Серия уравнений химических реакций, которые нужно знать участникам ЕГЭ по химии
Серия уравнений химических реакций, которые нужно знать участникам ЕГЭ по химии:
Кислоты. Основания. Соли. Оксиды.
Кислотные оксиды (кроме SiO2) реагируют с водой, как амфотерным оксидом с образованием кислот:
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
SO3 + H2O = H2SO4
Для получения азотной кислоты азот оксид азота (IV) должен быть доокислен, например кислородом воздуха:
4NO2 + O2 + 2H2О = 4HNO3
Лабораторный способ получения хлороводорода: к твердому хлориду натрия приливают концентрированную серную кислоту:
NaCl + H2SO4 = NaHSO4 + 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+ H3PO4 = NaH2PO4 + HBr
Кислоты реагируют с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода:
Fe + 2 HCl = FeCl2 + H2
Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O
Обратите внимание на валентность переходных элементов в солях.
Щелочные и щелочноземельные металлы взаимодействуют с водой:
K + H2O = KOH + Ѕ H2
В условиях избытка кислоты могут образовываться и кислые соли:
2Н3РО4 + 2Na = 2NaH2PO4 + Н2
Органические кислоты также проявляют кислотные свойства:
2СН3СООН + 2Na = 2CH3COONa + Н2
СНзСООН + NaOH = CH3COONa + Н2О
Комплексные гидроксиды реагируют с кислотами с образованием солей и воды:
Na[Al(OH)4] + HCl = AlCl3 + 4H2O + NaCl
LiOH + HNO3 = LiNO3 + H2O
Многоосновные кислоты в реакции с гидроксидами могут образовывать кислые соли:
Н3РО4 + КОН = КН2РО4 + Н2О
Продуктом реакции аммиака с фосфорной кислотой может также быть кислая соль:
NH3 + H3PO4 = NH4H2PO4
Обратим внимание на свойства оснований, их взаимодействие с кислотами:
2Н3РО4 + ЗСа(ОН)2 = Са3(РО4)2Ї + 6Н2О
с кислотными оксидами:
Ca(OH)2 + CO2 = CaCO3Ї + H2O
Реакция гидроксидов с кислотными оксидами может приводить и к кислым солям:
KOH + CO2 = KHCO3
Основные оксиды реагируют с амфотерными оксидами:
CaO + H2O = Ca(OH)2
Средние соли в воде реагируют с кислотными оксидами с образованием кислых солей:
CaCO3 + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
Более сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей:
CH3COONH4 + HCl = CH3COOH + NH4Cl
K2CO3 + H2SO4 = K2SO4 + H2O + CO2
Кислоты в присутствии серной кислоты реагируют со спиртами с образованием сложных эфиров:
CH3COOH + C2H5OH = CH3COOC2H5 + H2O
Более сильное основание вытесняет более слабое из его солей:
AlCl3 + 3NaOH = Al(OH)3 + 3NaCl
MgCl2 + KOH = MgOHCl + KCl
NH4С1 + NaOH = NaCl + NH3 + H2O
Чтобы получить из основной соли получить среднюю соль нужно подействовать кислотой:
MgOHCl + HCl = MgCl2 + H2O
Гидроксиды металлов (кроме щелочных металлов) разлагаются при нагревании в твердом виде до оксидов:
2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O
2Fe(OH)3 = Fe2O3 + 3H2O
Гидрокарбонаты при нагревании разлагаются до карбонатов:
2KHCO3 = K2CO3 + H2O + CO2
Нитраты обычно разлагаются до оксидов (обратите внимание на повышение степени окисления переходного элемента находящегося в промежуточной степени окисления):
2Fe(NO3)2 = Fe2O3 + 4NO2 + 0,5O2
2Fe(NO3)3 ® Fe2O3 + 6NO2 + 1,5 O2
2Cu(NO3)2 = 2CuO + 4NO2 + О2
Нитраты щелочных металлов разлагаются до нитритов:
NaNO3 = NaNO2 + Ѕ O2
Карбонаты металлов (кроме щелочных) разлагаются до оксидов:
CaCO3 = CaO + CO2
При составлении уравнений реакций ионного обмена пользуйтесь таблицей растворимости:
K2SO4 + BaCl2 = BaSO4Ї + 2KCl
[C6H5-NH3]C1 + AgNО3 = [C6H5NH3]NO3 + AgClЇ
Электролиз расплавов солей:
Электролиз растворов солей металлов, стоящих в ряду напряжения после водорода:
2HgSO4 + 2H2O = 2Hg + О2 + 2H2SO4
1) на катоде: Hg2+ + 2e = Hg°
2) на аноде: 2Н2О – 4е = О2 + 4Н+
Электролиз раствора сульфата натрия
1) на катоде: 2H2O + 2e = H2 + 2OH–
2) на аноде: 2H2O – 4e = O2 + 4H+
3) Составлено общее уравнение электролиза:
СаI2 + 2Н2О = Н2 + I2 + Са(ОН)2
1) на катоде: 2Н2О + 2e = 2ОН + Н2
2) на аноде: 2I — — 2e = I2
Сравните свойства одноэлементных и кислородсодержащих анионов.
Химические реакции, возможные при электролизе сульфата хрома (III):
Электролиз водных растворов солей карбоновых кислот:
2CH3COONa + 2H2O = CH3CH3 + 2CO2 + H2 + 2NaOH
Пример взаимного гидролиза солей:
A12(SO4)3 + 3K2CO3 + 3H2O = 2A1(OH)3 + 3CO2 + 3K2SO4
Амфотерные гидроксиды растворяются в водных растворах щелочей:
A1(OH)3 + 3KOH = K3[A1(OH)6]
A1(OH)3 + KOH = K[Al(OH)4]
реагируют с твердыми щелочами при сплавлении:
Al(OH)3 + KOH 
KAlO2 + 2H2O
Амфотерные металлы реагируют с водными растворами щелочей:
Al + NaOH + 3H2O = Na[Al(OH)4] + 3/2 H2
Продукт сплавления амфотерного гидроксида со щелочью легко разлагается водой:
KAlO2 + 2H2O = KOH + Al(OH)3Ї
Комплексные гидроксиды реагируют с кислотами:
K[Al(OH)4] + HCl =KCl + Al(OH)3Ї + H2O
СаО + 3С = СаС2 + СО
Бинарные соединения реагируют с кислотами:
Al2S3 + 3H2SO4 := Al2(SO4)3 + 3H2S
Mg3N2 + 8HNO3 = Mg(NO3)2 + 2NH4NO3
A14C3 + 12Н2О = 4А1(ОН)3 + ЗСН4
PCl3 + H2O = 3H3PO3 + 3HCl
Азотная кислота является сильным окислителем:
ЗР + 5HNO3 + 2Н2О = Н3РО4 + 5NO
P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + H2O
Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
4Mg + 10HNO3 = 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O
оксиды переходных металлов в промежуточных степенях окисления:
3Cu2O + 14HNO3 = 6Cu(NO3)2 + 2NO+ 7H2O (возможно выделение NО2)
оксиды азота также проявляют окислительные свойства:
5N2O + 2P = 5N, + P2O
но по отношению к кислороду являются восстановителями:
Азот реагирует с некоторыми простыми веществами:
обычно проявляют окислительные свойства:
PH3 + 4Br2 + 4Н2О = Н3РО4 + 8НВг
2P + 5Cl2 = 2PCl5
2P + 3PCl5 = 5PCl3
PH3 + 4Br2 + 4H2O = H3PO4 + 8HBr
2HCl + F2 = 2HF + Cl2
2NH3 + 3Br2 = N2 + 6HBr
Галогены в растворах щелочей диспропорционируют при комнатной температуре:
Cl2 + 2KOH = KCl + H2O + KClO
и при нагревании:
Cl2 + 6KOH = 5KCl + KClO3 + 3H2O
Окислительные свойства перманганата калия:
5Н3РО3 + 2КМnО4 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5Н3РО4 + ЗН2О
2NH3 + 2KMnO4 = N2 + 2MnO2 + 2KOH + 2H2O
реагирует с простыми веществами:
оксид серы (IV) может быть доокислен кислородом:
2SO2 + O2 + 2H2O = 2H2SO4
и выступать в роли окислителя:
SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O
Концентрированная серная кислота проявляет окислительные свойства:
Cu + H2SO4 = CuSO4 + SO2 +2H2O
4Mg + 5H2SO4 = 4MgSO4 + H2S + 4H2O
Са3(Р04)2 + 5С + 3SiO2 = 3CaSiO3 + 5СО + 2Р
реагируют с галогенами:
2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3
Алюминий без оксидной пленки растворяется в воде:
Al (без оксидной пленки) + Н2О = Al(OH)3 + 3/2 H2
методы получения металлов:
Fe2O3 + CO = 2FeO + CO2
FeO + CO = Fe + CO2
CuO + H2 = Cu + H2O
Гидроксид железа (II) может быть легко доокислен пероксидом водорода:
2Fe(OH)2 + H2O2 = 2Fe(OH)3
2FeS2 + O2 = Fe2O3 + 4SO2
Горение органических веществ
2С10Н22 + 31O2 = 20CО2 + 22H2О
Методы получения алканов из простых веществ:
сплавлением солей щелочных металлов с щелочами:
СН3СООК + КОН ® СН4 + К2СО3
Химические свойства алканов — промышленное окисление метана:
CH4 + O2 = CH2O + H2O
Взаимодействие алканов с галогенами:
С2Н6 + Сl2 
С2Н5Сl + НСl
Реакция со спиртовыми растворами щелочей:
