Главная > Справочник по химии > Решение задачи №30 (часть IV)

Как решать задачи вида С1 (№30) на ЕГЭ по химии. Часть IV

Продолжаем обсуждать решение задачи вида С1 (N 30), которая обязательно встретится всем, кто будет сдавать ЕГЭ по химии. В первой части статьи мы изложили общий алгоритм решения задачи 30, во второй части разобрали несколько сложных примеров, в третьей - составили список типичных окислителей и восстановителей.

В IV части продолжим обсуждать превращения типичных окислителей в разных средах. Выше мы поговорили о перманганате калия. На очереди - хроматы и бихроматы, серная и азотная кислоты.

Шестой шаг: превращения некоторых окислителей в разных средах (продолжение)

Начнем с соединений хрома (+6). Многие из них являются сильными окислителями. В качестве примера можно привести такие вещества как CrO₃, K₂CrO₄, K₂Cr₂O₇.

Отметим один важный момент. В кислой среде устойчивы бихроматы, в щелочной - хроматы. При добавлении кислоты к раствору K₂CrO₄ происходит превращение хромата калия в бихромат, при подщелачивании раствора K₂Cr₂O₇ - обратный процесс:

2K₂CrO₄ + H₂SO₄ = K₂Cr₂O₇ + K₂SO₄ + H₂O,

K₂Cr₂O₇ + 2KOH = 2K₂CrO₄ + H₂O.

Указанные реакции не относятся к окислительно - восстановительным (убедитесь в этом!), но очень важны для понимания некоторых особенностей химии хрома (VI).

Продукты восстановления соединений Cr(+6) в различных средах

Характер среды	Исходное соединение	Продукты восстановления
Кислая	Cr2O72-	Cr3+ (соли хрома (III))
Щелочная	CrO42-	[Cr(OH)6]3-

В некоторых учебниках вы можете встретить утверждения, что в щелочной среде хром восстанавливается до Cr(OH)₃ или NaCrO₂. Подобные варианты допустимы и, вероятно, даже будут оценены положительно, если вы приведете их в решении задачи C-1 на экзамене. Но признать их абсолютно верными, по-моему, нельзя. Действительно, общеизвестно, что гидроксид хрома (III) обладает амфотерными свойствами. Да, это вещество может образоваться в ходе окислительно-восстановительной реакции, но если взаимодействие идет в щелочной среде, Cr(OH)₃ неминуемо вступит в реакцию со щелочью:

Cr(OH)₃ + 3KOH = K₃[Cr(OH)₆].

Что же касается соединений вида KCrO₂ или K₃CrO₃, они, действительно, могут образоваться, но только в том случае, если реакция проводится не в водном растворе, а между твердыми реагентами. В водной среде KCrO₂ неизбежно превратится в K₃[Cr(OH)₆] или другие гидроксокомплексы хрома (III).

Пример 14. Дополните уравнения окислительно - восстановительных реакций:

Решение. Уравнения предлагаемых реакций во многом похожи на уравнения, рассмотренные нами в примере 13 из 3-й части данной статьи, только в роли окислителя используется не перманганат, а хромат или бихромат.

Очевидно, что сульфит калия является восстановителем и окисляется до сульфата, а соединения хрома (VI) являются окислителями. Продукты их восстановления вам уже известны. Дополним уравнения:

Обратите внимание, что в первом случае сульфат калия является и продуктом окисления сульфита и продуктом, в который переходит калий из K₂Cr₂O₇.

Пример 13 уже дал нам определенный опыт в написании неполных уравнений. Мы убедились, что иногда удобнее сначала составить электронный баланс и начать расстановку коэффициентов (даже в незавершенном уравнении), а уже затем добавлять в правую часть отсутствующие вещества. Попробуем использовать тот же подход здесь. Ниже написаны готовые схемы электронного баланса для этих двух реакций:

2Cr(+6) + 6e	=	2Cr(+3)	(1)
S(+4) - 2e	=	S(+6)	(3)

Cr(+6) + 3e	=	Cr(+3)	(2)
S(+4) - 2e	=	S(+6)	(3)

Обратите внимание: в первом случае мы изначально ставим коэффициент 2 перед Cr, т. к. в состав молекулы бихромата калия входит два атома хрома. Во втором случае этого не требуется. Переносим полученные коэффициенты в уравнения реакций:

Подумайте, почему во втором случае я смело ставлю коэффициент 3 перед формулами K₂SO₃ и K₂SO₄, а в первом - только перед формулой сульфита калия.

Уравниваем количество атомов калия, а затем и количество атомов S в первой реакции:

Похоже, остались проблемы с водородом. В первом случае в правой части уравнения его "слишком мало", во втором - "слишком много". Пора вспомнить о нашей универсальной "палочке - выручалочке": добавляем 4 молекулы воды в правую часть первого уравнения и 5 молекул воды - в ЛЕВУЮ часть 2-го уравнения.

Вам, вероятно, может показаться необычным, что во втором случае мы добавляли воду не в правую, а в левую часть. В действительности, это абсолютно нормальная ситуация.

---

Пример 15. Уравняйте методом электронного баланса:

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + HCOH = CO₂ + ...

Решение. Кажется, мы опять встретились с органическим веществом. Ничего страшного, нечто подобное уже обсуждалось нами во второй части статьи. Бихромат калия окисляет формальдегид до диоксида углерода, формальдегид восстанавливает K₂Cr₂O₇ до сульфата хрома (III) (т. к. реакция происходит в кислой среде):

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + HCOH = CO₂ + Cr₂(SO₄)₃ + ...

Очевидно, что "лишний" калий из левой части войдет в состав сульфата калия, а "лишний" водород - в состав воды:

K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ + HCOH = CO₂ + Cr₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + H₂O.

Степень окисления углерода изменяется от 0 до +4, степень окисления хрома - от +6 до +3. Уверен, что вы сможете сами составить электронный баланс и расставить коэффициенты в уравнении. Окончательный ответ:

2K₂Cr₂O₇ + 8H₂SO₄ + 3HCOH = 3CO₂ + 2Cr₂(SO₄)₃ + 2K₂SO₄ + 11H₂O.

---

С соединениями хрома, по-моему, все ясно. Не забывайте, только, что в кислой среде мы имеем дело с бихроматами, а в щелочной - с хроматами. Будет очень неприятно, если в вашем решении задачи 30 будут соседствовать, например, серная кислота и K₂CrO₄. А самое обидное, что подобные "ляпы" нередко допускают даже сами составители вариантов Единого Госэкзамена.

Пришла пора обсудить еще один окислитель, который часто встречается в задании №30 на ЕГЭ по химии. Речь идет об азотной кислоте.

Продукты восстановления HNO₃

HNO₃ - кислота весьма своеобразная. С одной стороны, это стандартная сильная кислота, взаимодействующая со щелочами, основными оксидами, солями слабых кислот. С другой стороны, ее взаимодействие с металлами уже никак не описывается термином "стандартное". Концентрированная HNO₃ реагирует, например, с медью, но НЕ взаимодействует с алюминием.

Перечислим важные для нас специфические свойства азотной кислоты:

1. При взаимодействии HNO₃ с металлами не выделяется водород (что характерно для других кислот).
   
2. В ходе реакции азотная кислота может восстанавливаться до NO₂, NO, N₂O, N₂ и NH₃.
   
3. HNO₃ взаимодействует с некоторыми металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода (Cu, Ag, Hg). Обратите внимание: золото, платина, родий, иридий, ниобий, тантал не могут быть окислены даже азотной кислотой, но взаимодействуют со смесью HNO₃ и HCl.
   
4. При комнатной температуре HNO₃ не реагирует с Al, Fe, некоторыми сплавами хрома (хотя эти металлы находятся в ряду напряжений левее Н). Концентрированная азотная кислота пассивирует данные металлы.
   
5. Данная кислота способна окислять многие неметаллы (углерод, серу, фосфор, мышьяк и т. д.)
   

Обратите внимание: "классическое" выделение водорода в реакции металла с кислотой, в данном случае практически невозможно. Грубейшей ошибкой было бы написать что-то наподобие: 2HNO₃ + Mg = Mg(NO₃)₂ + H₂! Подобные "перлы" на ЕГЭ по химии не прощаются.

Конкретный продукт восстановления, образующийся в реакции металла (да и любого другого вещества) с HNO₃, определяется, в основном, двумя факторами:

1. активностью восстановителя,
   
2. концентрацией азотной кислоты.
   

Очевидно, что чем выше активность восстановителя, тем глубже пойдет процесс восстановления. Например, магний, расположенный в ряду напряжений в левой части, способен восстановить кислоту до аммиака (степень окисления азота = -3), а серебро - максимум до NO (N(+3)):

10HNO₃ + 4Mg = 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O,

4HNO₃ + 3Ag = 3AgNO₃ + NO + 2H₂O.

Алюмогидрид лития (входящий в наш список наиболее сильных в-телей) способен перевести HNO₃ в нитрат аммония, а гораздо более скромный восстановитель S - только в NO₂.

