Химия. Задания ЕГЭ по химии высокого уровня сложности (30-35)

Н. И. Блохина, И. В. Блохин 

Химия 

Задания ЕГЭ по химии  
высокого уровня сложности 
(30–35) 

Пособие для учащихся 10–11 классов 
по подготовке к ЕГЭ по химии 

Москва 
Берлин 
2020 

УДК 54(075) 
ББК 24я721.6 

Б70 

Рецензенты: 

Асулян Л. Д., канд. хим. наук, доцент кафедры химии 

Тульского государственного университета 

Дёмкина И. И., канд. хим. наук, доцент кафедры химии 

Тульского государственного университета 

Блохина, Н. И. 

Б70        Химия. Задания ЕГЭ по химии высокого уровня 
сложности (30–35) / Н. И. Блохина, И. В. Блохин. — 
Москва : Берлин : Директ-Медиа, 2020. — 84 с. 

ISBN 978-5-4499-1523-8 

Предлагаемое пособие составлено в соответствии с требованиями новой спецификации ЕГЭ и предназначено для подготовки к 
единому государственному экзамену по химии. Книга включает задания высокого уровня сложности (30–35), поэтому адресована 
учащимся 10–11 классов, готовящимся к ЕГЭ по химии и планирующим получить высокий результат на экзамене, а также учителям и 
методистам, которые организуют процесс подготовки к экзамену по 
химии. 
Текст приводится в авторской редакции. 

УДК 54(075) 
ББК 24я721.6 

ISBN 978-5-4499-1523-8 
© Блохина Н. И., Блохин И. В., текст, 2020 
© Издательство «Директ-Медиа», оформление, 2020 

Оглавление

Некоторые сложные вопросы ЕГЭ ............................................................... 5 

Неорганическая химия ............................................................................... 5 

1. Совместный гидролиз солей ......................................................... 5 
2. Реакции оксидов с водой ................................................................. 5 
3. Гидриды металлов и их свойства ............................................... 6 
4. Щелочной или кислотный гидролиз
бинарных соединений ........................................................................... 6 
5. Аммиак и его свойства ...................................................................... 7 
6. Реакции комплексных соединений ........................................... 8 
7. Восстановительные свойства иодид-иона ............................ 8 
8. С наибольшей скоростью реагируют между собой........... 9 
9. Смешанные оксиды Fе3О4 и Рb3О4 ............................................... 9 
10. Переходы Fe+2 → Fe3 и Cu+1 → Cu+2 ......................................... 10 
11. Разложение нитратов .................................................................. 10 
12. Реакция неметаллов со щелочью .......................................... 10 

Органическая химия ................................................................................. 11 

1. Некоторые редкие реакции в органической химии ...... 11 
2. Отличия фенолов от спиртов ..................................................... 11 
3. Дисахариды .......................................................................................... 12 
4. Механизмы реакций ........................................................................ 12 
5. Особенности бензола ...................................................................... 12 
6. Реакция Зинина ................................................................................. 13 
7. Реакции аминов с азотистой кислотой ................................ 13 
8. Разложение солей карбоновых кислот ................................. 14 

Задания 30–31 ..................................................................................................... 15 

1 модель ........................................................................................................... 15 
2 модель ........................................................................................................... 16 

Задание 32 ............................................................................................................. 28 
Задание 33 ............................................................................................................. 34 
Задание 34 ............................................................................................................. 38 

Задачи на материальный баланс 
с использованием кристаллогидратов .......................................... 38 
Задачи на растворимость ...................................................................... 39 

Задачи на электролиз .............................................................................. 42 
Задачи на пластинку ................................................................................ 44 
Задачи на тип соли .................................................................................... 47 
Задачи на материальный баланс ...................................................... 48 
Задачи на реакции в растворах .......................................................... 50 
Задачи на смеси ........................................................................................... 52 
Задачи на прокаливание ........................................................................ 54 

Задание 35 ............................................................................................................. 57 
Приложение 1. Периодическая система 
химических элементов Д. И. Менделеева ............................................. 66 
Приложение 2. Таблица растворимости. 
Ряд активности металлов ............................................................................. 67 
Приложение 3. Типичные окислители и восстановители .......... 68 

1. Типичные окислители........................................................................ 68 
2. Типичные восстановители .............................................................. 71 
3. Реакции диспропорционирования .............................................. 72 

Приложение 4. Качественные реакции на катионы ...................... 73 
Приложение 5. Качественные реакции на анионы......................... 75 
Приложение 6. Некоторые качественные реакции 
неорганических соединений и изменения,  
сопровождающие химические превращения..................................... 77 
Приложение 7. Словарь тривиальных названий ............................. 82 

