Окислительно-восстановительные реакции. ОВР. Рекомендации выполнения заданий высокой сложности егэ по химии в задании 36 егэ по химии

• Название: Рекомендации выполнения заданий высокой сложности егэ по химии в задании 36 егэ по химии
• Анкор: Окислительно-восстановительные реакции
• Дата: 01.05.2021
• Размер: 50.41 Kb.
• Имя файла: ОВР.docx
• Тип: Документы; #200653

Рекомендации выполнения заданий высокой сложности ЕГЭ по химии.

.

В задании 36 ЕГЭ по химии предлагается, используя метод электронного баланса, составить уравнение окислительно-восстановительной реакции и определить окислитель
и восстановитель.

Задания 36 проверяет умение учащихся

• 
  составлять окислительно-восстановительные реакции;
  
• 
  записывать электронный баланс;
  
• 
  определять окислители и восстановители.
  

Типичные ошибки

Ошибки при выполнении заданий 36 чаще всего обусловлены неумением:

• 
  выбрать окислитель, и восстановитель среди соединений с переменной степенью окисления;
  
• 
  определить вещество, определяющее среду раствора окислительно-восстановительной реакции;
  
• 
  предсказать продукты восстановления типичных окислителей и продукты окисления восстановителей в различных средах, а также возможность участия молекул воды
  в этих процессах;
  
• 
  предсказать окислительные (восстановительные) свойства элементов с промежуточной степенью окисления в конкретных процессах;
  
• 
  невнимательностью - правильно написав уравнение, учащиеся забывают указать окислитель -восстановитель и теряют балл, либо введено буквенное обозначение «о» и «в», вследствие чего непонятно, что имелось ввиду: «окислитель» или «окисление», «восстановитель» или «восстановление».
  

Все задания 36 можно условно разделить на три типа:

• 
  пропущены формулы каких-либо веществ в правой части уравнения;
  
• 
  пропущены формулы каких-либо веществ в левой его части;
  
• 
  формулы веществ пропущены в обеих частях уравнения.
  

Приступая к выполнению данного задания, учащиеся, логически рассуждая, должны определить пропущенные вещества. Для этого необходимо знать основные окислители
и восстановители, а также продукты их восстановления или окисления. Кроме того, для того, чтобы дописать пропущенные вещества, следует учитывать, в какой среде протекает окислительно-восстановительная реакция.

Определение, среды (кислой, нейтральной или щелочной),

в которой протекает реакция.

Определить среду можно либо про продуктам восстановления окислителя (например, марганца и хрома), либо по типу соединений, которые получились в правой части реакции: например, если в продуктах мы видим кислоту, кислотный оксид - значит, это точно не щелочная среда, а если выпадает гидроксид металла — точно не кислая. Если в правой части мы видим сульфаты металлов, а в левой — ничего похожего на соединения серы - видимо, реакция проводится в присутствии серной кислоты.

При определении продуктов реакции следует учитывать следующее:

• 
  продукты реакции не должны взаимодействовать
  с исходными веществами и со средой, в которой проводится реакция:
  

- в кислой среде не может получиться оксид металла, основание, аммиак.

- в щелочной среде не получится кислота или кислотный оксид.

- в водном растворе, не выпадет в осадок натрий или другой щелочной или щелочноземельный металл.

• 
  продукты реакции не должны взаимодействовать между собой: в пробирке не может одновременно получиться CuSO₄ и КОН, Cl₂ и KI.
  

Пример1:

P + HNO_{3 конц.} → NO₂ + … + ….

- азотная кислота сильный окислитель – окисляет фосфор до степени окисления +5. Поскольку даже концентрированная кислота всегда содержит воду, оксид фосфора (кислотный оксид) не может существовать в присутствии воды, он энергично взаимодействует с водой, образуя H₃PO₄.

Пример 2:

K₂Cr₂O₇ + … + H₂SO₄ →S + K₂SO₄ + … + …

- дихромат калия окислитель. Восстановленная форма в кислой среде - Cr⁺³. Может ли получиться Cr(OH)₃ или Cr₂O₃ в кислой среде? Конечно, нет, получится соль – Cr₂(SO₄)₃.

Анализ ошибок заданий 36 показал, что в ряде случаев ошибки связаны с неправильным определением степеней окисления. Помимо основных положений по степеням окисления, указанным в Приложении 1 необходимо помнить следующее:

• 
  степени окисления неметаллов в их водородных соединениях отрицательны: например, фосфин РН₃ - степень окисления фосфора -3, NH₃ – степень окисления азота -3
  
• 
  в аммиаке и в ионе аммония азот всегда имеет степень окисления -3:
  

х +1

NH₃ х + 3∙(+1) = 0 х= -3

Молекула NH₄NO₃ состоит из катиона NH₄⁺ и аниона NO₃^- - кислотного остатка азотной кислоты. В кислотных остатках независимо от продукта степень окисления элементов остается такой же, как в соответствующей кислоте. В азотной кислоте HNO₃ степень окисления азота +5, поэтому в любой соли азотной кислоты азот будет иметь неизменную степень окисления. Тогда можно посчитать степень окисления азота в катионе NH₄⁺:

х +1 +5 -2

NH₄NO₃ 1∙ x + 4 ∙ (+1) + 1∙ (+5) + 3 ∙ (-2) = 0 x = - 3

• 
  кислородсодержащие соли и кислоты хлора (в них хлор может иметь степень окисления +1, +3, +5, +7) в реакциях с восстановителями обычно переходят в хлориды:
  

КClO₃ + P = P₂O₅ + KCl

• 
  если в реакции участвуют вещества, в которых один и тот же элемент имеет отрицательную и положительную степени окисления - они встречаются в нулевой степени окисления (выделяется простое вещество).
  

-2 + 4 0

H₂S + SO₂ = S + H₂O

• 
  двойные оксиды: Fe₃O₄, Pb₃O₄ - в них металлы имеют две разные степени окисления, обычно только одна из них участвует в переносе электронов.
  
• 
  выбор продуктов без учёта переноса электронов - то есть, например, в реакции есть только окислитель без восстановителя или наоборот.
  

Пример: в реакции MnO₂ + HCl → MnCl₂ + Cl₂ + H₂O свободный хлор часто теряется.

Алгоритм расстановки коэффициентов методом электронного баланса:

1. 
   Рассчитать степени окисления, определить недостающие исходные вещества и продукты в схеме реакции;
   
2. 
   Подчеркнуть элементы, меняющие степени окисления;
   
3. 
   Определить, какой элемент окисляется (т.е. восстановитель – его степень окисления повышается), а какой восстанавливается (т.е. окислитель – его степень окисления понижается);
   
4. 
   Записать схемы процессов окисления и восстановления и составить электронный баланс;
   
5. 
   Учесть, что общее число электронов, теряемое восстановителем, должно быть равно общему числу электронов, которое принимает окислитель. Для уравнивания числа отданных и принятых электронов ввести дополнительные множители, которые и будут коэффициентами перед окислителем и восстановителем;
   
6. 
   Подвести баланс элементов в левой и правой частях уравнения, при этом в первую очередь уравнять металлы, далее - неметаллы, в предпоследнюю очередь - водород и последним - кислород;
   
7. 
   Проверить уравнение реакции.
   

Полезные советы:

Обязательно соблюдайте порядок расстановки коэффициентов!

Сначала проставьте коэффициенты, полученные из электронного баланса.

Помните, что удваивать или сокращать их можно только вместе.

Если какое-либо вещество выступает и в роли среды, и в роли окислителя (восстановителя) – его надо будет уравнивать позднее, когда почти все коэффициенты расставлены.

Предпоследним уравнивается водород, а по кислороду мы только проверяем!

Не забывайте умножать, а не складывать индексы и коэффициенты.

Число атомов кислорода в левой и правой части должны быть равны.
Пример 1:

-3 +1 +1 +7 -2

PH₃ + … + … → K₂MnO₄ + …+ …

Фосфор находится в минимальной степени окисления, т.е. он является восстановителем. Поскольку в продуктах реакции соединение марганца, логично предположить, что окислителем является KMnO₄ – сильный окислитель, окисляющий фосфор до максимальной степени окисления +5. Наличие в продуктах реакции манганата калия указывает на то, что реакция протекает в щелочной среде, скорее всего это гидроксид калия. Если среда щелочная, то фосфор +5 будет существовать в виде соли – K₃PO₄:

-3 +7 +6 +5

PH₃ + KMnO₄ + KOH → K₂MnO₄ + K₃PO₄+ H₂O

Р-3 – 8e → P+5	8 1	окисление
восстановитель	НОК= 8
Mn+7 + 1e → Mn+6	1 8	восстановление

окислитель

Подставляем дополнительные множители перед окислителем (8)
и перед восстановителем (1)

PH₃ + 8KMnO₄ + KOH → 8K₂MnO₄ + K₃PO₄+ 7H₂O

Подсчитываем число атомов металла (К): в правой части 19 атомов К, в левой части - 8. Перед КОН ставим коэффициент 11:

PH₃ + 8KMnO₄ + 11KOH → 8K₂MnO₄ + K₃PO₄+ H₂O

Подсчитываем число атомов водорода – в левой части 14 атомов, следовательно, в правой части коэффициент перед водой 7:

PH₃ + 8KMnO₄ + 11KOH → 8K₂MnO₄ + K₃PO₄+ 7H₂O

Подводим баланс по кислороду: слева и справа по 43 атома. Число всех атомов слева, и справа равно.
Пример 2:

PH₃ + …+ … → MnSO₄ +…. +…+ …

Аналогично предыдущему примеру приходим к выводу, что фосфор в РН₃ восстановитель, а окислитель перманганат калия.

Ни в окислителе, ни в восстановителе нет серы. Логично сделать вывод, что реакция идет в кислой среде – в среде серной кислоты. Если среда кислая, то фосфин переходит в фосфорную кислоту:

-3 +1 +1 +7 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +1 +5 -2 +1 +6 -2 +1 -2

PH₃ + KMnO₄ + H₂SO₄→ MnSO₄ + H₃PO₄ + K₂SO₄ + H₂O

Р-3 – 8e → P+5	8 5 окисление
восстановитель	НОК= 40
Mn+7 +5e → Mn+2	5 8 восстановление

окислитель

5PH₃ + 8KMnO₄ + 12H₂SO₄ → 8MnSO₄ + 5H₃PO₄ + 4K₂SO₄ + 12H₂O

Алгоритм составления ОВР электронно-ионным методом (методом полуреакций МПР).

1. 
   Записать реакцию в ионном виде, учитывая, что в виде ионов нельзя записывать простые вещества, труднорастворимые соединения, газы, слабые электролиты.
   
2. 
   Подчеркнуть ионы, имеющие в своем составе атомы, которые изменяют степень окисления. Определить окислитель и восстановитель
   
3. 
   Записать в ионном виде схему процесса, которая включает только восстановитель и продукт его окисления и окислитель, и продукт его восстановления.
   
4. 
   Составить ионное уравнение процесса окисления (первая полуреакция) и ионно-электронное уравнение процесса восстановления (вторая полуреакция). Для этого уравнять число атомов в левой и правой части полуреакций. При необходимости учесть среду реакции и составить баланс кислорода, добавляя Н⁺ или Н₂О – в кислой среде, ОН^- или Н₂О – в щелочной среде. «Избыток» атомов кислорода в левой части уравнения связывается либо в воду (кислая среда), либо
   в гидроксогруппы (нейтральная или щелочная).
   

Баланс кислорода.

Среда реакции	Избыток атомов кислорода (n)	Недостаток атомов кислорода (n)
Кислая	…+ 2nH+→ nH2O + …	… + nH2О→2nH++ …
Нейтральная	…+nH2O→2nOH- +…	… + nH2О →2nH++…
щелочная	…+nH2O→2nOH- + …	…+2nOH-→nH2O+ …

5. 
   Составить баланс электронов, учитывая, что число отданных электронов должно быть равно числу принятых, подобрать коэффициенты.
   
6. 
   Суммировать левые и правые части полуреакций, предварительно умножив соответствующие частицы на подобранные коэффициенты (электроны сокращаются). Сократить подобные члены, если таковые имеются.
   
7. 
   Записать уравнение в молекулярном виде с коэффициентами.
   

Пример:

… + KMnO₄ + … = S + MnSO₄ + … + …

Перманганат калия окислитель и т.к. продукт его восстановления ион Mn²⁺, то реакция протекает в кислой среде (H₂SO₄). Восстановитель – соединение в состав которого входят атомы серы. Это может быть H₂S или соль сероводородной кислоты. Можно рассмотреть оба варианта и показать, что оба подходят для этого задания. В случае соли:

K₂S + KMnO₄ + H₂SO₄ = S + MnSO₄ + K₂SO₄ + H₂O

2K⁺ + S^2- + K⁺ + MnO₄^- +2H⁺ + SO₄^2- = S↓ + Mn²⁺ + SO₄^2- + 2K⁺ + SO₄^2- + H₂O

MnO4- + 8 H+ +5e → Mn2+ + 4 H2O окислитель	5 2 восстановление 10
S2- - 2e → S0	2 5 окисление
восстановитель

2MnO₄^- + 16 H⁺+ 5S^2- → 2 Mn²⁺+5 S⁰+ 8H₂O

5K₂S + 2 KMnO₄+ 8H₂SO₄=5S+2 MnSO₄+6K₂SO₄ + 8 H₂O

В ОВР с участием органических соединений коэффициенты удобнее подобрать именно методом электронно-ионного баланса (методом полуреакций), т.к. в некоторых случаях заряды могут быть дробными числами. Для облегчения процесса расстановки коэффициентов в полуреакциях вместо структурных формул можно брать молекулярные формулы.

Метод электронно-ионного баланса (МПР)

1. 
   C₆H₁₂O₆ + KMnO₄ + … _.→ CO₂ + … + K₂SO₄ + …
   

MnO₄^- +8H⁺+5e→Mn²⁺+4H₂O 5 24 MnO₄^- - окислитель

C₆H₁₂O₆+6H₂O-24e→6CO₂+24H⁺ 24 5 C₆H₁₂O₆–восстановитель

24MnO₄^- +192H⁺ +5C₆H₁₂O₆ +30H₂O → 24Mn²⁺+96H₂O+30CO₂ + 120 H⁺

72H⁺ 66H₂O

24K⁺ 36SO₄^2- 24SO₄^2- 12K₂SO₄

5C₆H₁₂O₆ +24KMnO₄ + 36H₂SO_4.→30CO₂ + 24MnSO₄ + 12K₂SO₄ + 66H₂O

2. H₂ C₂O₄ + KMnO₄ + … _.→ CO₂ + MnSO₄ + … + …

MnO₄^- +8 H⁺ + 5e → Mn²⁺+ 4H₂O 5 2 MnO₄^- - окислитель

H₂ C₂O₄ + 2e →2CO₂ + 2H⁺ 2 5 H₂C₂O₄ - восстановитель

2MnO₄^- +16H⁺ + 5H₂ C₂O₄→ 2Mn²⁺ + 8H₂O + 10CO₂ + 10H⁺

6H⁺

2K⁺ 3SO₄^2- 2SO₄^2- K₂SO₄

5H₂ C₂O₄ + 2KMnO₄ + 3H₂SO_4.→ 10CO₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

3. CH₃OH + K₂Cr₂O₇ +… →HCOOH + Cr₂(SO₄)₃ +… + …

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e →2Cr³⁺ + 7H₂O 6 2 Cr₂O₇^2- - окислитель

СH₃OH + H₂O + 4e → HCOOH + 4H⁺ 4 3 СH₃OH - восстановитель

2Cr₂O₇^2- +28H⁺ +3СH₃ OH + 3H₂O →4Cr³⁺ +14H₂O+3HCOOH +12H⁺

16H⁺ 11H₂O

4K⁺ 8SO₄^2- 6SO₄^2- 2K₂SO₄

3CH₃OH + 2K₂Cr₂O₇ + 8H₂SO₄→3HCOOH + 2Cr₂(SO₄)₃ +2K₂SO₄ +11H₂O

4. HCOH + KMnO₄ + … _.→ HCOOH + … + K₂SO₄ + …

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e → Mn²⁺ + 4H₂O 5 2 MnO₄^- - окислитель

HCOH+H₂O + 2e→ HCOOH + 2H⁺ 2 5 HCOH - восстановитель

2MnO₄^- +16H⁺ + 5HCOH + 5H₂O→2Mn²⁺+ 8H₂O + 5HCOOH +10H⁺

6H⁺ 3H₂O

2K⁺ 3SO₄^2- 2SO₄^2- K₂SO₄

5HCOH + 2KMnO₄ + 3H₂SO_4.→ 5HCOOH + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

5. C₆H₅CH=CH₂+KMnO₄+…→C₆H₅COOH+CO₂+…+K₂SO₄+…

MnO₄^- +8H⁺+5e→Mn²⁺+4H₂O 5 2 MnO₄^- - окислитель

C₈H₈ +4H₂O-10e →CO₂ +C₇H₆O₂+10H⁺ 10 1 C₈H₈ - восстановитель

2MnO₄^- +16H⁺+C₈H₈+4H₂O→2Mn²⁺+8H₂O+CO₂+C₇H₆O₂+ 10H⁺

6H⁺ 4H₂O

2K⁺ 3SO₄^2- 2SO₄^2- K₂SO₄

C₆H₅CH=CH₂ + 2KMnO₄ +3H₂SO_4.→C₆H₅COOH +CO₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 4H₂O

6. H₂ C₂O₄ + K₂Cr₂O₇ + … _.→ CO₂ + … + K₂SO₄ + …

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e →2Cr³⁺+7H₂ 6 1 Cr₂O₇^2- – окислитель

H₂ C₂O₄ – 2e → 2CO₂ + 2H⁺ 2 3 H₂ C₂O₄ – восстановитель

Cr₂O₇^2- +14H⁺ +3H₂ C₂O₄→2Cr³⁺+7H₂O+6CO₂ +6H⁺

8H⁺

2K⁺ 4SO₄^2- 3SO₄^2- K₂SO₄

3H₂ C₂O₄ + K₂Cr₂O₇ + 4H₂SO₄→6 CO₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 7H₂O

7. CH₃-C≡C-C₂H₅ + KMnO₄ +…→ CH₃-COOH + C₂H₅COOH +… + K₂SO₄ + …

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e → Mn²⁺+ 4H₂O 5 6 MnO₄^- - окислитель

C₅H₈ + 4H₂O-6e→C₂H₄O₂+C₃H₆O₂+6H⁺ 6 5 C₅H₈- восстановитель

6MnO₄^-+48H⁺+5C₅H₈+20H₂O→6Mn²⁺+24H₂O+5C₂H₄O₂+5C₃H₆O₂ + 30 H⁺

18H⁺ 4H₂O

6K⁺ 9SO₄^2- 6SO₄^2- 3K₂SO₄

5CH₃-C≡C-C₂H₅+6KMnO₄+9H₂SO₄→5CH₃-COOH + 5C₂H₅COOH + 6MnSO₄+3K₂SO₄ + 4H₂O
8. CH₃-C≡C-CH₃ + K₂Cr₂O₇ +…→ CH₃-COOH + …+ K₂SO₄ + …

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e → 2Cr³⁺ +7 H₂O 6 1 Cr₂O₇^2- – окислитель

C₄H₆ + 4H₂O - 6e → 2C₂H₄O₂ + 6H⁺ 6 1 C₄H₆ - восстановитель

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + C₄H₆ + 4H₂O→2Cr³⁺ + 7H₂O+ 2C₂H₄O₂ + 6H⁺

8H⁺ 3H₂O

2K⁺ 4SO₄^2- 3SO₄^2- K₂SO₄

CH₃-C≡C-CH₃ + K₂Cr₂O₇ +4H₂SO₄→2CH₃-COOH + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄+ 3H₂O

Как вариант окислительно-восстановительных реакций следует рассматривать процессы коррозии:

Пример1. Укажите продукты коррозии железа, покрытого медью, при нарушении целостности покрытия в растворе соляной кислоты. Приведите электронные и молекулярные уравнения протекающих процессов? Определите окислитель и восстановитель.

Окисляется (разрушается) более активный металл – железо; освобождающиеся электроны перемещаются к меди, на поверхности которой происходит процесс восстановления окислителя:

Fe⁰ - 2e → Fe ⁺² 2 1 Fe⁰–восстановитель

2H⁺+ 2e → H⁰₂ 2 1 H⁺- окислитель

Fe ⁰ + 2H⁺→ Fe ⁺² + H⁰₂

Fe ⁰ + 2HCl → FeCl₂ + H₂

Пример2. Какие вещества образуются при повреждении листов оцинкованного железа во влажном атмосферном воздухе? Приведите электронные и молекулярные уравнения протекающих процессов? Определите окислитель и восстановитель.

Окисляется (разрушается) более активный металл – цинк; освобождающиеся электроны перемещаются к железу, на поверхности которого происходит процесс восстановления окислителя:

Zn⁰ - 2e → Zn⁺² 2 2 Zn⁰–восстановитель

O₂⁰ + 2H₂O +4e → 4OH^- 4 1 O₂⁰- окислитель

2Zn⁰ + O₂⁰ + 2H₂O →2Zn⁺² + 4OH^-

2Zn⁰ + O₂⁰ + 2H₂O = 2Zn(OH)₂
Пример3. Какие вещества образуются при коррозии луженного оловом железа при повреждении покрытия в морской воде? Приведите электронные и молекулярные уравнения протекающих процессов? Определите окислитель и восстановитель.

Окисляется (разрушается) более активный металл – железо; освобождающиеся электроны перемещаются к олову, на поверхности которого происходит процесс восстановления окислителя:

Fe⁰- 2e → Fe ⁺² 2 2 Fe⁰–восстановитель

O₂⁰ + 2H₂O + 4e → 4OH^- 4 1 O₂⁰- окислитель

2Fe ⁰ + O₂⁰ + 2H₂O → 2Fe ⁺² + 4OH^-

2Fe ⁰ + O₂⁰ + 2H₂O=2Fe(OH)₂