Самые сложные варианты егэ по химии. Трудные задания егэ по химии. I. По числу и составу реагирующих веществ

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

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

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

- 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

Возможно, будет полезно почитать: