- это процессы, в результате которых из одних веществ образуются другие, отличающиеся от них по составу или строению.

Классификация химических реакций

I. По числу и составу реагирующих веществ

1. Реакции, идущие без изменения состава веществ

а) Получение аллотропных модификаций одного химического элемента:

С (графит) ↔ С (алмаз)

S (ромбическая) ↔ S (моноклинная)

Р (белый) ↔ Р (красный)

Sn (белое) ↔ Sn (серое)

3О 2 (кислород) ↔ 2О 3 (озон)

б) Изомеризация алканов:

СН 3 -СН 2 -СН 2 -СН 2 -СН 3 FeCl 3 , t → СН 3 -СН(СН 3)-СН 2 -СН 3

пентан → 2-метилбутан

в) Изомеризация алкенов:

СН 3 -СН 2 -СН=СН 2 500°С, SiO 2 → СН 3 -СН=СН-СН 3

бутен-1 → бутен-2

СН 3 -СН 2 -СН=СН 2 250°С, Al 2 O 3 → СН 3 -С(CH 3)=СН 2

бутен-1 → 2-метилпропен

г) Изомеризация алкинов (реакция А.Е.Фаворского):

СН 3 -СН 2 -С≡СН ← КОН спирт. → СН 3 -С≡С-СН 3

бутин-1 ↔ бутин-2

д) Изомеризация галогеналканов (реакция А.Е.Фаворского 1907г.):

СН 3 -СН2 -СН 2 Br ← 250°С → СН 3 -СHBr-СН 3

1-бромпропан ↔ 2-бромпропан

2. Реакции, идущие с изменением состава веществ

а) Реакции соединения - это такие реакции, при которых из двух или более веществ образуется одно сложное вещество.

Получение оксида серы (IV):

S + O 2 = SO 2

Получение оксида серы (VI):

2SO 2 + O 2 t, p, кат. → 2SO 3

Получение серной кислоты:

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Получение азотной кислоты:

4NO 2 + O 2 + 2H 2 O ↔ 4HNO 3

В органической химии такие реакции называют реакциями присоединения

Реакция гидрирования - присоединения водорода:

CH 2 =CH 2 + H 2 t, кат. Ni → CH 3-CH 3

этен → этан

Реакция галогенирования - присоединения галогенов:

CH 2 =CH 2 + Cl 2 → CH 2 Cl-CH 2 Cl

этен → 1-2-дихлорэтан

Реакция гидрогалогенирования - присоединения галогеноводородов:

этен → хлорэтан

Реакция гидратации - присоединения воды:

CH 2 =CH 2 + H 2 O → CH 3 -CH 2 OH

этен → этанол

Реакция полимеризации:

nCH 2 =CH 2 t, p, кат. → [-CH 2 -CH 2 -] n

этен (этилен) → полиэтилен

б) Реакции разложения - это такие реакции, при которых из одного сложного вещества образуется несколько новых веществ.

Разложение оксида ртути(II):

2HgO t → 2Hg + O 2

Разложение нитрата калия:

2KNO 3 t → 2KNO 2 + O 2

Разложение гидроксида железа (III):

2Fe(OH) 3 t → Fe 2 O 3 + H 2 O

Разложение перманганата калия:

2KMnO 4 t → K 2 MnO 4 + MnO 2 + O 2

В органической химии:

Реакция дегидрирования - отщепления водорода:

CH 3 -CH 3 t, кат. Cr 2 O 3 → CH 2 =CH 2 + H 2

этан → этен

Реакция дегидратации - отщепления воды:

CH 3 -CH 2 OH t, H 2 SO 4 → CH 2 =CH 2 + H 2 O

этанол → этен

в) Реакции замещения - это такие реакции, в результате которых атомы простого вещества замещают атомы какого-нибудь элемента в сложном веществе.

Взаимодействие щелочных или щелочноземельных металлов с водой:

2Na + 2H 2 O = 2NaOH + H 2

Взаимодействие металлов с кислотами (кроме конц. серной кислоты и азотной кислоты любой концентрации) в растворе:

Zn + 2HCl = ZnCl 2 + H 2

Взаимодействие металлов с солями менее активных металлов в растворе:

Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu

Восстановление металлов из их оксидов (более активными металлами, углеродом, водородом:

2Al + Cr 2 O 3 t → Al 2 O 3 + 2Cr

3C + 2WO 3 t → 3CO 2 + 2W

H 2 + CuO t → H 2 O + Cu

В органической химии:

В результате реакции замещения образуются два сложных вещества:

CH 4 + Cl 2 свет → CH 3 Cl + HCl

метан → хлорметан

C 6 H 6 + Br 2 FeBr 3 → C 6 H 5 Br + HBr

бензол → бромбензол

С точки зрения механизма протекания реакции в органической химии к реакциям замещения относятся и реакции между двумя сложными веществами:

C 6 H 6 + HNO 3 t, H 2 SO 4 (конц.) → C 6 H 5 NO 2 + H 2 O

бензол → нитробензол

г) Реакции обмена - это такие реакции, при которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями.