С6Н5-СНВг-СН3 + КОН 
С6Н5СН=СН2 + КВг + Н2О
с водными растворами щелочей:
С6Н5-СНВг-СН3 + КОН (водн.) ® С6Н5-СНОН-СН3 + KBr
C6H5Br + KOH ® C6H5OH + KBr
По правилу Зайцева водород отщепляется от наименее гидрированного атома
Из дигалогеналканов можно получить алкины:
СН2=СН2 + Н2О ® СН3СН2ОН
С водным раствором перманганата калия без нагревания образуют гликоли (двухатомные спирты)
ЗС6Н5СН=СН2 + 2КМnО4 + 4Н2О ® ЗС6Н5СН(ОН)-СН2ОН + MnO2Ї + 2KOH
промышленный способ получения ацетилена
2СН4 ® С2Н2 + ЗН2
карбидный способ получения ацетилена:
CaC2 + 2H2O = Ca(OH)2 + C2H2
реакция Кучерова — альдегид можно получить только из ацетилена:
С2Н2 + Н2О 
СН3СНО
Реакция алкинов с концевой тройной связью с аммиачным раствором оксида серебра:
2CH3-CH2-CєCH + Ag2O 
2CH3-CH2-CєCAg +H2O
использование полученных продуктов в органическом синтезе:
CH3-CH2-CєCAg + C2H5Br ® CH3-CH2-CєC-C2H5 + AgBr
Бензол и его производные
Получение бензола из алкенов:
3C2H2 
C6H6
Нитрование бензола и его производных в присутствие серной кислоты
C6H6 + HNO3 ® C6H5-NO2 + H2O
карбоксильная группа является ориентантом второго рода
реакция бензола и его производных с галогенами:
C6H6 + Cl2 
C6H5Cl + HCl
С6Н5С2Н5 + Вг2 
С6Н5-СНВг-СН3 + НВг
C6H6 + С2Н5С1 
C6H5C2H5 + НС1
C6H6 + CH2=CH-CH3 ® C6H5-CH(CH3)2
Окисление бензола перманганатом калия в присутствии серной кислоты при нагревании:
5C6H5-CH3 + 6KMnO4 + 9H2SO4 = 5C6H5-COOH + 3K2SO4 + 6MnSO4 + 14H2O
Промышленный способ получения метанола:
при нагревании с серной кислотой в зависимости от условий могут образовываться простые эфиры:
2С2Н5OH 
C2Н5ОС2Н5 + Н2О
2С2Н5OH 
CH2=CH2 + H2O
спирты реагируют с щелочными металлами:
С2Н5OH + Na ® C2H5ONa + Ѕ H2
СН3СН2ОН + НСl ® CH3CH2Cl + H2O
с оксидом меди (II):
СН3СН2ОН + СuO ® CH3CHO + Cu + H2O
более сильная кислота вытесняет более слабые из их солей:
C2H5ONa + HCl ® C2H5OH + NaCl
при нагревании смеси спиртов с серной кислотой образуются несимметричные простые эфиры:
Образуют с аммиачным раствором оксида серебра серебряное зеркало:
CH3CHO + Ag2O 
CH3COONH4 + 2Ag
реагируют со свежеосажденным гидроксидом меди (II):
CH3CHO + 2Cu(OH)2 ® CH3COOH + 2CuOH + H2O
могут быть восстановлены до спиртов:
CH3CHO + H2 ® CH3CH2OH
окисляются перманганатом калия:
ЗСН3СНО + 2КМnО4® 2СН3СООК + СН3СООН + 2МnО2 + Н2О
можно получить восстановлением нитросоединений в присутствии катализатора:
C6H5-NO2 + 3H2 = C6H5-NH2 + 2H2O
реагируют с кислотами:
C6H5-NH2 + HC1 =[C6H5-NH3]C1
Глюкозу можно получить гидролизом крахмала или целлюлозы:
(С6Н10О5)n + n H2O = nC6H12O6
Для глюкозы характерно спиртовое брожение:
C6H12O6 ® 2C2H5OH + 2CO2
реакция серебряного зеркала:
C6H12O6+Ag2O 
2AgЇ+C6H12O7
Аминокислоты реагируют как с кислотами:
H2N-CH-COOH+HCl ® Cl — H3N+-CH-COOH
так и c щелочами:
соли аминокислот также способны участвовать в реакциях обмена в водном растворе:
Cl — H3N+-CH-COOH+NaOH ® H2N-CH-COOH +NaCl + H2O
Cl — H3N+-CH-COOH+2NaOH ® H2N-CH-COONa +NaCl + 2H2O
H2N-CH-COONa+HCl ® H2N-CH-COOH +NaCl
H2N-CH-COONa+2HCl ® Cl — H3N+-CH-COOH +NaCl
Классификация реакций
Существует несколько классификаций реакций, протекающих в неорганической и органической химии.
По характеру процесса
- Соединения
Так называют химические реакции, где из нескольких простых или сложных веществ получается одно сложное вещество. Примеры:
В результате реакции разложения сложное вещество распадается на несколько сложных или простых веществ. Примеры:
В ходе реакций замещения атом или группа атомов в молекуле замещаются на другой атом или группу атомов. Примеры:
К реакциям обмена относятся те, которые протекают без изменения степеней окисления и выражаются в обмене компонентов между веществами. Часто обмен происходит анионами/катионами:
AgF + NaCl = AgCl↓ + NaF
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)
Это те химические реакции, в процессе которых происходит изменение степеней окисления химических элементов, входящих в состав исходных веществ. ОВР подразделяются на:
- Межмолекулярные — атомы окислителя и восстановителя входят в состав разных молекул. Примеры:
Внутримолекулярные — атомы окислителя и восстановителя в составе одного сложного вещества. Примеры:
Диспропорционирование — один и тот же атом является и окислителем, и восстановителем
Замечу, что окислителем и восстановителем могут являться только исходные вещества (а не продукты!) Окислитель всегда понижает свою СО, принимая электроны в процессе восстановления. Восстановитель всегда повышает свою СО, отдавая электроны в процессе окисления.
От обилия информации можно запутаться. Я рекомендую сформулировать четко: «Окислитель — понижает СО, восстановитель — повышает СО». Запомнив эту информацию таким образом, вы не будете путаться.
ОВР уравнивают методом электронного баланса, с которым мы подробно познакомимся в разделе «Решения задач».
Обратимые и необратимые реакции
Обратимые реакции — такие химические реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях: прямом и обратном. При записи реакции в таких случаях вместо знака «=» ставят знак обратимости «⇆».
Классическим примером обратимой реакции является синтез аммиака и реакция этерификации (из органической химии):
Необратимые реакции протекают только в одном направлении, до полного расходования одного из исходных веществ. Главное отличие их от обратимых реакций в том, что образовавшиеся продукты реакции не взаимодействуют между собой с образованием исходных веществ.
Иногда сложно бывает отличить обратимую реакцию от необратимой, однако я дам несколько советов, которые советую взять на вооружение. В результате необратимых реакций:
- Образуются малодиссоциирующие вещества (например — вода, однако есть исключения — реакция этерификации)
- Реакция сопровождается выделение большого количества тепла
- В ходе реакции образуется газ или выпадает осадок
Примеры необратимых реакций:
NaOH + HCl = NaCl + H2O (образуется вода)
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 (сопровождается выделением большого количества тепла)
Реакции и агрегатное состояние фаз
Фазой в химии называют часть объема равновесной системы, однородную во всех своих точках по химическому составу и физическим свойствам и отделенную от других частей того же объема поверхностью раздела. Фаза бывает жидкой, твердой и газообразной.
Все реакции можно разделить на гетеро- и гомогенные. Гетерогенные реакции (греч. heterogenes — разнородный) — реакции, протекающие на границе раздела фаз, в неоднородной среде. Скорость таких реакций зависит от площади соприкосновения реагирующих веществ.
