Трудные задания егэ по химии. IV

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

Слайд 2

«Чтобы избегать ошибок, надо набираться опыта;чтобы набираться опыта, надо делать ошибки».

Слайд 3

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

Слайд 4

Необходимые навыки

Расстановка степеней окисления Задавать себе главный вопрос: кто в этой реакции отдаёт электроны, а кто их принимает? Определите, в какой среде (кислой, нейтральной или щелочной) протекает реакция. если в продуктах мы видим кислоту, кислотный оксид - значит, это точно не щелочная среда, а если выпадает гидроксид металла - точно не кислая. Проверьте, чтобы в реакции был и окислитель, и восстановитель Если оба вещества могут проявлять свойства и восстановителя, и окислителя - надо продумать, какое из них более активный окислитель. Тогда второй будет восстановителем.

Слайд 5

Последовательность расстановки коэффициентов в уравнении

Сначала проставьте коэффициенты, полученные из электронного баланса 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 по кислороду мы только проверяем

Слайд 6

Возможные ошибки

Расстановка степеней окисления: а) степени окисления в водородных соединениях неметаллов: фосфин РН3 - степень окисления у фосфора - отрицательная; б) в органических веществах - проверьте ещё раз, всё ли окружение атома С учтено в) аммиак и соли аммония - в них азот всегда имеет степень окисления −3 в) кислородные соли и кислоты хлора - в них хлор может иметь степень окисления +1, +3, +5, +7; г) двойные оксиды: Fe3O4, Pb3O4 - в них металлы имеют две разные степени окисления, обычно только одна из них участвует в переносе электронов.

Слайд 7

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

Слайд 8

Слайд 9

Повышение степеней окисления марганца

Слайд 10

Дихромат и хромат как окислители.

Слайд 11

Повышение степеней окисления хрома

Слайд 12

Азотная кислота с металлами.- не выделяется водород, образуются продукты восстановления азота

Слайд 13

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:

Слайд 14

Серная кислота с металлами

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

Слайд 15

Диспропорционирование оксида азота (IV) и солей.

Слайд 16

С 2. Взаимосвязь различных классов неорганических веществ

Изменения в КИМ 2012 года

Слайд 17

Задание С2 предложено в двух форматах. В одних вариантах КИМ оно будет предложено в прежнем формате а в других в новом, когда условие задания представляет собой описание конкретного химического эксперимента, ход которого экзаменуемый должен будет отразить посредством уравнений соответствующих реакций.

Слайд 18

С2.1. (прежний формат) – 4 балла. Даны вещества: оксид азота (IV), медь, раствор гидроксида калия и концентрированная серная кислота. Напишите уравнения четырехвозможных реакций между всеми предложенными веществами, не повторяя пары реагентов.

С2.2.(В новом формате) – 4 балла. Соль, полученную при растворении железа в горячей концентрированной серной кислоте, обработали избытком раствора гидроксида натрия. Выпавший бурый осадок отфильтровали и прокалили. Полученное вещество сплавили с железом. Напишите уравнения описанных реакций.

Слайд 19

1 или 2 реакции обычно «лежат на поверхности», демонстрируя либо кислотные, либо основные свойства вещества В наборе из четырех веществ, как правило, встречаются типичные окислители и восстановители. В этом случае как минимум одна представляют собой ОВР Для написания реакций между окислителем и восстановителем необходимо: 1. предположить, до какого возможного значения повысится степень окисления атома-восстановителя и в каком продукте реакции он будет ее проявлять; 2. предположить, до какого возможного значения понизится степень окисления атома-окислителя и в каком продукте реакции он будет ее проявлять. Обязательный минимум знаний

Слайд 20

Типичные окислители и восстановители в порядке ослабления окислительных и восстановительных свойств