Эти реакции протекают в растворах электролитов по правилу Бертолле, то есть, если

- выпадает осадок (смотри таблицу растворимости: М - малорастворимое соединение, H - нерастворимое соединение)

CuSO 4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 ↓ + Na 2 SO 4

- выделяется газ: H 2 S - сероводород;

СО 2 - углекислый газ при образовании нестойкой угольной кислоты H 2 CO 3 = H 2 O + CO 2 ;

SО 2 - сернистый газ при образовании нестойкой сернистой кислоты H 2 SO 3 = H 2 O + SO 2 ;

NH 3 - аммиак при образовании нестойкого гидроксида аммония NH 4 OH = NH 3 + H 2 O

H 2 SO 4 + Na 2 S = H 2 S + Na 2 SO 4

Na 2 CO 3 + 2HCl = 2NaCl + H 2 O + CO 2

K 2 SO 3 + 2HNO 3 = 2KNO 3 + H 2 O + SO 2

Ca(OH) 2 + 2NH 4 Cl = CaCl 2 + 2NH 3 + H 2 O

- образуется малодиссоциирующее вещество (чаще вода, может быть уксусная кислота)

Cu(OH) 2 + 2HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2H 2 O

Реакцию обмена межлу кислотой и щелочью, в результате которой образуется соль и вода называют реакцией нейтрализации:

H2 SO 4 + 2NaOH = Na 2 SO 4 + H 2 O

II. По изменению степеней окисления химических элементов, образующих вещества

1. Реакции, идущие без изменения степеней окисления химических элементов

а) Реакции соединения и разложения, если нет простых веществ:

Li 2 O + H 2 O = 2LiOH

2Fe(OH) 3 t → Fe 2 O 3 + 3H 2 O

б) В органической химии:

Реакции этерефикации:

2. Реакции, идущие с изменением степени окисления химических элементов

а) Реакции замещения, а также соединения и разложения, если есть простые вещества:

Mg 0 +H 2 +1 SO 4 = Mg +2 SO 4 + H 2 0

2Ca 0 + O 2 0 = 2Ca +2 O -2

C -4 H 4 +1 t → C 0 + 2H 2 0

б) В органической химии:

Например, реакция восстановления альдегидов:

CH 3 C +1 H=O + H 2 0 t, Ni → CH 3 C -1 H 2 +1 OH

III. По тепловому эффекту

1. Экзотермические - реакции, идущие с выделением энергии -

Почти все реакции соединения:

С + О 2 = СО 2 + Q

Исключение:

Синтез оксида азота (II):

N 2 + O 2 = 2NO - Q

Газообразный водород с твердым иодом:

H 2 (г) + I 2 (тв) = 2HI - Q

2. Эндотермические - реакции, идущие с поглощением энергии -

Почти все реакции разложения:

СaCО 3 t → CaO + СО 2 - Q

IV. По агрегатному состоянию реагирующих веществ

1. Гетерогенные реакции - идущие между веществами в разных агрегатных состояниях (фазах)

CaC 2 (тв) + 2H 2 O(ж) = C 2 H 2 + Ca(OH) 2 (р-р)

2. Гомогенные реакции, идущие между веществами в одинаковом агрегатном состоянии

H 2 (г) + F 2 (г) = 2HF(г)

V. По участию катализатора

1. Некаталитические реакции - идущие без участия катализатора

C 2 H 4 + 3O 2 = 2CO 2 + 2H 2 O

2. Каталитические реакции, идущие с участием катализатора

2H 2 O 2 MnO 2 → 2H 2 O + O 2

VI. По направлению

1. Необратимые реакции - протекают в данных условиях в одном направлении до конца

Все реакции горения и обратимые реакции, идущие с образованием осадка, газа или малодиссоциирующего вещества

4P + 5O 2 = 2P 2 O 5

2. Обратимые реакции - протекают в данных условиях в двух противоположных направлениях

Таких реакций подавляющее большинство.

В органической химии признак обратимости отражают названия: гидрирование - дегидрирование, гидратация - дегидратация, полимеризация - деполимеризация, а также этерификация - гидролиз и другие.

HCOOH + CH 3 OH ↔ HCOOCH 3 + H 2 O

VII. По механизму протекания

1. Радикальные реакции (свободнорадикальный механизм) - идут между образующимися в ходе реакции радикалами и молекулами.

Взаимодействие предельных углеводородов с галогенами:

CH 4 + Cl 2 свет → CH 3 Cl + HCl

2. Ионные реакции - идут между имеющимися или образующимися в ходе реакции ионами

Типичные ионные реакции - это реакции в растворах электролитов, а также взаимодействие непредельных углеводородов с водой и галогеноводородами:

CH 2 =CH 2 + HCl → CH 2 Cl-CH 3

ТРУДНЫЕ ЗАДАНИЯ ЕГЭ ПО ХИМИИ

Как показали результаты репетиционного экзамена по химии, наиболее трудными оказались задания, направленные на проверку знаний химических свойств веществ.

К числу таких заданий можно отнести задание

С3 – «Цепочка органических веществ»,

С2 – «Реакции между неорганическими веществами и их растворами».

При решении задания С3 «Цепочка органических веществ» учащийся должен написать пять уравнений химических реакций, среди которых одно является окислительно-восстановительным.

Рассмотрим составление одного из таких окислительно-восстановительных уравнений:

СН 3 СНО X 1

Чтобы составить уравнение окислительно-восстановительной реакции с участием органических веществ, нужно научиться определять степень окисления в органическом веществе по его структурной формуле. Для этого нужно иметь знания о химической связи, знать, что такое электроотрицательность.

Структурная формула помогает оценить смещение электронов по каждой из связей. Так атом углерода метильной группы (–СН 3) сместит электрон по каждой из связей к себе. Таким образом, степень окисления углерода метильной группы будет равна (-3). Атом углерода карбонильной группы (СО) отдаст 2 электрона атому кислорода, но частично компенсирует недостачу, приняв 1 электрон от атома водорода. Следовательно, его степень окисления будет равна +1:

В продукте реакции степень окисления углерода метильной группы не изменится. Карбонильная группа атомов превратится в карбоксильную с замещенным водородом на натрий, вследствие щелочной среды (-СООNa). Атом углерода карбоксильной группы сместит два электрона в сторону карбонильного кислорода и один электрон в сторону кислорода замещенной гидроксильной группы. Таким образом, степень окисления атома углеродакарбоксильной группы будет равна (+3)

Следовательно, одна молекула этаналя отдает 2 электрона:

С +1 -2е=С +3

Рассмотрим теперь процессы, происходящие с перманганатом натрия. Обращает внимание, что в схеме дан перманганат натрия, а не калия. Свойства перманганата натрия должны быть аналогичны свойствам перманганта калия, который в зависимости от кислотности среды способен давать различные продукты:

Так как в нашем случае перманганат натрия используется в щелочной среде, то продуктом реакции будет манганат ион – MnO 4 2- .

Определим степень окисления иона марганца в перманганате калия NaMnO 4 пользуясь правилом равенства числа положительных и отрицательных зарядов в нейтральной структурной единице вещества. Четыре кислорода каждый по (-2) дадут восемь отрицательных зарядов, так как степень окисления у калия +1, то у марганца будет +7:

Na +1 Mn +7 O 4 -2

Записав формулу манганата натрия Na 2 MnO 4 , определим степень окисления марганца:

Na 2 +1 Mn +6 O 4 -2

Таким образом, марганец принял один электрон:

Полученные уравнения позволяют определить множители перед формулами в уравнении химической реакции, которые называют коэффициентами:

С +1 -2е=С +3 ·1

Mn +7 +1e=Mn +6 2

Уравнение реакции приобретет следующий вид:

2NaMnO 4 +CH 3 CHO+3NaOH=CH 3 COONa+2Na 2 MnO 4 +2H 2 O

Задание С2 требует от участника ЕГЭ знание свойств разнообразных свойств неорганических веществ, связанных с протеканием как окислительно-восстановительных реакций между веществами, находящимися как в одном, так и в различных агрегатных состояниях, так и обменных реакций протекающих в растворах. Такими свойствами могут быть некоторые индивидуальный свойства простых веществ и их соединений, например, реакция лития или магния с азотом:

2Li+3N 2 =2Li 3 N

2Mg+N 2 =Mg 2 N 2

горение магния в углекислом газе:

2Mg+CO 2 =2MgO+C

Особую трудность у учащихся вызывают сложные случаи взаимодействия растворов веществ солей подвергающихся гидролизу. Так для взаимодействия раствора сульфата магния с карбонатом натрия можно записать целых три уравнения возможных процессов:

MgSO 4 +Na 2 CO 3 =MgCO 3 +Na 2 SO 4

2MgSO 4 +2Na 2 CO 3 +H 2 O=(MgOH) 2 CO 3 +2Na 2 SO 4 +CO 2

2MgSO 4 +2Na 2 CO 3 +2H 2 O=2Mg(OH) 2 +2Na 2 SO 4 +2CO 2

Традиционно трудны для написания уравнения с участием комплексных соединений. Так растворы амфотерных гидроксидов в избытке щелочи обладают всеми свойствами щелочей. Они способны вступать в реакции с кислотами и кислотными оксидами:

Na+HCl=NaCl+Al(OH) 3 +H 2 O

Na+2HCl=NaCl+Al(OH) 2 Cl+2H 2 O

Na+3HCl=NaCl+Al(OH)Cl 2 +3H 2 O

Na+4HCl=NaCl+AlCl 3 +4H 2 O

Na+CO 2 =NaHCO 3 +Al(OH) 3 

2Na+CO 2 =Na 2 CO 3 +2Al(OH) 3 +H 2 O

Растворы солей, имеющие кислую реакцию среды, вследствие гидролиза, способны растворять активные металлы, например, магний или цинк:

Mg+MgCl 2 +2H 2 O=2MgOHCl+H 2 ­

На экзамене желательно помнить об окислительных свойствах солей трехвалентного железа:

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

Могут пригодиться знания об аммиачных комплексах:

CuSO 4 +4NH 3 =SO 4

AgCl+2NH 3 =Cl

Традиционно вызывают затруднения, связанные с проявлением основных свойств раствором аммиака. В результате чего могут протекать обменные реакции в водных растворах:

MgCl 2 +2NH 3 +2H 2 O=Mg(OH) 2 +2NH 4 Cl

В заключение приведем серию уравнений химических реакций, которые нужно знать участникам ЕГЭ по химии:

ОБЩАЯ ХИМИЯ

Кислоты. Основания. Соли. Оксиды.

Кислотные оксиды (кроме SiO 2) реагируют с водой, как амфотерным оксидом с образованием кислот:

P 2 O 5 + 3H 2 O = 2H 3 PO 4

SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

Для получения азотной кислоты азот оксид азота (IV) должен быть доокислен, например кислородом воздуха:

4NO 2 + O 2 + 2H 2 О = 4HNO 3

Лабораторный способ получения хлороводорода : к твердому хлориду натрия приливают концентрированную серную кислоту:

NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HCl­

Для получения бромоводорода из бромида натрия, концентрированная серная кислота не подойдет, так как выделяющийся бромоводород будет загрязнен парами брома. Можно использовать концентрированную фосфорную кислоту:

NaBr+ H 3 PO 4 = NaH 2 PO 4 + HBr­

Кислоты реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:

Fe + 2 HCl = FeCl 2 + H 2 ­

И их оксидами:

Fe 2 O 3 + 6HCl = 2FeCl 3 + 3H 2 O

Обратите внимание на валентность переходных элементов в солях.

Щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой:

K + H 2 O = KOH + ½ H 2 ­

В условиях избытка кислоты могут образовываться и кислые соли:

2Н 3 РО 4 + 2Na = 2NaH 2 PO 4 + Н 2 ­

Органические кислоты также проявляют кислотные свойства:

2СН 3 СООН + 2Na = 2CH 3 COONa + Н 2 ­

СНзСООН + NaOH = CH 3 COONa + Н 2 О

Комплексные гидроксиды реагируют с кислотами с образованием солей и воды:

Na + HCl = AlCl 3 + 4H 2 O + NaCl

LiOH + HNO 3 = LiNO 3 + H 2 O

Многоосновные кислоты в реакции с гидроксидами могут образовывать кислые соли:

Н 3 РО 4 + КОН = КН 2 РО 4 + Н 2 О

Продуктом реакции аммиака с фосфорной кислотой может также быть кислая соль:

NH 3 + H 3 PO 4 = NH 4 H 2 PO 4

Обратим внимание на свойства оснований, их взаимодействие с кислотами:

2Н 3 РО 4 + ЗСа(ОН) 2 = Са 3 (РО 4) 2 ¯ + 6Н 2 О

с кислотными оксидами:

Ca(OH) 2 + CO 2 = CaCO 3  + H 2 O

2Ca(OH) 2 + CO 2 =(СaOH) 2 CO 3 +H 2 O

Реакция гидроксидов с кислотными оксидами может приводить и к кислым солям:

KOH + CO 2 = KHCO 3

Основные оксиды реагируют с амфотерными оксидами:

CaO + H 2 O = Ca(OH) 2

Средние соли в воде реагируют с кислотными оксидами с образованием кислых солей:

CaCO 3 + CO 2 + H 2 O = Ca(HCO 3) 2

Более сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:

CH 3 COONH 4 + HCl = CH 3 COOH + NH 4 Cl

K 2 CO 3 + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + H 2 O + CO 2 ­

Кислоты в присутствии серной кислоты реагируют со спиртами с образованием сложных эфиров:

CH 3 COOH + C 2 H 5 OH = CH 3 COOC 2 H 5 + H 2 O

Более сильное основание вытесняет более слабое из его солей:

AlCl 3 + 3NaOH = Al(OH) 3 + 3NaCl

MgCl 2 + KOH = MgOHCl + KCl

NH 4 С1 + NaOH = NaCl + NH 3 + H 2 O

Чтобы получить из основной соли получить среднюю соль нужно подействовать кислотой:

MgOHCl + HCl = MgCl 2 + H 2 O

Гидроксиды металлов (кроме щелочных металлов) разлагаются при нагревании в твердом виде до оксидов:

2Al(OH) 3 = Al 2 O 3 + 3H 2 O

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

Гидрокарбонаты при нагревании разлагаются до карбонатов:

2KHCO 3 = K 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 ­

Нитраты обычно разлагаются до оксидов (обратите внимание на повышение степени окисления переходного элемента находящегося в промежуточной степени окисления):

2Fe(NO 3) 2 = Fe 2 O 3 + 4NO 2 ­ + 0,5O 2 ­

2Fe(NO 3) 3  Fe 2 O 3 + 6NO 2 ­ + 1,5 O 2 ­

2Cu(NO 3) 2 = 2CuO + 4NO 2 ­ + О 2 ­

Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов:

NaNO 3 = NaNO 2 + ½ O 2 ­

Карбонаты металлов (кроме щелочных) разлагаются до оксидов:

CaCO 3 = CaO + CO 2 ­

При составлении уравнений реакций ионного обмена пользуйтесь таблицей растворимости:

K 2 SO 4 + BaCl 2 = BaSO 4  + 2KCl

C1 + AgNО 3 = NO 3 + AgCl

Электролиз

Электролиз расплавов солей:

2KCl = 2K + Cl 2 ­

Электролиз растворов солей металлов, стоящих в ряду напряжения после водорода:

2HgSO 4 + 2H 2 O = 2Hg + О 2 ­ + 2H 2 SO 4

1) на катоде: Hg 2+ + 2e = Hg°

2) на аноде: 2Н 2 О – 4е = О 2 + 4Н +

Электролиз раствора сульфата натрия

1) на катоде: 2H 2 O + 2e = H 2 + 2OH –

2) на аноде: 2H 2 O – 4e = O 2 + 4H +

3) Составлено общее уравнение электролиза:

2H 2 O = 2H 2 ­ + O 2 ­

до водорода:

СаI 2 + 2Н 2 О = Н 2 ­ + I 2 + Са(ОН) 2

1) на катоде: 2Н 2 О + 2e = 2ОН + Н 2

2) на аноде: 2I - - 2e = I 2

Сравните свойства одноэлементных и кислородсодержащих анионов.

Химические реакции, возможные при электролизе сульфата хрома (III):

1)Сг 3+ + e = Сг 2+

2) Cr 2+ + 2e = Сг°

3) Сг 3+ + 3 e= Сг°

4) 2Н + + 2e = Н 2

Электролиз водных растворов солей карбоновых кислот:

2CH 3 COONa + 2H 2 O = CH 3 CH 3 ­ + 2CO 2 ­ + H 2 ­ + 2NaOH

Гидролиз

Пример взаимного гидролиза солей:

A1 2 (SO 4) 3 + 3K 2 CO 3 + 3H 2 O = 2A1(OH) 3 + 3CO 2 ­ + 3K 2 SO 4

Амфотерность

Амфотерные гидроксиды растворяются в водных растворах щелочей:

A1(OH) 3 + 3KOH = K 3

A1(OH) 3 + KOH = K

реагируют с твердыми щелочами при сплавлении:

Al(OH) 3 + KOH KAlO 2 + 2H 2 O

Амфотерные металлы реагируют с водными растворами щелочей:

Al + NaOH + 3H 2 O = Na + 3/2 H 2 ­

Продукт сплавления амфотерного гидроксида со щелочью легко разлагается водой:

KAlO 2 + 2H 2 O = KOH + Al(OH) 3 

Комплексные гидроксиды реагируют с кислотами:

K + HCl =KCl + Al(OH) 3  + H 2 O

Бинарные соединения

Способ получения:

СаО + 3С = СаС 2 + СО­

Бинарные соединения реагируют с кислотами:

Al 2 S 3 + 3H 2 SO 4: = Al 2 (SO 4) 3 + 3H 2 S­

Mg 3 N 2 + 8HNO 3 = Mg(NO 3) 2 + 2NH 4 NO 3

A1 4 C 3 + 12Н 2 О = 4А1(ОН) 3 + ЗСН 4 ­

PCl 3 + H 2 O = 3H 3 PO 3 + 3HCl

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Азот

Азотная кислота является сильным окислителем:

окисляют неметаллы:

ЗР + 5HNO 3 + 2Н 2 О = Н 3 РО 4 + 5NO­

P + 5HNO 3 = H 3 PO 4 + 5NO 2 ­ + H 2 O

Cu + 4HNO 3 = Cu(NO 3) 2 + 2NO 2 ­ + 2H 2 O

4Mg + 10HNO 3 = 4Mg(NO 3) 2 + N 2 O­ + 5H 2 O

оксиды переходных металлов в промежуточных степенях окисления:

3Cu 2 O + 14HNO 3 = 6Cu(NO 3) 2 + 2NO+ 7H 2 O (возможно выделение NО 2)

оксиды азота также проявляют окислительные свойства:

5N 2 O + 2P = 5N, + P 2 O

но по отношению к кислороду являются восстановителями:

2NO + O 2 = 2NO 2

Азот реагирует с некоторыми простыми веществами:

N 2 +3H 2 = 2NH 3

3Mg + N 2 = Mg 3 N 2

Галогены

обычно проявляют окислительные свойства:

PH 3 + 4Br 2 + 4Н 2 О = Н 3 РО 4 + 8НВг

2P + 5Cl 2 = 2PCl 5

2P + 3PCl 5 = 5PCl 3

PH 3 + 4Br 2 + 4H 2 O = H 3 PO 4 + 8HBr

Cl 2 + H 2 = 2HCl

2HCl + F 2 = 2HF + Cl 2

2NH 3 + 3Br 2 = N 2 + 6HBr

Галогены в растворах щелочей диспропорционируют при комнатной температуре:

Cl 2 + 2KOH = KCl + H 2 O + KClO

и при нагревании:

Cl 2 + 6KOH = 5KCl + KClO 3 + 3H 2 O

Окислительные свойства перманганата калия:

5Н 3 РО 3 + 2КМnО 4 + 3H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 5Н 3 РО 4 + ЗН 2 О

2NH 3 + 2KMnO 4 = N 2 + 2MnO 2 + 2KOH + 2H 2 O

Сера

реагирует с простыми веществами:

3S + 2А1 = A1 2 S 3

оксид серы (IV) может быть доокислен кислородом:

2SO 2 + O 2 = 2SO 3

2SO 2 + O 2 + 2H 2 O = 2H 2 SO 4

и выступать в роли окислителя:

SO 2 + 2H 2 S = 3S + 2H 2 O

Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства:

Cu + H 2 SO 4 = CuSO 4 + SO 2 +2H 2 O

4Mg + 5H 2 SO 4 = 4MgSO 4 + H 2 S + 4H 2 O

Фосфор

получение фосфора:

Са 3 (Р0 4) 2 + 5С + 3SiO 2 = 3CaSiO 3 + 5СО + 2Р

Металлы

реагируют с галогенами:

2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3

Алюминий без оксидной пленки растворяется в воде:

Al (без оксидной пленки) + Н 2 О = Al(OH) 3 + 3/2 H 2 ­

методы получения металлов:

Fe 2 O 3 + CO = 2FeO + CO 2 ­

FeO + CO = Fe + CO 2 ­

CuO + H 2 = Cu + H 2 O

Гидроксид железа (II) может быть легко доокислен пероксидом водорода:

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

обжиг пирита:

2FeS 2 + O 2 = Fe 2 O 3 + 4SO 2 ­

ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

Горение органических веществ

2С 10 Н 22 + 31O 2 = 20CО 2 + 22H 2 О

Алканы

Методы получения алканов из простых веществ:

С + 2H 2 = CH 4

сплавлением солей щелочных металлов с щелочами:

СН 3 СООК + КОН  СН 4 + К 2 СО 3

Химические свойства алканов - промышленное окисление метана:

CH 4 + O 2 = CH 2 O + H 2 O

Взаимодействие алканов с галогенами:

С 2 Н 6 + Сl 2 С 2 Н 5 Сl + НСl

Изомеризация алканов:

Галогеналканы

Реакция со спиртовыми растворами щелочей:

С 6 Н 5 -СНВг-СН 3 + КОН С 6 Н 5 СН=СН 2 + КВг + Н 2 О

с водными растворами щелочей:

С 6 Н 5 -СНВг-СН 3 + КОН (водн.)  С 6 Н 5 -СНОН-СН 3 + KBr

C 6 H 5 Br + KOH  C 6 H 5 OH + KBr

По правилу Зайцева водород отщепляется от наименее гидрированного атома

Из дигалогеналканов можно получить алкины:

Реакция Вюрца:

Алкены

Присоединяют водород:

присоединяют галогены:

присоединяют галогенводороды:

присоединят воду:

СН 2 =СН 2 + Н 2 О  СН 3 СН 2 ОН

С водным раствором перманганата калия без нагревания образуют гликоли (двухатомные спирты)

ЗС 6 Н 5 СН=СН 2 + 2КМnО 4 + 4Н 2 О  ЗС 6 Н 5 СН(ОН)-СН 2 ОН + MnO 2  + 2KOH

Алкины

промышленный способ получения ацетилена

2СН 4  С 2 Н 2 + ЗН 2

карбидный способ получения ацетилена:

CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2

реакция Кучерова - альдегид можно получить только из ацетилена:

С 2 Н 2 + Н 2 О СН 3 СНО

Реакция алкинов с концевой тройной связью с аммиачным раствором оксида серебра:

2CH 3 -CH 2 -CCH + Ag 2 O 2CH 3 -CH 2 -CCAg +H 2 O

использование полученных продуктов в органическом синтезе:

CH 3 -CH 2 -CCAg + C 2 H 5 Br  CH 3 -CH 2 -CC-C 2 H 5 + AgBr

Бензол и его производные

Получение бензола из алкенов:

из ацетилена:

3C 2 H 2 C 6 H 6

Нитрование бензола и его производных в присутствие серной кислоты

C 6 H 6 + HNO 3  C 6 H 5 -NO 2 + H 2 O

карбоксильная группа является ориентантом второго рода

реакция бензола и его производных с галогенами:

C 6 H 6 + Cl 2 C 6 H 5 Cl + HCl

С 6 Н 5 С 2 Н 5 + Вг 2 С 6 Н 5 -СНВг-СН 3 + НВг

галогеналканами:

C 6 H 6 + С 2 Н 5 С1 C 6 H 5 C 2 H 5 + НС1

алкенами:

C 6 H 6 + CH 2 =CH-CH 3  C 6 H 5 -CH(CH 3) 2

Окисление бензола перманганатом калия в присутствии серной кислоты при нагревании:

5C 6 H 5 -CH 3 + 6KMnO 4 + 9H 2 SO 4 = 5C 6 H 5 -COOH + 3K 2 SO 4 + 6MnSO 4 + 14H 2 O

Спирты

Промышленный способ получения метанола:

CO + 2H 2 = CH 3 OH

при нагревании с серной кислотой в зависимости от условий могут образовываться простые эфиры:

2С 2 Н 5 OH C 2 Н 5 ОС 2 Н 5 + Н 2 О

или алкены:

2С 2 Н 5 OH CH 2 =CH 2 + H 2 O

спирты реагируют с щелочными металлами:

С 2 Н 5 OH + Na  C 2 H 5 ONa + ½ H 2

с галогенводородами:

СН 3 СН 2 ОН + НСl  CH 3 CH 2 Cl + H 2 O

с оксидом меди (II):

СН 3 СН 2 ОН + СuO  CH 3 CHO + Cu + H 2 O

более сильная кислота вытесняет более слабые из их солей:

C 2 H 5 ONa + HCl  C 2 H 5 OH + NaCl

при нагревании смеси спиртов с серной кислотой образуются несимметричные простые эфиры:

Альдегиды

Образуют с аммиачным раствором оксида серебра серебряное зеркало:

CH 3 CHO + Ag 2 O CH 3 COONH 4 + 2Ag

реагируют со свежеосажденным гидроксидом меди (II):

CH 3 CHO + 2Cu(OH) 2  CH 3 COOH + 2CuOH + H 2 O

могут быть восстановлены до спиртов:

CH 3 CHO + H 2  CH 3 CH 2 OH

окисляются перманганатом калия:

ЗСН 3 СНО + 2КМnО 4  2СН 3 СООК + СН 3 СООН + 2МnО 2 + Н 2 О

Амины

можно получить восстановлением нитросоединений в присутствии катализатора:

C 6 H 5 -NO 2 + 3H 2 = C 6 H 5 -NH 2 + 2H 2 O

реагируют с кислотами:

C 6 H 5 -NH 2 + HC1 =C1

Статистика беспощадно утверждает, что даже далеко не каждому школьному "отличнику" удается сдать ЕГЭ по химии на высокий балл. Известны случаи, когда они не преодолевали нижнюю границу и даже "заваливали" экзамен. Почему? Какие существуют хитрости и секреты правильной подготовки к итоговой аттестации? Какие 20% знаний на ЕГЭ важнее остальных? Давайте разбираться. Сначала - с неорганической химией, через несколько дней - с органической.

1. Знание формул веществ и их названий

2. Применение правила противоположности свойств

Даже не зная детали тех или иных химических взаимодействий, многие задания части А и части В можно выполнить безошибочно, зная только это правило: взаимодействуют вещества, противоположные по своим свойствам , то есть, кислотные (оксиды и гидроксиды) - с основными, и, наоборот, основные - с кислотными. Амфотерные - и с кислотными, и с основными.

Неметаллы образуют только кислотные оксиды и гидроксиды.
Металлы более разнообразны в этом смысле, и все зависит от их активности и степени окисления. Например, у хрома, как известно, в степени окисления +2 - свойства оксида и гидроксида основные, в +3 - амфотерные, в +6 - кислотные. Всегда амфотерны бериллий, алюминий, цинк, а, значит, и их оксиды и гидроксиды. Только основные оксиды и гидроксиды - у щелочных, щелочно-земельных металлов, а также у магния и меди.

Также правило противоположности свойств можно применить к кислым и основным солям: вы точно не ошибетесь, если отметите, что кислая соль вступит в реакцию со щелочью, а основная - с кислотой.

3. Знание "вытеснительных" рядов

• Вытеснительный ряд металлов: металл, стоящий в ряду активностей левее вытесняет из раствора соли только тот металл, который находится правее его: Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4
• Вытеснительный ряд кислот: только более сильная кислота вытеснит из раствора соли другую, менее сильную (летучую, выпадающую в осадок) кислоту. Большинство кислот справляется и с нерастворимыми солями: Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + CO2 + H2O
• Вытеснительный ряд неметаллов: более сильный неметалл (в основном, речь идет о галогенах) вытеснит более слабый из раствора соли: Cl2 + 2 NaBr = Br2 + 2 NaCl

Часть С на ЕГЭ по химии начинается с задания С1, которое предполагает составление окислительно-восстановительной реакции (содержащей уже часть реагентов и продуктов). Оно сформулировано таким образом:

С1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции. Определите окислитель и восстановитель.

Часто абитуриенты считают, что уж это задание не требует особой подготовки. Однако оно содержит подводные камни, которые мешают получить за него полный балл. Давайте разберёмся, на что обратить внимание.

Теоретические сведения.

Перманганат калия как окислитель.

+ восстановители
в кислой среде	в нейтральной среде	в щелочной среде
(соль той кислоты, которая участвует в реакции)		Манганат или , -

Дихромат и хромат как окислители.

(кислая и нейтральная среда), (щелочная среда) + восстановители всегда получается
кислая среда	нейтральная среда	щелочная среда
Соли тех кислот, которые участвуют в реакции:		в растворе, или в расплаве

Повышение степеней окисления хрома и марганца.

Азотная кислота с металлами.

- не выделяется водород , образуются продукты восстановления азота.

Серная кислота с металлами.

- разбавленная серная кислота реагирует как обычная минеральная кислота с металлами левее в ряду напряжений, при этом выделяется водород ;
- при реакции с металлами концентрированной серной кислоты не выделяется водород , образуются продукты восстановления серы.

Диспропорционирование.

Реакции диспропорционирования - это реакции, в которых один и тот же элемент является и окислителем, и восстановителем, одновременно и повышая, и понижая свою степень окисления:

Диспропорционирование неметаллов - серы, фосфора, галогенов (кроме фтора).

Диспропорционирование оксида азота (IV) и солей.

Активность металлов и неметаллов.

Для анализа активности металлов используют либо электрохимический ряд напряжений металлов, либо их положение в Периодической таблице. Чем активнее металл, тем легче он будет отдавать электроны и тем более хорошим восстановителем он будет в окислительно-восстановительных реакциях.

Электрохимический ряд напряжений металлов.

Особенности поведения некоторых окислителей и восстановителей.

а) кислородсодержащие соли и кислоты хлора в реакциях с восстановителями обычно переходят в хлориды:

б) 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).

Необходимые навыки.

1. Расстановка степеней окисления.
   Необходимо помнить, что степень окисления - это гипотетический заряд атома (т.е. условный, мнимый), но он должен не выходить за рамки здравого смысла. Он может быть целым, дробным или равным нулю.

   Задание 1: Расставьте степени окисления в веществах:

2. Расстановка степеней окисления в органических веществах.
   Помните, что нас интересуют степени окисления только тех атомов углерода, которые меняют своё окружение в процессе ОВР, при этом общий заряд атома углерода и его неуглеродного окружения принимается за 0.

   Задание 2: Определите степень окисления атомов углерода, обведённых рамкой вместе с неуглеродным окружением:

   2-метилбутен-2: – =

   ацетон:

   уксусная кислота: –

3. Не забывайте задавать себе главный вопрос: кто в этой реакции отдаёт электроны, а кто их принимает, и во что они переходят? Чтобы не получалось, что электроны прилетают из ниоткуда или улетают в никуда.

   Пример:

   В этой реакции надо увидеть, что иодид калия может являться только восстановителем , поэтому нитрит калия будет принимать электроны, понижая свою степень окисления.
   Причём в этих условиях (разбавленный раствор) азот переходит из в ближайшую степень окисления .

4. Составление электронного баланса сложнее, если формульная единица вещества содержит несколько атомов окислителя или восстановителя.
   В этом случае это необходимо учитывать в полуреакции, рассчитывая число электронов.
   Самая частая проблема - с дихроматом калия , когда он в роли окислителя переходит в :

   Эти же двойки нельзя забыть при уравнивании, ведь они указывают число атомов данного вида в уравнении .

   Задание 3: Какой коэффициент нужно поставить перед и перед

   
   

   Задание 4: Какой коэффициент в уравнении реакции будет стоять перед магнием?

5. Определите, в какой среде (кислой, нейтральной или щелочной) протекает реакция.
   Это можно сделать либо про продуктам восстановления 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. Ну и разумеется, если в левой части мы видим сульфаты металлов, а в правой - ничего похожего на соединения серы - видимо, реакция проводится в присутствии серной кислоты.

   Задание 5: Определите среду и вещества в каждой реакции:

6. Помните, что вода - вольный путешественник, она может как участвовать в реакции, так и образовываться.

   Задание 6: В какой стороне реакции окажется вода? Bо что перейдёт цинк?

   Задание 7: Мягкое и жесткое окисление алкенов.
   Допишите и уравняйте реакции, предварительно расставив степени окисления в органических молекулах:

   (хол. р-р.)

   (водн.р-р)

7. Иногда какой-либо продукт реакции можно определить, только составив электронный баланс и поняв, каких частиц у нас больше:

   Задание 8: Какие продукты ещё получатся? Допишите и уравняйте реакцию:

8. Во что переходят реагенты в реакции?
   Если ответ на этот вопрос не дают выученные нами схемы, то нужно проанализировать, какие в реакции окислитель и восстановитель - сильные или не очень?
   Если окислитель средней силы, вряд ли он может окислить, например, серу из в , обычно окисление идёт только до .
   И наоборот, если - сильный восстановитель и может восстановить серу из до , то - только до .

   Задание 9: Во что перейдёт сера? Допишите и уравняйте реакции:

   (конц.)

9. Проверьте, чтобы в реакции был и окислитель, и восстановитель.

   Задание 10: Сколько ещё продуктов в этой реакции, и каких?

10. Если оба вещества могут проявлять свойства и восстановителя, и окислителя - надо продумать, какое из них более активный окислитель. Тогда второй будет восстановителем.

    Задание 11: Кто из этих галогенов окислитель, а кто восстановитель?

11. Если же один из реагентов - типичный окислитель или восстановитель - тогда второй будет «выполнять его волю», либо отдавая электроны окислителю, либо принимая у восстановителя.

    Пероксид водорода - вещество с двойственной природой , в роли окислителя (которая ему более характерна) переходит в воду, а в роли восстановителя - переходит в свободный газообразный кислород.

    Задание 12: Какую роль выполняет пероксид водорода в каждой реакции?

Последовательность расстановки коэффициентов в уравнении.

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 спешите, пересчитывая атомы кислорода! Не забывайте умножать, а не складывать индексы и коэффициенты.
Число атомов кислорода в левой и правой части должно сойтись!
Если этого не произошло (при условии, что вы их считаете правильно), значит, где-то ошибка.

Возможные ошибки.

1. Расстановка степеней окисления: проверяйте каждое вещество внимательно.
   Часто ошибаются в следующих случаях:

   а) степени окисления в водородных соединениях неметаллов: фосфин - степень окисления у фосфора - отрицательная ;
   б) в органических веществах - проверьте ещё раз, всё ли окружение атома учтено;
   в) аммиак и соли аммония - в них азот всегда имеет степень окисления ;
   г) кислородные соли и кислоты хлора - в них хлор может иметь степень окисления ;
   д) пероксиды и надпероксиды - в них кислород не имеет степени окисления , бывает , а в - даже ;
   е) двойные оксиды: - в них металлы имеют две разные степени окисления, обычно только одна из них участвует в переносе электронов.

   Задание 14: Допишите и уравняйте:

   Задание 15: Допишите и уравняйте:

2. Выбор продуктов без учёта переноса электронов - то есть, например, в реакции есть только окислитель без восстановителя или наоборот.

   Пример: в реакции свободный хлор часто теряется. Получается, что электроны к марганцу прилетели из космоса…

3. Неверные с химической точки зрения продукты: не может получиться такое вещество, которое вступает во взаимодействие со средой!

   а) в кислой среде не может получиться оксид металла, основание, аммиак;
   б) в щелочной среде не получится кислота или кислотный оксид;
   в) оксид или тем более металл, бурно реагирующие с водой, не образуются в водном растворе.

   Задание 16: Найдите в реакциях ошибочные продукты, объясните, почему они не могут получаться в этих условиях:

Ответы и решения к заданиям с пояснениями.

Задание 1:

Задание 2:

2-метилбутен-2: – =

ацетон:

уксусная кислота: –

Задание 3:

Так как в молекуле дихромата 2 атома хрома, то и электронов они отдают в 2 раза больше - т.е. 6.

Задание 4:

Так как в молекуле два атома азота , эту двойку надо учесть в электронном балансе - т.е. перед магнием должен быть коэффициент .

Задание 5:

Если среда щелочная, то фосфор будет существовать в виде соли - фосфата калия.

Если среда кислая, то фосфин переходит в фосфорную кислоту.

Задание 6:

Так как цинк - амфотерный металл, в щелочном растворе он образует гидроксокомплекс . В результате расстановки коэффициентов обнаруживается, что вода должна присутствовать в левой части реакции :

Задание 7:

Электроны отдают два атома в молекуле алкена. Поэтому мы должны учесть общее количество отданных всей молекулой электронов:

(хол. р-р.)

Обратите внимание, что из 10 ионов калия 9 распределены между двумя солями, поэтому щелочи получится только одна молекула.

Задание 8:

В процессе составления баланса мы видим, что на 2 иона приходится 3 сульфат-иона . Значит, помимо сульфата калия образуется ещё серная кислота (2 молекулы).

Задание 9:

(перманганат не очень сильный окислитель в растворе; обратите внимание, что вода переходит в процессе уравнивания вправо!)

(конц.)
(концентрированная азотная кислота очень сильный окислитель)

Задание 10:

Не забудьте, что марганец принимает электроны , при этом хлор их должен отдать .
Хлор выделяется в виде простого вещества .

Задание 11:

Чем выше в подгруппе неметалл, тем более он активный окислитель , т.е. хлор в этой реакции будет окислителем. Йод переходит в наиболее устойчивую для него положительную степень окисления , образуя йодноватую кислоту.

Задание 12:

(пероксид - окислитель, т.к. восстановитель - )

(пероксид - восстановитель, т.к. окислитель - перманганат калия)

(пероксид - окислитель, т.к. роль восстановителя более характерна для нитрита калия, который стремится перейти в нитрат)

Общий заряд частицы в надпероксиде калия равен . Поэтому он может отдать только .