К гетерогенным реакциям относятся следующие реакции (примеры): жидкость + газ, газ + твердое вещество, твердое вещество + жидкость. Примером такой реакции может послужить взаимодействие твердого цинка и раствора соляной кислоты:
Гомогенные реакции (греч. homogenes — однородный) — реакции, протекающие между веществами, находящимися в одной фазе.
К гомогенным реакциям относятся (примеры): жидкость + жидкость, газ + газ. Примером такой реакции может служить взаимодействие между растворами уксусной кислоты и едкого натра.
Реакции и их тепловой эффект
Все реакции можно разделить на те, в ходе которых тепло поглощается, или, наоборот, тепло выделяется. Представьте пробирку, охлаждающуюся или нагревающуюся в вашей руке — это и есть тот самый тепловой эффект. Иногда тепла выделяется так много, что реакции сопровождаются воспламенением или взрывом (натрий с водой).
Экзотермические реакции (греч. exo — вне) — химические реакции, сопровождающиеся потерей энергии системой и выделением тепла (той самой энергии) во внешнюю среду. При написании химических реакций в конце экзотермических ставят «+ Q» (Q — тепло), иногда бывает указано точное количество выделяющегося тепла. Например:
2Mg + O2 = 2MgO + Q
NaOH + HCl = NaCl + H2O + 56 кДж
К экзотермическим реакциям часто относятся реакции горения, соединения.
Исключением является взаимодействие азота и кислорода, при котором тепло поглощается:
Как уже было отмечено выше, если тепло выделяется во внешнюю среду, значит, система реагирующих веществ потеряло это тепло. Поэтому не должно казаться противоречием, что внутренняя энергия веществ в результате экзотермической реакции уменьшается.
Энтальпией называют (обозначение Н), количество термодинамической (тепловой) энергии, содержащееся в веществе. Иногда с целью «запутывания» в реакции вместо явного +Q при экзотермической реакции могут написать ΔH 0, так как внутренняя энергия веществ увеличивается. Например:
CaCO3 = CaO + CO2↑ ; ΔH > 0 (значит реакция эндотермическая, так как внутренняя энергия увеличивается)
Замечу, что не все реакции разложения являются эндотермическими. Широко известная реакция разложения дихромата аммония («вулканчик») является примером экзотермического разложения, при котором тепло выделяется.
© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2022
Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.
Теория по химии
ЕГЭ по химии выбирают те выпускники, которые планируют связать свою будущую профессиональную деятельность с наукой, медициной, ветеринарией, промышленностью, фармакологией, агрономией и селекцией. Для того, чтобы сдать его успешно необходимо владеть хорошими знаниями, основанными на всех темах, пройденных за годы обучения в школе.
Особенности подготовки
Для сдачи единого государственного экзамена по химии нужно:
- уверенно владеть теорией;
- уметь читать и составлять формулы веществ;
- обладать практическими навыками для решения химических уравнений и задач;
- ориентироваться в наглядных материалах – таблицах, схемах.
Чтобы знания по предмету были комплексными и основательными, выбирайте разные методики подготовки:
- используйте материалы школьных учебников за все годы изучения предмета – особое внимание уделяйте сложным и объемным темам;
- читайте дополнительную специализированную литературу – более глубокие знания помогут быстрее найти правильные ответы на экзамене;
- решайте онлайн тесты – это даст возможность закрепить полученные знания и выработать навык качественного заполнения экзаменационных бланков.
К тому же, решение тестов позволит выявить слабые моменты в знаниях и подойти к восполнению пробелов осознанно и целенаправленно.
На какие темы обратить внимание?
Экзамен по химии направлен на проверку всех тем школьного курса. При подготовке обратите внимание на теоретические материалы по:
- строению атома;
- характеристике химических элементов;
- классификации, свойствам неорганических веществ;
- оксидам и их свойствам;
- особенностям органических соединений;
- классификации химических реакций;
- расчетам массовых долей, массы или объема веществ в растворах и соединениях;
- химическим связям;
- свойствам простых веществ, оснований, кислот, солей, углеводородов, спиртов, альдегидов, кислот и других;
- взаимосвязям классов неорганических веществ.
На заметку
Чередуйте беглое повторение легких тем с доскональным изучением сложных – переключение деятельности позволит повысить качество подготовки;
Не перегружайте мозг однотипной информацией – дополняйте тексты формулами, цифровыми выражениями;
Делайте записи и прорисовывайте схемы – это поможет разложить «по полочкам» даже самые сложные темы.
http://studarium.ru/article/160
http://examer.ru/ege_po_himii/teoriya