Слайд 21

Даны четыре вещества: оксид азота (IV), иодоводород, раствор гидроксида калия, кислород. 1. кислота + щёлочь а) есть 2 окислителя: NО2иО2 б) восстановитель: НI 2. 4HI + О2 = 2I2 + 2Н2О 3. NО2 + 2HI = NO + I2 + Н2О Диспропорционирование в растворах щёлочи 4.2NО2 + 2NaOH = NaNО2 + NaNО3 + Н2О

Слайд 22

С 3. Генетическая связь между основными классами органических веществ

Слайд 23

Общие свойства классов органических веществ Общие способы получения органических веществ Специфические свойства некоторых конкретных веществ Обязательный минимум знаний

Слайд 24

Большинство превращений Углеводородов в кислородсодержащие соединения происходит через галогенпроизводные при последующем действии на них щелочей Взаимопревращения углеводородов и кислородсодержащих органических веществ

Слайд 25

Основные превращения бензола и его производных

Обратите внимание, что у бензойной кислоты и нитробензола реакции замещения идут в мета-положениях, а у большинства других производных бензола – в орто и пара-положениях.

Слайд 26

Получение азотсодержащих органических веществ

Слайд 27

Взаимопревращения азотсодержащих соединений

Необходимо помнить, что взаимодействие аминов с галогеналканами происходит с увеличением числа радикалов у атома азота. Так можно из превичных аминов получать соли вторичных, а затем из них получать вторичные амины.

Слайд 28

Окислительно-восстановительные свойства кислородсодержащих соединений

Окислителями спиртов чаще всего являются оксид меди (II) или перманганат калия, а окислителями альдегидов и кетонов - гидроксид меди (II), аммиачный раствор оксида серебра и другие окислители Восстановителем является водород

Слайд 29

Получение производных карбоновых кислот

Сектор 1 – химические реакции с разрывом связей О-Н (получение солей) Сектор 2 – химические реакции с заменой гидроксогруппы на галоген, аминогруппу или получение ангидридов Сектор 3 – получение нитрилов

Слайд 30

Генетическая связь между производными карбоновых кислот

Слайд 31

Типичные ошибки при выполнении задания СЗ: незнание условий протекания химических реакций, генетической связи классов органических соединений; незнание механизмов, сущности и условий реакций с участием органических веществ, свойств и формул органических соединений; неумение предсказать свойства органического соединения на основе представлений о взаимном влиянии атомов в молекуле; незнание окислительно-восстановительных реакций (например, с перманганатом калия).

Слайд 32

С 4. Расчёты по уравнениям реакций

Слайд 33

Классификация задач

Слайд 34

Расчёты по уравнениям реакций. Газ, выделившийся при взаимодействии 110 мл 18 % -ного раствора HCl (ρ = 1,1 г/мл) и 50 г 1,56 % - ного раствора Na2S пропустили через 64 г 10,5% - ного раствора нитрата свинца. Определите массу соли, выпавшей в осадок.

Слайд 35

II. Задачи на смеси веществ На нейтрализацию 7,6 г смеси муравьиной и уксусной кислот израсходовано 35 мл 20%-ного раствора гидроксида калия (плотность 1,20 г/мл). рассчитайте массу уксусной кислоты и её массовую долю в исходной смеси кислот.

Слайд 36

III. Определение состава продукта реакции (задачи на «тип соли») Аммиак объёмом 4,48 л (н.у) пропустили через 200 г 4,9%-ного раствора ортофосфорной кислоты. Назовите соль, образующуюся в результате реакции, и определите её массу.

Слайд 37

IV. Нахождение массовой доли одного из продуктов реакции в растворе по уравнению материального баланса Оксид, образовавшийся при сжигании 18,6 г фосфора в 44,8 л (н.у.) кислорода, растворили в 100 мл дистиллированной воды. Рассчитайте массовую долю ортофосфорной кислоты в полученном растворе.

Слайд 38

Нахождение массы одного из исходных веществ по уравнению материального баланса Какую массу гидрида лития нужно растворить в 200 мл воды, чтобы получить раствор с массовой долей гидроксида 10%? Какой цвет приобретёт метилоранж при добавлении его в полученный раствор? Запишите уравнение реакции и результаты промежуточных вычислений.

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

Не выучив все необходимые формулы, на ЕГЭ делать нечего! В современном школьном химическом образовании - это существенный пробел. Но вы же не учите русский или английский язык, не зная азбуку? В химии есть своя азбука. Так что не ленимся - запоминаем формулы и названия неорганических веществ:

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

В школе у меня была химия для галочки, не больше. В 9 классе полгода не было этого предмета, а остальные полгода вел... пожарник. В 10-11 классе химия проходила так: половину семестра я не ходил на нее, потом сдавал три скаченных презентации, и мне ставили гордую «пять», потому что ездить 6 дней в неделю за 12 км в школу (жил в деревне, учился в городе) было, мягко говоря, лень.

И вот в 11 классе я решил сдавать химию. Уровень моего знания химии равнялся нулю. Помню, как был удивлен существованием иона аммония:

– Татьяна Александровна, что это такое? (Указываю на NH4+)

– Ион аммония, образуется при растворении аммиака в воде, схож с ионом калия

– Первый раз вижу

Теперь о Татьяне Александровне. Это мой репетитор по химии с октября по июнь 13/14 учебного года. До февраля я просто ходил к ней, просиживал штаны, слушал скучную теорию по общей и неорганической химии. Потом настал февраль и я понял, что ЕГЭ слишком близко... Что делать?! Готовиться!

Подписывайся на «ПУ» в телеграме . Только самое важное.

Мало-помалу, решая варианты (сначала без органики) я готовился. В конце марта мы закончили изучение НЕОРГАНИКИ, был пробник, который я написал на 60 баллов и почему-то очень радовался. А цель была мощная, выше 90 баллов (на мой факультет нужно было много баллов). А все знание органики ограничивалось гомологическим рядом метана.

За апрель-май предстояла сложная задача: выучить всю органику. Что ж, я сидел до 11 ночи, пока не слипались глаза, решал тесты, набивал руку. Помню, что в последний вечер перед экзаменом разбирал тему «амины». В общем, времени в обрез.

Как проходил сам экзамен: с утра прорешал один вариант (чтобы включить мозг), пришел в школу. Это был самый настороженный час моей жизни. Во-первых, химия для меня была самым сложным экзаменом. Во-вторых, сразу после химии должны были сказать результаты ЕГЭ по русскому. На экзамене еле-еле хватило времени, хотя досчитать задачу С4 не хватило. Сдал на 86 баллов, что неплохо для нескольких месяцев подготовки. Ошибки были в части С, одна в В (как раз на амины) и одна спорная ошибка в А, но подавать апелляцию на А нельзя.

Татьяна Александровна успокаивала, говорила, что просто еще не уложилось в голове. Но на этом история не заканчивается...

На свой факультет я не поступил в прошлом году. Поэтому было принято решение: со второго раза получится!

Начал готовиться прямо с первого сентября. В этот раз не было никакой теории, просто нарешивание тестов, чем больше и быстрее, тем лучше. Дополнительно занимался «сложной» химией для вступительного экзамена в университет, а также полгода у меня был предмет под названием «общая и неорганическая химия», который вела сама Ольга Валентиновна Архангельская, организатор Всероссийской олимпиады по химии. Так прошло полгода. Знание химии выросло в разы. Приехал домой в марте, полная изоляция. Продолжил подготовку. Я просто решал тесты! Много! Всего около 100 тестов, причем некоторые из них по несколько раз. Сдал экзамен на 97 баллов за 40 минут.

1) Обязательно изучайте теорию, а не только решайте тесты. Лучшим учебником считаю «Начала химии» Еремина и Кузьменко. Если книга покажется слишком большой и сложной, то есть упрощенная версия (которой достаточно для ЕГЭ) – «Химия для школьников старших классов и поступающих в вузы»;

2) Отдельно обратите внимание на темы: производства, техника безопасности, химическая посуда (как бы это абсурдно не звучало), альдегиды и кетоны, пероксиды, d-элементы;

3) Решив тест, обязательно проверьте свои ошибки. Не просто посчитайте кол-во ошибок, а именно посмотрите какой ответ правильный;

4) Используйте круговой метод решения. То есть прорешали сборник 50 тестов, прорешайте его снова, через месяц-два. Так вы закрепите мало запоминающийся для вас материал;

5) Шпаргалкам - быть! Пишите шпаргалки, обязательно от руки и желательно мелко. Таким образом, вы запомните проблемную информацию лучше. Ну и никто не запрещает ими воспользоваться на экзамене (только в туалете!!!), главное быть аккуратным.

6) Рассчитайте свое время вместе с оформлением. Главная проблема экзамена по химии - нехватка времени;

7) Оформляйте задачи (желательно) так, как они оформляются в сборниках. Вместо «ню» пишите «n», например.

Рассказал Егор Советников

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:

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.

+ очень сильные окислители (всегда независимо от среды!)

, соли, гидроксокомплексы

+ очень сильные окислители:
а), кислородсодержащие соли хлора (в щелочном расплаве)
б) (в щелочном растворе)

Щелочная среда:

образуется хромат

, соли

+ очень сильные окислители в кислой среде или

Кислая среда:

образуется дихромат или дихромовая кислота

- оксид, гидроксид, соли

+ очень сильные окислители:
, кислородсодержащие соли хлора (в расплаве)

Щелочная среда:

Манганат

- соли

+ очень сильные окислители в кислой среде или

Кислая среда:

Перманганат
- марганцевая кислота

Азотная кислота с металлами.

- не выделяется водород , образуются продукты восстановления азота.

Чем активнее металл и чем меньше концентрация кислоты, тем дальше восстанавливается азот

Неметаллы + конц. кислота	Неактивные металлы (правее железа) + разб. кислота	Активные металлы (щелочные, щелочноземельные, цинк) + конц. кислота	Активные металлы (щелочные, щелочноземельные, цинк) + кислота среднего разбавления	Активные металлы (щелочные, щелочноземельные, цинк) + очень разб. кислота
Пассивация: с холодной концентрированной азотной кислотой не реагируют:
Не реагируют с азотной кислотой ни при какой концентрации :

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.


Неактивные металлы (правее железа) + конц. кислота Неметаллы + конц. кислота	Щелочноземельные металлы + конц. кислота	Щелочные металлы и цинк + концентрированная кислота.	Разбавленная серная кислота ведет себя как обычная минеральная кислота (например, соляная)
Пассивация: с холодной концентрированной серной кислотой не реагируют:
Не реагируют с серной кислотой ни при какой концентрации :

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).

Сера + щёлочь 2 соли, сульфид и сульфит металла (реакция идёт при кипячении)	и
Фосфор + щелочь фосфин и соль гипофосфит (реакция идёт при кипячении)	и
Хлор, бром, иод + вода (без нагревания) 2 кислоты, Хлор, бром, иод + щелочь (без нагревания) 2 соли, и и вода	и
Бром, иод + вода (при нагревании) 2 кислоты, Хлор, бром, иод + щелочь (при нагревании) 2 соли, и и вода	и

Диспропорционирование оксида азота (IV) и солей.

+ вода 2 кислоты, азотная и азотистая + щелочь 2 соли, нитрат и нитрит	и
	и
	и

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.

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:
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: –
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 .
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?
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:
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)
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:
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.)
Проверьте, чтобы в реакции был и окислитель, и восстановитель.
Задание 10: Сколько ещё продуктов в этой реакции, и каких?
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?
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.

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:
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…
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 .

(водный раствор)

(кислая среда)