + C = CO₂ + Si. Если получившийся неметалл может реагировать с металлом, использованным в качестве восстановителя, то реакция пойдет дальше (при избытке углерода) SiO₂ + 2C = CO₂ + SiС

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

2СO + O₂ = 2СО₂.

СO + Cl₂ = СОCl₂.

2NO + O₂ = 2NО₂.

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: CO₂ + KOH = KHCO₃.

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): 2Mg(OH)₂ + CO₂ = (MgOH)₂CO₃ + H₂O.

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,  Na₂CO₃ + SiO₂ = Na₂SiO₃ + CO₂,  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:

Na₂SO₃ + SO₂ = Na₂S₂O₅

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: Na₂SO₃ + H₂O + SO₂ = 2NaHSO₃

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: BaSO₄ + H₂SO₄ = Ba(HSO₄)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:

2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ = Fe₂(CO₃)₃ + 6NaCl (1)

Подчеркнутая соль не существует из-за необратимого гидролиза:

Fe₂(CO₃)₃ + 6H₂O = 2Fe(OH)₃ + 3H₂CO₃

H₂CO₃ разлагается на воду и углекислый газ, вода в левой и правой части сокращается и получается: Fe₂(CO₃)₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃ + 3CO₂ (2)

Если теперь объединить (1) и (2) уравнения и сократить карбонат железа, мы получим суммарное уравнение, отражающее взаимодействие хлорида железа (III) и карбоната натрия: 2FeCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O = 2Fe(OH)₃ + 3CO₂ + 6NaCl

CuSO₄ + Na₂CO₃ = CuCO₃ + Na₂SO₄ (1)

Подчеркнутая соль не существует из-за необратимого гидролиза:

2CuCO₃+ H₂O = (CuOH)₂ CO₃+CO₂ (2)

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

2CuSO₄ + 2Na₂CO₃ + H₂O = (CuOH)₂ CO₃+ CO₂  + 2Na₂SO₄

2) Соль не существует за счёт внутримолекулярного  окисления-восстановления, таким солям относятся Fe₂S₃, FeI₃, CuI₂. Как только они получаются, тут же разлагаются: Fe₂S₃ = 2FeS+ S; 2FeI₃ = 2FeI₂ +I₂; 2CuI₂ = 2CuI + I₂

Например; FeCl₃ + 3KI = FeI₃ + 3KCl (1),

но вместо FeI₃ нужно записать продукты его разложения:  FeI₂ +I_2.  

Тогда получится: 2FeCl₃ + 6KI = 2FeI₂ +I₂ + 6KCl 

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

2FeCl₃ + 2KI = 2FeCl₂ +I₂ + 2KCl

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:

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O (спекание)

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄ ] (в растворе)

Простые вещества, соответствующие амфотерным оксидам и гидроксидам, реагируют с растворами щелочей с образованием комплексных солей и выделением водорода: 2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄ ] + 3Н₂

Использумые источники

1.     http://himege.ru/kak-reshat-s2-po-ximii/

2.     http://www.ctege.info/zadaniya-ege-po-himii-s-otvetami-i-resheniyami/zadanie-c2-po-himii-praktika-ege-reshenie-vseh-zadaniy-s2-otvetyi.html

3.     http://ege-study.ru/ege-ximiya/zadacha-s2-v-ege-po-ximii/

4.     http://nsportal.ru/shkola/materialy-metodicheskikh-obedinenii/library/2013/09/03/tipichnye-oshibki-pri-vypolnenii

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

6.     http://himya.ucoz.ru/index/khimicheskie_svojstva_neorganicheskikh_veshhestv/0-105

7.     Скачано с www.znanio.ru