Некоторые сложные вопросы ЕГЭ 

Неорганическая химия 

1. Совместный гидролиз солей

Совместный гидролиз часто встречается в задачах 33, где 
его не так-то просто обнаружить. Вот примеры: 
Что получится при сливании водных растворов хлорида 
алюминия и сульфида натрия (напишите уравнение реакции)? 
При совместном гидролизе солей, одна из которых гидролизуется по катиону, а другая — по аниону, гидролиз взаимно усиливается и идет до образования конечный продуктов 
гидролиза обеих солей: 
2AlCl3 + 3Na2S + 6Н2О = 2Аl(ОН)3 + 3H2S + 6NaCl 
Что получится при сливании водных растворов хлорида железа (III) и карбоната натрия (напишите уравнение 
реакции)? 
2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3Н2О = 2Fe(OH)3 + 3СО2 + 6NaCl 
Еще один пример: Порошок металлического алюминия 
смешали с твердым иодом и добавили несколько капель воды. 
К полученной соли добавили раствор гидроксида натрия до 
выпадения осадка. Образовавшийся осадок растворили в соляной кислоте. При последующем добавлении раствора карбоната натрия вновь наблюдали выпадение осадка. Напишите 
уравнения четырех описанных реакций. 
Решение: 
2Аl+ 3I2 = 2АlI3 
AlI3 + 3NaOH = Аl(OН)3 + 3NaI 
Аl(OН)3 + 3НСl = АlСl3 + 3Н2О 
2АlСl3 + 3Na2CO3 + 3Н2О = 2Аl(ОН)3 +3СО2 + 6NaCl 

2. Реакции оксидов с водой

Когда оксиды реагируют с водой? C водой реагируют 
только солеобразующие оксиды: оксиды щелочных и щелочноземельных металлов, а также кислотные оксиды, кроме оксида 
кремния. В результате реакции должен получится растворимый гидроксид. 

Примеры: 
NO + Н2О = не реагируют (так как NO — несолеобразующий оксид) 
ВаО + Н2О = Ва(ОН)2 (реагируют, так как получается растворимый гидроксид) 
CrO + Н2О = (не реагируют, так как гидроксид хрома (II) 
нерастворим) 
SO2 + Н2О = H2SO3 (реагируют, так как получается растворимый гидроксид) 
SiO2 + Н2О = (не реагируют, так как гидроксид кремния (IV), то есть кремниевая кислота — нерастворима) 
Mn2О7 + Н2О = 2HMnO4 (реагируют, так как получается 
растворимый гидроксид — марганцовая кислота) 
2NO2 + Н2О = HNO2 + HNO3 (кислотный оксид при взаимодействии которого с водой получаются две кислоты, причем 
реакция идет с изменением степеней окисления). 

3. Гидриды металлов и их свойства 

Водород способен реагировать с активными металлами 
(преимущественно стоящими до алюминия в ряду активности 
металлов, то есть это щелочные и щелочноземельные металлы). При этом образуются гидриды, например: LiH, СаН2. В гидридах степень окисления водорода равна –1! Гидриды — это 
бинарные соединения, а потому способны гидролизоваться. 
При гидролизе бинарных соединений получается гидроксид первого элемента и водород: 
NaH + Н2О = NaOH + Н2 
MgH2 + 2Н2О = Mg(OH)2 + 2H2 

4. Щелочной или кислотный гидролиз  
бинарных соединений 

Для школьного курса — экзотическая вещь, но вот в ЕГЭ 
встречается. Речь идет о таких, например, реакциях: 
РСl5 +NaOH = ? 
Ca3N2 + НСl = ? 
Здесь можно рассуждать так. Щелочь (NaOH) или кислота 
(НСl) реагируют с бинарным соединением в растворе. А это 

значит, что фактически сначала идет реакция с водой (гидролиз бинарного соединения): 
РСl5 + Н2O = Н3РО4 + НСl 
Ca3N2 + Н2О = Са(ОН)2 + NH3 
А затем продукты гидролиза реагируют с щелочью  
(в первом случае) или с кислотой (во втором случае): 
РСl5 + Н2О = Н3РО4 + НСl 
H3PO4 + NaOH = Na3PO4 + H2O 
HCl + NaOH = NaCl + Н2О 
Ca3N2 + Н2О = Са(ОН)2 + NH3 
NH3 + НСl = + NH4Cl 
В итоге уравнения будут выглядеть так: 
РСl5 + 8NaOH = Na3PO4 + 5NaCl +4Н2О 
Ca3N2 + 8НСl = 3СаСl2 + 2NH4Cl 

5. Аммиак и его свойства 

Аммиак реагирует с кислотами, присоединяя протон  
по донорно-акцепторному механизму и образуя при этом соли 
аммония. 
При пропускании аммиака через растворы многоосновных кислот могут получаться средние или кислые соли, в зависимости от того, какой из реагентов в избытке: 
NH3 + H2SO4 = NH4HSO4 (кислота в избытке) 
2NH3 + H2SO4 = 2(NH4)2SO4 (аммиак в избытке) 
Водный раствор аммиака обладает основными свойствами, поэтому с его помощью можно осаждать нерастворимые 
гидроксиды металлов. 
Еще пример: через водный раствор сульфата хрома (III) 
пропустили избыток аммиака. 
Cr2(SO4)3 + 6NH3 + 6Н2О = 2Cr(OH)3 + 3(NH4)2SO4 
Фактически это та же реакция, что и: 
Cr2(SO4)3 + 6NH4OH = 2Сr(ОН)3 + 3(NH4)2SO4, но формулу 
NH4OH сейчас писать не принято. 
Аммиак — восстановитель. В частности, способен восстанавливать металлы из оксидов. 
Через оксид меди (II) пропустили поток аммиака при 
нагревании. 
3СuО + 2NH3 = 3Сu + N2 + 3Н2О 

Аммиак способен быть лигандом и может образовывать 
комплексы — аммиакаты. Особенно вероятно упоминание  
в ЕГЭ аммиачного комплекса меди, так как он имеет яркосинее окрашивание и может использоваться для обнаружения 
соединений двухвалентной меди. 
CuSO4 + 2NH3 + 2Н2О = Сu(ОН)2 + (NH2)2SO4 (так как аммиак действует как щелочь) 
А потом: Сu(ОН)2 + 4NH3 = [Cu(NH3)4](OH)2 

6. Реакции комплексных соединений 

Гидроксокомплексы разрушаются кислотами и кислотными оксидами. При небольшом количестве кислоты — реагирует только внешняя сфера: 
Na[Al(OH)4] + НСl = NaCl + Аl(ОН)3 + Н2О 
При избытке кислоты реагирует и внешняя сфера и комплексообразователь: 
Na[Al(OH)4] + 4НСl = NaCl + АlСl3 + 4Н2О 
Углекислый газ, будучи слабой кислотой, реагирует только 
со внешней сферой: Na[Al(OH)4] + СО2 = NaHCO3 + Аl(OН)3 (кислая 
соль получается, так как реакция идет при избытке углекислого газа) 
Аммиачные комплексы разрушаются кислотами, которые 
связывают аммиак в прочные ионы аммония: 
[Cu(NH3)4](OH)2 + 6НСl = CuCl2 + 4NH4Cl + 2Н2О 
Еще примеры: 
К3[Аl(ОН)6] + 6НВr = 3КВг + АlВr3 + 6Н2О 
К3[Аl(ОН)6] + 3НВr = 3КВr + Аl(ОН)3 + 3Н2О 
Na2[Zn(OH)4] + 2СО2 = 2NaHCO3 + Zn(OH)2 
К[Аl(ОН)4] = КАlO2 + 2Н2О (t°) 
[Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 = 2NH4NO3 + AgCl 

7. Восстановительные свойства иодид-иона 

Анион йода (I) (например: HI, NaI, KI) в большинстве реакций участвует не в реакциях обмена, а является восстановителем. 
Например: 
В реакции FeCl3 + KI получается вовсе не FeI3 и КСl, а идет 
восстановление трехвалентного железа до двухвалентного: 
2FeCl3 + 2KI = I2 + 2FeCl2 + 2КСl 

Еще примеры: 
2CuSO4 + 4KI = 2CuI + I2 + 2K2SO4 (двухвалентная медь восстанавливается до одновалентной) 
Fe2O3 + 6HI = 2FeI2 + I2 + 3H2O 
KNO2 + NH4I = KI + N2 + 2H2O 
H2O2 + 2KI = I2 + 2KOH 

8. С наибольшей скоростью реагируют между собой... 

Вообще с наибольшей скоростью идут те реакции,  
которые сопровождаются взрывами. А при обычных условиях — реакции ионного обмена в водных растворах. Почему? 
Потому что в них участвуют электролиты, которые уже диссоциированы, связи разрушены. Поэтому ничто не мешает ионам 
моментально соединиться между собой. Можно считать, что 
активационный барьер такой реакции приближается к нулю. 
Например: 
Какие вещества реагируют между собой с наибольшей 
скоростью при комнатной температуре: 
HCl(p-p) и NaOH(p-p) 
S(тв.) И Н2(Г) 
СО2(г) и Н2О(ж) 
FeS2(тв.) и О2(г) 
Правильный ответ HCl(p-p) и NaOH(p-p), так как это реакция ионного обмена. 

9. Смешанные оксиды Fе3О4 и Рb3О4 

Железо образует смешанный оксид — железную окалину 
Fe3O4 (FeO × Fе2O3) со степенями окисления +2 и +3. 
Свинец образует смешанный оксид — сурик Рb3О4 (2РbО ×  
× РbО2) со степенями окисления +2 и +4. 
При реакциях этих оксидов с кислотами могут получаться сразу две соли: 
Fe3O4 + 8НСl = FeCl2 + 2FeCl3 + 4Н2О 
Fe3O4 + 10НNO3(конц) = 3Fe(NO3)3 + NO2 + 5Н2О (две соли 
не образуются, так азотная кислота окисляет двухвалентное 
железо в трехвалентное). 
Pb3O4 + 4HNO3 = 2Pb(NO3)2 + РbО2 + Н2О (РbО2 амфотерен, 
поэтому в соль не превращается).