Влияние концентрации HNO₃ можно описать простым правилом: чем выше концентрация кислоты, тем сложнее ее восстановить. Например, концентрированная азотная кислота в реакции с медью образует NO₂, а разбавленная - NO:

4HNO₃ + Cu = Cu(NO₃)₂ + 2NO₂ + 2H₂O,

8HNO₃ + 3Cu = 3Cu(NO₃)₂ + 2NO + 4H₂O.

Обобщая все сказанное, можно составить следующую таблицу:

Продукты восстановления	NO2	NO	N2O	N2	NH4NO3
Степень окисления азота	+4	+2	+1	0	-3
Концентрация HNO3	Концентрация азотной кислоты уменьшается →
Активность восстановителя	Активность восстановителя увеличивается →

Попробуем, опираясь на эти два фактора, предсказать результаты взаимодействия HNO₃ с металлами.

---

Пример 16. Дополните уравнения химических реакций:

Решение. Начнем с первой реакции. Во-первых, заметим, что ртуть - слабый восстановитель (обратите внимание на положение этого металла в ряду напряжений). Во-вторых, используется концентрированная кислота. Оба фактора "работают" в одном направлении: Hg не очень "хочет" восстанавливать кислоту, HNO₃ "не желает" восстанавливаться. Результат предсказуем: степень окисления азота изменится минимально (от +5 до +4). Выделяется NO₂:

4HNO₃(конц.) + Hg = Hg(NO₃)₂ +2NO₂ + 2H₂O.

Уравнение сразу записано с коэффициентами; очевидно, что в данном случае излишне вдаваться в объяснения.

Во втором случае все столь же просто. Кальций - отличный восстановитель (как и все щелочные и щелочноземельные металлы). HNO₃ взята в низкой концентрации. Оба фактора благоприятствуют глубокому восстановлению азотной кислоты. Степень окисления азота меняется от +5 до -3, выделяется аммиак. Поскольку образующийся NH₃ обладает выраженными основными свойствами, происходит реакция NH₃ с HNO₃ с образованием нитрата аммония. Окончательный результат:

10HNO₃ + 4Ca = 4Ca(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

Надо признать, что в первых двух случаях нам сильно повезло: два фактора, определяющие степень восстановления азотной кислоты, "работали" в одном направлении. В третьем примере все не столь очевидно. С одной стороны, олово не отнесешь к "мега-восстановителям" (а это означает, что степень окисления азота изменится не очень сильно). С другой стороны, тот факт, что используется разбавленная HNO₃, позволяет нам задуматься о достаточно глубоком восстановлении.

Какой из этих факторов считать более важным? До какого состояния восстановится азот (+5)? Следует ли в данном случае учитывать еще какие-то моменты?

Не ждите однозначных ответов на эти вопросы. Просто потому, что подобных ответов в данном случае нет и быть не может. Можно провести ряд опытов, беря кислоту разной концентрации, меняя температуру и другие параметры; в результате мы увидим, что реакция может пойти по нескольким путям, а в большинстве случаев будет образовываться сложная смесь продуктов восстановления.

"А что прикажете делать нам на экзамене, встретив подобное уравнение в задаче С1? - спросите вы. - Бежать в лабораторию и ставить эксперименты?"

Прежде всего, не волноваться! Во-первых, в подобной спорной ситуации грамотные составители вариантов ЕГЭ сами дадут вам подсказку. Вы увидите что-либо наподобие этого:

HNO₃ + Sn = N₂O + ... + ...

Во-вторых, даже если этого не произойдет, в эталонном решении, на которое будут ориентироваться проверяющие, будет предложено несколько вариантов ответа. Если вы оформите решение так:

HNO₃ + Sn = N₂O + Sn(NO₃)₂ + H₂O

или так:

HNO₃ + Sn = NO + Sn(NO₃)₂ + H₂O,

или даже так:

HNO₃ + Sn = N₂ + Sn(NO₃)₂ + H₂O,

любой из этих вариантов будет признан правильным и оценен по достоинству. Составители вариантов ЕГЭ по химии понимают ваши проблемы и готовы пойти вам навстречу. Конечно, до известных пределов. Если вы будете, например, утверждать, что продуктом восстановления является NO₂, не ждите сочувствия со стороны проверяющих. В равной степени сомнительным в данном случае представляется образование NH₄NO₃.

"А, может быть, поступим проще, - скажете вы. - Дайте нам таблицу, в которой будут указаны продукты восстановления для каждого металла при различных концентраций HNO₃. Ну, скажем, концентрированная азотная кислота при реакции с никелем образует NO, а разбавленная - N₂ и т. д."

Заманчивое предложение! Более того, подобную таблицу вы найдете во многих учебниках химии и пособиях по подготовке к ЕГЭ. Вот, только, небольшая проблема: в каждой новой книге, которую вы откроете, вы будете находить новый вариант этой таблицы. Один автор будет утверждать, что продуктом реакции металла Х с разбавленной азотной кислотой является NO, другой - уверять, что единственно возможным продуктом будет азот, а третий - отдаст предпочтение оксиду азота (I). Кто прав?

Все правы и одновременно никто! Во-первых, под термином "разбавленная" HNO₃ один из них понимает 10%-ную кислоту, другому кажется, что 40% - это уже разбавленная, третий считает, что и 5%-ную HNO₃ надо рассматривать как кислоту "средней концентрации". Во-вторых, авторы не указывают, при какой температуре следует проводить реакцию, насколько чистые металлы используются в эксперименте и т. д. Но, главное, могу вас уверить, в любом эксперименте подобного типа образуется смесь нескольких продуктов восстановления, поэтому все попытки создания "универсальной таблицы" заранее обречены на провал.

Таким образом, не стоит обременять свой мозг, пытаясь запомнить подобные универсальные схемы. Нельзя дать готовые рецепты на все случаи жизни.

Рассуждайте! Мыслите самостоятельно! Учитывайте силу восстановителя и концентрацию кислоты; думайте, помогают ли эти факторы друг другу или мешают. Не бойтесь ошибиться! Для успешного решения задания С1 вы вовсе не обязаны запоминать все существующие в природе ОВР.

Нам пора двигаться дальше. Обсудим еще одну "нестандартную" кислоту - серную.

Продукты восстановления серной кислоты

В отличие от HNO₃, которая "плохо ведет себя" в любой концентрации, серная кислота проявляет свою "нестандартность" лишь в концентрированном состоянии.

Разбавленная H₂SO₄ - это стандартная сильная кислота. Более того, это вещество уже не раз встречалось нам в предыдущих разделах этой статьи. Мы использовали ее для подкисления растворов перманганатов и бихроматов и убедились, что в ходе ОВР сера не меняла свою степень окисления.

Действительно, на фоне таких "жестких" окислителей, как KMnO₄ и K₂Cr₂O₇, серная кислота, особенно разбавленная, выглядит довольно скромно. А если повысить концентрацию H₂SO₄?

Вот тогда проявятся некоторые странности:

1. Концентрированная серная кислота способна окислять некоторые металлы, стоящие в ряду напряжений правее Н, в частности, медь и серебро:

   Cu + 2H₂SO₄(конц.) = CuSO₄ + SO₂ + 2H₂O.

2. В ходе реакций конц. H₂SO₄ с металлами выделяется не водород, а SO₂, S или даже H₂S. Конкретный состав продуктов восстановления зависит от силы восстановителя и концентрации кислоты (закономерности, напоминающие поведение HNO₃). Более мощные в-тели способны понизить степень окисления серы от +6 до 0 или -2, более слабые - только до +4:

   3Zn + 4H₂SO₄(конц.) = 3ZnSO₄ + S + 4H₂O,

   2Ag + 2H₂SO₄(конц.) = Ag₂SO₄ + SO₂ + 2H₂O.

3. Концентрированная серная кислота при комнатной температуре НЕ взаимодействует с железом. Именно по этой причине конц. H₂SO₄ можно безопасно перевозить в стальных цистернах. Парадоксально, но разбавленная кислота отлично реагирует с Fe по стандартной схеме с выделением водорода. Следует понимать также, что взаимодействие конц. кислоты с железом все-таки возможно, но лишь при высокой температуре; H₂SO₄ восстанавливается при этом до диоксида серы, Fe - окисляется до сульфата железа (III).
4. Возможны также ОВР с участием простых веществ - неметаллов:

   C + 2H₂SO₄(конц.) = 2SO₂ + CO₂ + 2H₂O,

   S + 2H₂SO₄(конц.) = 3SO₂ + 2H₂O.

Мы видим, что многие свойства серной кислоты напоминают поведение HNO₃. Не забывайте лишь о том, что разбавленная серная кислота - это "стандартная" неорганическая кислота. Не надо думать, что если в задаче 30 вам встретилась формула H₂SO₄, это непременно будет вещество - окислитель. Возможно, что серная кислота лишь используется для создания кислой среды.

В заключение предложу вам несколько примеров вида С-1 для самостоятельной работы.

Пример 18. Дополните уравнения химических реакций, расставьте коэффициенты методом электронного баланса:

Настало время переходить к финальной части нашего рассказа. Мы должны собрать воедино все, что обсуждалось в предыдущих разделах, и потренироваться в решении сложных заданий вида С-1.

Решение задачи 30 на ЕГЭ по химии. Часть V →

Возможно, вас заинтересуют следующие материалы: