Френкель Е. - Общая химия. Самоучитель (2017)

Формат документа: pdf
Размер документа: 1.89 Мб





Прямая ссылка будет доступна
примерно через: 45 сек.



  • Сообщить о нарушении / Abuse
    Все документы на сайте взяты из открытых источников, которые размещаются пользователями. Приносим свои глубочайшие извинения, если Ваш документ был опубликован без Вашего на то согласия.

С
ерия книг Е. Френкель — ноьвое слово в са-
мообразовании. Занимаьюсь с учениками
с совершенно разной поьдготовкой по методикье
автора уже несколько леьт. Кому-то нужно было
просто подтянуть знаниья, кому-то подготовитьь-
ся к поступлению на химиьческий факультет.
И во всех случаях эта метоьдика работает! Очень
благодарен автору.
Виталий,
репетитор по химии, Москвма
П
ока что не встретила бьолее понятных по-
собий по химии. Учусь в 11 классе, готов-
люсь поступать в вуз. Нрьавится то, что в книгах
очень много заданий и упьражнений для само-
проверки.
Мария,
школьница, Воронеж

Н
ужно было подтянуть сына ьпо химии, так
как этот предмет совсьем никак ему не да-
вался. У меня в школе тожье были сложности
с освоением этого предьмета. Хотелось наконец-
то ее понять и помочь сыьну. Могу с уверенно-
стью сказать, что, какоьй бы ни была ваша под-
готовка, вы сможете поньять и полюбить химию
благодаря методике авьтора!
Екатерина,
домохозяйка, Хабаровсмк

Эффективная методика,
которая поможет сдать экзамены и понять химию

ISBN 978-5-17-982374-2
УДК 54(075.4)
ББК 24я7
Ф86 Все права защищены. Никмакая часть
данной книги не мо жет быть воспроизведенма
в какой бы то ни было фомрме без письменного разрешения владельцев амвторских прав.
Френкель, Евгения Николаевна.
Ф86 Общая химия. Самоучительь. Эффективная методи-
ка, которая поможет сьдать экзамены и понять химьию /
Е. Н. Френкель. — Москва : Издаьтельство АСТ, 2017. —
308, [1] с. — (Средняя и старшаья школа. Лучшие методикьи
обучения).
ISBN 978-5-17-982374-2
Самоучитель основан наь методике, которую авьтор с успехом ис-
пользует более 20 лет. С помощью этой методикьи множество школь-
ников смогли поступитьь на химические факультеты и в медицинские
вузы. Самоучитель особьенно полезен ученикам 11 ькласса, которые
повторяют общую химиюь, а также тем, кто готовьится к ЕГЭ по хи-
мии и хочет получить отьличную оценку на экзаменаьх. Встретившись со сложнымьи вопросами, которые вьызывают за-
труднения, вы сразу же пьолучите помощь в виде пьояснений, коммен-
тариев, объяснений, приьмеров. В конце каждой глаьвы приводятся
проверочные задания и ьупражнения для закрепьления материала. Книга в доступной формеь позволяет ПОНЯТЬ этот интересный
и сложный предмет, а выпускникам — подготовитьься к ЕГЭ. Книга будет полезна родитмелям, которые заботятсям об образова-
нии детей, репетиторам, стмудентам и преподавателям ми всем, кто
хочет понимать химию и, конмечно же, всем школьникам.м
© Френкель Е. Н., 2017
© ООО «Издательство АСТ», 2017
Макет подготовлен редаькцией
Научный рецензент:
Френкель Ефим Эликович,
кандидат химических наьук, профессор
(кафедра химии Вольскогоь военного института материального обеспечьения)

Оглавление
От автора . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .ь . . . . . . . . . . . . 8
Глава 1. Основные понятия и законы предмета «химия». . . . . . . . . 11
Выводы по главе 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .ь 16
Вопросы и упражнения к гьлаве 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17
Глава 2. Строение атома . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 18 2.1. Распределение электроноьв в поле ядра атома . . . . . . . . . 19
2.2. Периодический закон Меьнделеева . . . . . . . . . . . . . . . . . . 52
Выводы по главе 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .ь 58
Вопросы и упражнения к гьлаве 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 59
Задания ЕГЭ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .ь . . . . . 60
Глава 3. Химическая связь . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 66 3.1. Ковалентная связь . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 66
3.2. Ионная связь . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . ь. 76
3.3. Электронные и графическиье формулы. . . . . . . . . . . . . . . 79
3.4. Химическая связь и агрегатные состояния веьщества . . . 86
3.5. Расчёты для газов . . . . . . . . . . . ь. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 96
Выводы по главе 3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 106
Вопросы, задачи и упражьнения к главе 3 . . . . . . . . . . . . . . . . 107
Задания ЕГЭ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .ь . . . . 109
Глава 4. Скорость химичесякой реакции . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 114
4.1. Зависимость скоростиь химической реакции
от различных факторов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 114
4.2. Обратимость химическиьх процессов.
Принцип Ле-Шателье . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 131
Выводы по главе 4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 137

6 Оглавление
Вопросы и упражнения к гьлаве 4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 138
Задания ЕГЭ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .ь . . . . 140
Глава 5. Растворы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .ь . . . 145 5.1. Вещество и смесь. Дисперьсные системы . . . . . . . . . . . . 145
5.2. Разделение смесей. Споьсобы очистки веществ . . . . . . . 152
5.3. Растворы и растворимоьсть . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 157
5.4. Задачи по теме «Спосоьбы выражения
состава растворов» . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 169
Выводы по главе 5 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 179
Вопросы и упражнения к гьлаве 5 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 180
Задания ЕГЭ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .ь . . . . 181
Глава 6. Основные классыя неорганических соедиянений . . . . . . . . 183 6.1. Оксиды . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . ь. . . . . 183
6.2. Гидроксиды. Кислоты и осьнования . . . . . . . . . . . . . . . . . 193
6.3. Способы получения кисльот и их свойства . . . . . . . . . . . 195
6.4. Способы получения осноьваний и свойства
щелочей . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .ь . . . . 202
6.5. Соли . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .ь . . . . . . . 207
6.6. Задачи по теме «Спосоьбы получения
и свойства неорганичеьских веществ
различных классов» . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 214
Выводы по главе 6 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 222
Вопросы и упражнения к гьлаве 6 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 223
Глава 7. Электролитическаяя диссоциация и ионные
процессы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . ь. . . . 234
7.1. История создания теорьии электролитической
диссоциации . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .ь 234
7.2. Научные основы теории элекьтролитической
диссоциации . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .ь 236
7.3. Электролитическая дисьсоциация соединений
различных классов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 239
7.4. Ионные реакции в растворьах . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 248

Оглавление 7
7.5. Понятие о водородном пьоказателе (рН).
Реакция среды. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 253
7.6. Гидролиз солей . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 257
Выводы по главе 7 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 262
Вопросы и упражнения к гьлаве 7 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 263
Задания ЕГЭ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .ь . . . . 264
Глава 8. Окислительно-воссятановительные реакции . . . . . . . . . . . 267
8.1. Понятие об окислительноь-восстановительных
реакциях. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . ь. . . . 267
8.2. Степень окисления и повьедение атомов в ОВР . . . . . . 268
8.3. Метод электронного баланьса. Типы ОВР . . . . . . . . . . . . 274
8.4. Метод электронно-ионных поьлуреакций . . . . . . . . . . . 279
8.5. Электрохимические процессы.
Электрохимический рядь металлов . . . . . . . . . . . . . . . . . 284
8.6. Гальванический элемент. Коррозия металлов . . . . . . . . 291
8.7. Электролиз . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .ь . 295
8.8. Типы химических реакций . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 299
Выводы по главе 8 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 301
Вопросы и упражнения к гьлаве 8 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 302
Задания ЕГЭ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .ь . . . . 304
Литература . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .ь . . . . . . . . . 309

ОТ АВТОРА
Уважаемый читатель!
Предлагаемый Вашему вниьманию Самоучитель —
не обычный учебник. В нём неь просто излагаются
какие-то факты, не простьо описываются свойствьа ве-
ществ, как в обычном учеьбнике. Эта книга объясняет
и учит, особенно, если Вы не можеьте или стесняетесь
обратиться за разъяснеьниями к учителю. Самоучитель имеет дваь уровня сложности. Самоьучи-
тель первого уровня слоьжности издан одной книгьой:
Химия. Самоучитель. Книга для тех, кято хочет сдать экза-
мены, а также понять и полюбить химию (Е. Н. Френкель,
«Издательство АСТ», 2017). В дальнейшем, если у Вас
будут возникать затруьднения, я буду ссылатьсяь на эту
книжку, именуя её «Химия. Самоучитель» (1-й уро-
вень) или «Самоучитель 1» . А чтобы таких затрудненьий
не было, желательно вначалье ознакомиться именно
с ней, а затем изучать аьналогичный раздел Самоуьчите-
ля второго уровня, котоьрый объясняет многие праьвила
и алгоритмы, изложенные вь Самоучителе 1. Предлагаемая Вам книга —ь первая часть Самоучиь-
теля второго уровня слоьжности. Главы в ней располо-
жены в той же последоваьтельности, что и в Самоуьчите-
ле 1. Но если в Самоучитеьле 1 объясняли, как состаьвить
формулу, написать уравнение реьакции, то в Самоучи-
теле 2 отвечают на вопрьосы «почему». Кроме тоьго,
в нём есть «избыточные» сьведения, например о квьан-
товых числах, растворимьости, константах равновьесия
и диссоциации, электрохиьмических процессах и дрь.
Казалось бы, зачем даваьть «лишнее»? А затем, чтоьбы

От автора 9
с пониманием ответитьь на вопросы ЕГЭ об основноьм
и возбуждённом состояньии, смещении равновесиья,
влиянии на степень диссьоциации различных факто-
ров, причинах коррозииь металлов и т. д.
Самоучитель рассчитаьн на самостоятельную работу
ученика. Главное, чтобы Вы отвечали по ходу чтения
на те вопросы, которые встречаются ьв тексте. Если Вы
не смогли ответить на воьпрос — читайте вниматьельнее
ещё раз: все ответы имеюьтся рядом. В тексте посьобия
есть главы (3.5, 5.4, 6.5), в которыьх объясняется, как
решать задачи повышенньой сложности. Желательно также выполняьть все упражнения, ко-
торые встречаются по ьходу объяснения нового мьате-
риала. В этом Вам помогуть многочисленные обучаю-
щие алгоритмы, которые есть в 1-й частиь Самоучителя
первого уровня (ссылки ньа эти алгоритмы и на необ-ь
ходимые «подсказки» дьаны в тексте), а также в дьанной
книге. В Самоучителе приьведены в основном схемы
химических реакций. Коэффициенты уравнений ре-
акций нужно расставлять саммим , даже если об этом
не сказано в задании. В конце каждой главы имеюьтся упражнения, вопро-ь
сы и задания, которые прьоверяют степень усвоения
предложенного материаьла. Если Вы смогли, не подгляь-
дывая в текст главы, отвеьтить на эти вопросы, сдельать
все упражнения — замечьательно. В противном случьае
ещё раз перечитайте глаьву. Желательно также выпол-
нять все упражнения, коьторые встречаются по ьходу
объяснения нового матерьиала . Во многих главах по-
собия рассматриваються способы решения некьоторых
типов задач и заданийь, которые встречаютсяь в ЕГЭ. В любом случае при подгоьтовке к ЕГЭ, используя
соответствующие посоьбия с выборочными ответьами,
рекомендуется ответить на постаьвленный вопрос, вы-
писать номера правильньых ответов или сам правьиль-

10 От автора
ный ответ, а потом только сверитьь их с правильными
ответами, которые даны ьв пособии. В этом случаеь Вы
будете готовы к ЕГЭ, дажеь если исчезнут выборочьные
ответы, как планируют оьрганизаторы экзамена.
Самоучитель второго уровням состоит из трёх книг:
• Общая химия. Самоучительь. Эффективная мето- дика, которая поможеть сдать экзамены и понять
химию (Самоучитель 2–1) —ь данная книга;
• Неорганическая химия. Сьамоучитель. Эффектив- ная методика, котораяь поможет сдать экзаменьы
и понять химию (Самоучиьтель 2–2);
• Органическая химия. Самьоучитель. Эффективная методика, которая помьожет сдать экзамены и поь-
нять химию (Самоучительь 2–3).
Изучив все три книги, Вы бьудете готовы к сдаче ЕГЭ
наилучшим образом.
Желаю успехов!

Глава 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ
И ЗАКОНЫ ПРЕДМЕТА
«
ХИМИЯ »
Химия — это наука о веществах ир их превращениях.
При этом исследуются неь всякие превращения,
а только такие, при котьорых • обязательно изменяется состав илиь строение мо-
лекул;
• никогда не изменяется состав ьи заряд ядер атомов.
В этом определении встрьечаются такие понятиья,
как «вещество», «молекула», «атом». Разберём эти по-
нятия подробнее. Вещество — это то, из чего состояьт окружающие
нас предметы. Каждому аьбсолютно чистому вещесьтву
(таких в природе, кстатьи, не существует) приписывают
определённую химическуью формулу, которая отражает
его состав, например: • Н
2О — вещество вода;
• C
63H88N14O14PCo — вещество витамин В 12.
Наименьшая частица вещеьства, которая отражаеьт
его качественный и колиьчественный состав, назывьа-
ется молекулой. Молекула состоит из атьомов, соединённых хими-
ческими связями. Выше приведены молекулярьные формулы двух ве-
ществ. Следует отметить, что далекьо не все вещества
состоят из молекул, таьк как существуют вещесьтва, ко-
торые состоят из атомьов или ионов. Например, аьлмаз
состоит из атомов углеьрода, а обычная повареньная
соль — из ионов Na
+ и ионов Cl – (условная «молеку-
ла» — NaСl).

12 Глава 1. Основные понятия и законы предмета «химия»
Но, если вещество состоьит из молекул, то любое
изменение состава или строения ьмолекулы приводит
к изменению самого вещеьства, его свойств.
Вопрос. Чем отличаются химичеськие формулы ве-
ществ: Н
2О и Н 2О2?
Хотя по составу молекуьлы этих веществ отличаютсья
на один атом кислородаь, сами вещества по свойьствам
сильно отличаются другь от друга. Воду Н
2О мы пьём
и жить без неё не можем, аь Н
2О2 — перекись водорода,
пить нельзя, в быту её испьользуют для обесцвечивьания
волос.
Вопрос. А чем отличаются химичьеские формулы ве-
ществ:
H O
C
H–C–OH
H–C–OH
H–C–OH
H–C–OH
CH
2–OH H O
C
H–C–OH
O–C–H
H–C–OH
H–C–OH
CH 2–OH
H
(А) и (Б) Состав этих веществ — альлозы (А) и глюкозы (Б) —
одинаков — С
6Н12О6. Отличаются они строением мо-
лекул, в данном случае раьсположением групп ОН
в пространстве. Глюкоза — универсальный иьсточник
энергии для большинства ьживых организмов, а аллозьа

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «химия» 13
практически не встреьчается в природе и не мьожет быть
источником энергии.
Как уже отмечалось, моьлекулы состоят из химичье-
ски связанных атомов. Атом — это электронейтральнаяь частица, которая
состоит из положителььно заряженного ядра и оьтрица-
тельно заряженных электроьнов. В химических процессах обязательно изменяется рас-
пределение электронов вокмруг ядра или даже изменяетмся
их число. В последнем случае атомь отдаёт или прини-
мает электроны и превраьщается в заряженную чаьсти-
цу — ион. Но в химических реакциях никогда не меняется
состав ядра атома, заряд ядра атома. Поэтому заряд
ядра атома является сьвоеобразным «паспортьом» хими-
ческого элемента. Химический элемент — совокупность атомовь или
ионов с одинаковым зарьядом ядра. Это не означает, что химический элементь образуют
одинаковые атомы. Атомы оьдного элемента могут от-
личаться друг от друга ьпо массе. Это — изотопы. Так,
химический элемент «воьдород» встречается вь природе
в виде трёх изотопов:
1Н — протий; 2Н — дейтерий (D); 3Н — тритий (Т).
Цифра вверху слева у симьвола химического элемень-
та означает массу ядрьа его атома. Химический элемент кисьлород также представьлен
тремя природными изотьопами:
16О, 17О, 18О.
Упражнение 1.1. Укажите составы атомовь изотопов во-
дорода и кислорода. Прьи затруднении см. Самоьучитель
1, с. 59.

14 Глава 1. Основные понятия и законы предмета «химия»
Если разные вещества содьержат атомы одного и тоьго
же химического элементаь, это не означает, что эти ве-
щества имеют одни и те ьже свойства. Например, химический эльемент «хлор» в виде атоь-
марного хлора Cl
• разрушает инертные меьтан и фрео-
ны, а также атмосферный оьзон. Тот же элемент в виде
молекулярного хлора Cl
2 ядовит, активно реагирует
с водой, многими металльами. Ионы хлора Cl
– (химический элемент — тоьт же!)
в составе NaCl химическиь инертны, а с биологическьой
точки зрения не только ьбезвредны, но и полезны длья
нас. Эти ионы являются макроьэлементами нашей пищи,
которые входят в состаьв крови, желудочного соька. Су-
точная потребность — дьо 5 граммов. Если в состав веществаь входят атомы только однього
химического элемента — эьто простое вещество. При-
чём некоторые химическиье элементы образуют не-
сколько простых веществь. Так, химический элемент кьислород (О) образует два
простых вещества: О
2 — кислород и О 3 — озон *. А хи-
мический элемент углероьд (С) образует четыре про-
стых вещества, причём ни оьдно из них не называется
«углерод». Эти веществаь отличаются пространсьтвен-
ным расположением атомьов:
— алмаз — атомы углерода находяьтся в вершинах во-
ображаемых тетраэдровь;
* В 2002 г. появилось сообщение о ьсуществовании ещё одногоь
простого вещества кисьлорода — O
4.

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «химия» 15
— графит — атомы углерода находятсья в одной пло-
скости;
— карбин — атомы углерода образьуют «нити».
В четвертой модификациьи «углерода» — фуллере-
не — атомы углерода образьуют сферу, т. е. молекулы
фуллерена напоминают мячик
*.
Существование элементаь в виде нескольких про-
стых веществ называетсяь аллотропией. Алмаз, графит,
карбин, фуллерены — аллотропные модификацьии угле-
рода. Таким образом, не следуьет путать эти понятия: «ьхи-
мический элемент» и «пьростое вещество», а таькже «мо-
лекула» и «атом». Часто в текстах слова «ьмолекула» или «атом» зьаменя-
ют соответствующими хьимическими символамиь, но не
всегда правильно. Так, нельзя писать: «В состьав воды
входит Н
2», так как речь здесь идьёт о химическом элемен-
те водороде — Н . Нужно писать: «В составь воды вхо-
дит (Н )». Аналогично, правильнойь будет запись: «При
действии металла на раьствор кислоты выделитсья Н
2»,
т. е. вещество водород, молекула котьорого двухатомна.
Как известно, в составь сложных веществ входят ато-
мы разных химических элемеьнтов. Эти атомы соеди-
няются между собой раьзнообразными химическиьми
связями: ковалентными, иьонными, металлическими.ь Способность атома обрьазовывать определённое
число ковалентных химических связей назыьвается ва-
*
Подробнее см. Самоучитьель 2–2, глава 5.3.

16 Глава 1. Основные понятия и законы предмета «химия»
лентностью. Подробнее см. главу 3 «Хиьмическая связь».
Правильнее всего опредьелять валентность по граьфи-
ческим или структурнымь формулам, например СаС
2:
С валентность Са равна двьум (II)
Са
С валентность С равна четьырём (IV)
В таких формулах одна чёртьочка (валентный штрих)
обозначает одну ковальентную связь, т. е. «одну валент-
ность». На практике чаще всего ьвалентность определяють
по молекулярной формулеь, хотя здесь правильнее гьо-
ворить о степени окисления элемента (см. главу 7, Са-
моучитель 1). Иногда резулььтат определения степеьни
окисления соответствьует реальному значению вьалент-
ности, но бывают и неодиьнаковые результаты.
Упражнение 1.2. Определите степени окьисления хи-
мических элементов калььция и углерода по формулье
СаС
2. Совпадает ли полученньый результат с реальным
значением валентности?ь
Фундаментальными законаьми химии являются За-
кон сохранения массы (см. Самоучитель 1, с. 18) и Пе-
риодический закон Мендмелеева . Закон Менделеева будеть
рассмотрен в следующейь главе.
ВЫ В О Д по главе 1
В химических реакциях всьегда происходят изменеь-
ния состава и (или) строьения вещества, т. е. его струк-
турных единиц: молекул, атьомов, ионов.

ВОПРОСЫ и УПРАЖНЕНИЯ к главе 1
1. Что изучает химия?
2. Из каких частиц состоить вещество?
3. Дайте определения следьующим понятиям: «мо-лекула», «атом», «ион», ь«химический элемент».
4. Замените в следующих фраьзах слова «кислород» и «озон» соответствуьющими химическими симь-
волами или химическимиь формулами:
а. Рыбы дышат кислородом, раьстворённым в воде.
б. Кислород образует два простых веществаь — кислород и озон.
5. Проставьте в следующих фразах вмеьсто много- точия слова: «химическьий элемент», «простое
вещество», «молекула»,ь «атом»:
а. …водород — самый распьространённый во Все-ленной.
б. В состав … воды входят дьва … водорода.
в. При действии металла наь кислоту выделяется … водород.
6. Сформулируйте основныеь законы химии. Дайте пояснения.

Глава 2. С Т РОЕНИЕ АТОМА
Все вещества состоят иьз атомов в той или инойь фор-
ме. Например, некоторыеь атомы объединяются в мьоле-
кулы, другие в ходе химичьеских реакций превращаьются
в ионы.
Атом — электронейтральная чаьстица, состоящая
из положительно заряжеьнного ядра и отрицательньо
заряженных электронов
*.
Атомы с одинаковым заряьдом ядра относятся к оьд-
ному химическому элемеьнту. Это не означает, что хими-
ческий элемент — это совьокупность одинаковых атомов.
Все естественные элементьы, т. е. те, которые встреча-
ются в природе, предсьтавлены в виде смеси изьотопов.
Например, элемент кислорьод представлен тремя иьзо-
топами:
16 О; 17О; 18О.
Вопрос. Чем отличаются изотопьы?
Упражнение 2.1. Укажите состав ядер изьотопов кисло-
рода и число электроновь в этих атомах.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Каково число нейтроноьв у изотопа
цинка-70 (
70Zn)?
Обратите внимание, чтоь поскольку количествоь
электронов в атоме равьно количеству протоноьв, то
* Подробнее см. Самоучитьель 1, гл. 3.

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 19
количество электронов у мвсех изотопов данного элмемента
одинаково. Но в химических процессьах участвуют не все
электроны, а только валентьные электроны. Возникает
проблема: а число валентных электронов у изотопов
данного элемента одинакоьво или нет? Почему? Ответьы
на эти вопросы вы найдётеь в этой главе.
2.1. Распределение электронов в поле
ядра атома
Где находится электрон в ьатоме? Ответ на этот, ка-
залось бы, очень простойь вопрос непрост. В 1911 г. Резерфорд
* разработал так называьемую пла-
нетарную модель строения атома, в которой каждый атомь
уподоблялся миниатюрньой солнечной системе. Воь-
круг ядра-«Солнца» вращаьются «планеты»-электроньы.
Но согласно законам класьсической механики элекьтрон,
вращаясь вокруг ядра, дьолжен непрерывно испускать
энергию и в результате очень быстро, за миьллионные
доли секунды, упасть на яьдро. Но этого не происходьит!
Противоречие было разрьешено работами Бора
**, кото-
рый исследовал электроньное строение атома. Уже в 1913 г. Бор существенно дополнил планетарную
модель Резерфорда-Бора , введя квантово-механиьческие
представления, которыеь описывали состояние элеьктро-
на в атоме. Согласно этимь представлениям, электрьон
* РЕЗЕРФОРД Эрнест (30.08.1871–19.10.1937) — английский уьчё-
ный, заложил основы совреьменного учения о радиоаьктивности
и строении атома, первьым осуществил искусственное расще-
пление ядра атома.
** БОР Нильс Хенрик Давид (7.10.1885–18.11.1962) — выдающийся
датский физик, создатьель первой квантовой тьеории атома. Его
труды оказали влияние нье только на физику XX векаь, но и на со-
временное научное мировоззрение.

20 Глава 2. Строение атома
проявляет двойственныье свойства: и частицы, иь волны.
Поэтому электроны могут ньаходиться только на стаьци-
онарных, разрешённых орбитах, причём эти стацьионар-
ные орбиты таковы, что дльина их орбит (l ) равна целому
числу (n ) длин волн электрона (рис.ь 1).
n = 5
Несогласованность
n = 4
1
3
Рис. 1. Разрешённые (а) и нераьзрешённые (б) орбиты электронов
*
Величина «n» (эн) — главное квантовое числмо. Все-
го квантовых чисел — четьыре. При помощи этих чисель
можно описать состояньие каждого электрона в аьтоме.
При этом всегда должен сьоблюдаться принцип (запрет)
Паули
**:
в атоме не может быть двух электронов с одинаковым
набором четырёх квантоявых чисел.
* Здесь и далее в гл. 2 рисуьнки взяты из книги «Основьные зако-
ны химии», изд-во Мир, Москьва, 1982.
** ПАУЛИ Вольфганг Эрнст (25.04.1890–15.12.1958) — австрий-
ско-швейцарский физикь-теоретик. Один из создьателей кванто-
вой механики и релятивьистской квантовой теьории поля. Сфор-
мулировал (1925) принцип, назьванный его именем. Включиьл
спин в общий формализм квьантовой механики. Предськазал
(1930) существование нейтрьино. Труды по теории относитьель-
ности, магнетизму, мезонной теории ядерьных сил и др. Нобе-
левская премия по физиьке (1945).
аб

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 21
Таким образом, состояньие электрона в атоме опьи-
сывается при помощи чеьтырёх квантовых чисел:
«n» — главное квантовое число,
«l» — побочное (орбитальное) квантовоеь число,
«m» — магнитное квантовое число,
«s» — спиновое квантовое число (спин).
Рассмотрим «химическиьй» смысл этих величин.
Главное квантовое числмо n принимает любые положиь-
тельные целочисленные значьения:
n = 1, 2, 3, …
Каждое значение n указывает, на каком уровне (ор-
бите) находится данный элеьктрон и максимально возь-
можный радиус этой орбиты. Строго говьоря, плоских
орбит (окружностей, эллиьпсов) в атоме не сущестьвует.
Таким образом, общеприьнятое изображение атоьма
не соответствует истине.

22 Глава 2. Строение атома
Если использовать квантьово-механические предь-
ставления о строении аьтома, то следует говорить о ве-
роятности нахождения электрона гдеь-либо в поле ядра
атома (рис. 2).
Область пространства, гьде вероятность нахождеьния
электрона максимальна, ньазывается электронным
облаком.
Рисунок 2 показывает форьму электронного облака
s-орбитали. Это сфера, которая включает в сеьбя область
пространства, где вероьятность нахождения электьрона
составляет не менее 0,9. Кроме того, при помощи ьэтой величины n оцени-
вают энергию электрона (Еь):
чем больше значение n,
тем больше энергия электромна.
Поэтому совокупность эльектронов с одинаковым
значением n образует энергетический уровень.
Рис. 2. s-Электронное облакоь y
3s z
x

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 23
Пример атома, распредьеление электронов которього
следующее: ) ) ) 2 8 1
n=1 n=2 n=3
Эта схема показывает, что для двух электроновь пер-
вого уровня значение главногьо квантового числа равьно
1 , а для всех 8 электронов второго энергетического
уровня значение главногьо квантового числа равьно 2 .
Максимальную энергию в этьом атоме имеет един-
ственный электрон третьего, внешнего уровня n=3.
Электроны, имеющие максиьмальный запас энергии,
наиболее активно учасьтвуют в образовании хиьмических
связей. Поэтому валентные электроны располагаются
прежде всего на внешнем энергетическом урмовне. В элек-
тронных формулах значениеь n обозначают цифрой:
1s 2s 2p 3s 3p
n=1 n=2 n=3
Кроме того, n указывает на радиус (эффективный
объём) орбитали (рис. 3). Второе квантовое числоь обозначается буквойь l (эль)
и указывает на вид подуьровня. Это — побочное (орьби-
тальное) квантовое числьо, его значения зависять от зна-
чения n: l = 0, 1, 2, … , (n – 1)
То есть l может принимать значеьния от 0 до (n – 1).
Например, если n = 3 (электрон находится на третьем
энергетическом уровнеь), то значения l могут быть:
0, 1 или 2,
причём значение 2 — максимально возможноье, так как
(3 – 1) = 2.

24 Глава 2. Строение атома
Всего получаем три таких значения l. Посколь-
ку каждое значение l указывает на вид подуровня , это
означает, что на третьем уровне может быть толькьо три
подуровня. Легко показьать, что число возможных под-
уровней совпадает с номемром уровня. Каждое значение l указывает на вид подуровня: под-
уровень с l = 0 обозначается буквоьй «s» и называется
«s-подуровень». Если l = 1, то речь идёт о р-подурьовне;
l = 2 соответствует d-подуровень. Каждый пьодуровень
характеризуется различной формой ьэлектронного об-
лака (рис. 4). Поскольку форма электроьнных облаков различна,
различна и энергия электрьонов, занимающих разные
подуровни данного уровьня, причём:
Е(s) < Е(p) < Е(d)
Так как энергия любой сисьтемы стремится к мини-
муму, то на данном уровне электронами сначала заьпол-
няется s-подуровень, затьем р-подуровень и наконьец
d-подуровень. Этот порядок никогда не нарушается!
n = 1
n = 2 n = 3
n определяет эффективный объем орбитали
Рис. 3. Зависимость эффектьивного объёма орбитали от величины n

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 25
Возникает вопрос: в какьом порядке заполняютсья
подуровни разных уровнеьй? Для ответа на него нужноь
сравнить энергии электроьнов, которые занимают этьи
уровни и подуровни. При этом используют праьктические правила Клеьч-
ковского. Первое правило Клечковского
*:
из двух электронов тот имеет меньшую энергию, у ко-
торого меньше сумма (n + l).
* КЛЕЧКОВСКИЙ Всеволод Маврикиевич (28.11.1900–2.05.1972) —
советский агрохимик, аькадемик ВАСХНИЛ (с 1956). Внёс вклад
в физико-математическьое обоснование явленияь периодичности.
В частности, ввёл (1951) предьставления о (n +l)-обла стях элек-
тронных состояний в атомьах и сформулировал ( n+ l)-правила
фор мирования электронных коьнфигураций атомов по меьре ро-
ста заряда ядра (правьила Клечковского).
Рис. 4. Форма электронных обьлаков
l = 0
l = 1
l = 2
l определяет форму орбиьтали

26 Глава 2. Строение атома
Сравним энергию электроьнов следующих подуров-
ней:
3 d и 4 s
n = 3, l = 2 n = 4, l = 0
Е ~ 3 + 2 (5) Е ~ 4 + 0 (4)
здесь энергия больше! Сравним энергию электроьнов подуровней:
3 р и 4 s
( 3 + 1) (4 + 0)
Е ~ 3 + 1 (4) Е ~ 4 + 0 (4)
суммы одинаковы! Но второе правило Клечковсякого гласит:
если суммы (n + l) одинаковы, то меньшую энергию
имеет тот электрон, у которого меньше n (главное
квантовое число).
Сравним ещё раз:
3 р и 4 s
(n + l) = 4 (n + l) = 4
но: n = 3 n = 4
энергия меньше! В какой последовательноьсти будут заполнятьсяь
электронами подуровниь в атоме? Ответ на этот воьпрос
даёт принцип наименьшей энергими :
наиболее устойчивое состояние эляектрона в атоме со-
ответствует минимальному значеянию его энергии
или из всех возможных распределений электронов в атоме
реализуется только одно — то, кяоторое соответствует
минимальной энергии электронов.

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 27
Значит, в первую очередь запоьлняются те подуров-
ни, электроны которых имеюьт минимальную энергию,
т. е. минимальное значениеь суммы (n + l). Это означает, что пока не заполнитсяь 4s-подуровень,
3d-подуровень заполнятьсья не может. Соответственно
сначала электроны должны зьаполнить 3р-подуровень,
и только потом появитсья первый электрон на 4s-под-
уровне. Отсюда можно вывести очьень важное правило, ко-
торое, впрочем, извесьтно всем:
на внешнем энергетическом уровне любяого атома
не может быть больше восьми элеяктронов.
Действительно, если на вньешнем уровне с номеромь
n имеется 8 электронов, тоь строение его:
ns
2 np 6.
Теперь возможны два варьианта:
• заполняется nd-подуровень, т. е. следующий под-
уровень данного уровня;
• или заполняется s-подуровень следующего (n + 1)
уровня.
Рассчитаем энергии этих эьлектронов:
Е(nd) = n + 2
Е(n + 1)s = (n + 1) + 0 = n + 1 ← эта величина меньше!
Значит, как только на n-ном (внешнем) уровне будет
8 электронов, следующий эльектрон появится на следу-
ющем (n + 1) уровне. А теперь попробуем вывести последоватьельность за-
полнения уровней и подуьровней в атомах. Для этогоь
составим таблицу (табль. 1).

28 Глава 2. Строение атома
Таблица 1
Последовательность заполнения электронами уровней и подуровней
Уровень 1 2 3 45
Поду-
ровеньs spspdspdf spdf g
Значе-
ние l 001012012301234
n + l
1+0 2+0 2+1 3+0 3+1 3+2 4+0 4+1 4+2 4+3 5+0 5+1 5+2 5+3 5+4
Сумма 1 23345456756789
Отсюда получаем последьовательность заполненияь
подуровней:
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p →
5s → … схема (1).
А это есть последователььность появления химиче-ь
ских элементов в периодьической системе (см. сь. 29).
Дело в том, что
у химических элементов одного периодамаксимальное значение ьn одинаково,
т. е. появление в нашей поьследовательности нового зна-
чения n соответствует появлению химическоьго элемен-
та нового периода:
1s → 2s → 2p → 3s → 3p →
1 период 2 период 3 период
4s → 3d → 4p → 5s → … схема (2).
4 период 5 период
Убедитесь в этом, изучаяь таблицу Менделеева (см.
с. 29).

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 29

30 Глава 2. Строение атома
Любое электронное облакьо, кроме сферического
s-облака, может (теоретьически) иметь различнуью ори-
ентацию в пространствеь. Сколько таких облаков ь реаль-
но существует? Ответ на этот вопрось даёт определение
значений магнитного квантового чмисла m. Это число
может принимать все цеьлочисленные значения в иьн-
тервале
от –l … 0 … до +l
Например, для d -подуровня (l = 2) значения маг-
нитного квантового чисьла следующие:
–2, –1, 0, +1, +2
всего пять значений
Следовательно, d-подуроьвень состоит из пяти d-оьб-
ла ков (d-орбиталей) (рис. 5). Графически каждая орбиьталь обозначается клетьоч-
кой — квантовой ячейкой. Исходя из этого, d-подуроьвень
изображается так:
Таким образом, орбиталь — это электронноье облако
с определённым значениемь m.
Легко показать, что р-поьдуровень состоит из трьёх
р-орбиталей: р
х, р у и р z. Каждая из этих орбитальей име-
ет одну и ту же форму, но разную ориентацию вь про-
странстве. Сколько электронов помеьщается на одной орбитаь-
ли? Ответ на этот вопрос ьдаёт принцип (запрет) Паули:
в атоме не может быть двумх электронов с одинако-
вым набором четырёх квантмовых чисел.

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 31
Это означает, что у двух электронов дьанного атома
не могут совпасть значеьния всех четырёх квантовыьх
чисел n, l, m , s, где s — спиновое квантовое ьчисло, ко-
торое принимает 2 значения: +1/2 и –1/2.
Рис. 5. Форма орбиталей эльектронов d-подуровня z
x y
d
x2 –y2-орбиталь
z
x
d
xz-орбиталь
z
y
d
yz-орбиталь
у
x
d
xy-орбиталь
у
z
x d
z2-орбиталь
++


+
+ – –
+
+ –

+
+ –

+ +–

32 Глава 2. Строение атома
Графически это изображьается так:
↑ ↓ ↑↓
или или
неспаренные
электроны спаренные
электроны
Вопрос. Может ли на данной орбитьали «поместиться»
третий электрон?
Рассмотрим пример: пуьсть электрон занимает 3s-
подуровень. Это означаеьт, что значения квантовыхь чи-
сел для него равны:
n = 3; l = 0; m = 0, s = 1/2

Если на ту же орбиталь поьпадёт второй электрон,
то значения квантовых чиьсел n , l , m для него совпадут.
Чем же он может отличатьься от первого электроньа?
Только спиновым квантовым числмом:
1-й электрон: n = 3, l = 0, m = 0, s = +1/2
2-й электрон: n = 3, l = 0, m = 0, s = –1/2
Но третьего электрона на этой орбитьали согласно
принципу Паули уже быть не может! Легко показать аналогичьными рассуждениями, чтьо
на любой орбитали (квантовой ячейке) не может быть
более двух электронов. Теперь можно определитьь, сколько электронов на-
ходится на данном уровнье или подуровне:
на s-подуровне (1 орбиталь) мьожет быть 2е

на р-подуровне (3 орбитали) мьожет быть 6е –
на d-подуровне (5 орбиталейь) может быть 10е –

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 33
Поскольку число возможьных подуровней равно но-
меру уровня, получаем:ь
• 1-й уровень состоит из одного s подьуровня → 2е

• 2-й уровень — из двух (s + р) подуровнеьй → (2 + 6) =
= 8е –
• 3-й уровень состоит из трёх (s + р + d) поьдуровней →
→ (2 + 6 +10) = 18е –
Появление нового электроьна в атоме — это появ-
ление нового химическогьо элемента (изменился заьряд
ядра на единицу). Таким образом, фактичеьски схема
(2) и показывает, сколько химических элемьентов может
быть в каждом периоде (ьтабл. 2).
Таблица 2
Количество химических эляементов в периодах
Периоды 1 2 3 4 5
Подуровни, за-
полняемые в дан-
ном периоде 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s…
Число электронов
на этих орбиталях
= числу химиче-
ских элементов
в периоде 2
2 + 6
8 2 + 68 2 + 6 + 10 18
Кроме того, схема (2) показывает, что любой пери-
од, начиная со второго, ьначинается со щелочногоь ме-
талла и заканчиваетсяь благородным газом. Поскольку каждый периоьд начинается с атомов,ь
у которых начинает запоьлняться новый энергетичеьский
уровень, то на этом уровьне появляется первый иь пока
единственный электрон, прьичём заполнение любого

34 Глава 2. Строение атома
энергетического уровняь начинается с s-подуровьня.
Такие атомы химических эльементов (в виде простоьго
вещества) проявляют свьойства щелочного металла. Это
s-элементы. Благородный газ состоить из атомов с завершённымь
восьмиэлектронным внешниьм уровнем (у гелия —
двухэлектронный). Эти атомьы имеют следующее рас-
пределение внешних электьронов:
… ns
2 np 6.
Как было показано выше, кьак только на внешнем
уровне появится 8 электьронов (благородный газ!), сьле-
дующий электрон придёт ньа следующий энергетиче-
ский уровень, появитсяь щелочной металл, а в периьо-
дической системе «наьчнётся» новый период.
Сделаем выводы. Периодическая систеьма является
отражением реальных закономерностей запоьлнения
уровней и подуровней вь атоме. Номер периода соответствует числу энергетическиьх
уровней у атомов химичьеских элементов этого пеьриода
и совпадает со значениьем n внешних электронов этих
атомов. Номер группы, как правило, совпадаеьт с числом ва-
лентных электронов, (исключениеь составляют только
побочные подгруппы I и VIII ьгрупп). Подгруппы составляют химическиье элементы, у ко-
торых имеется одинаковое распределениме валентных
электронов, причём: • у элементов главных подгрупп все валентные элек-
троны находятся на внешнемя уровне, например:
As …4s
2 4p 3
4-й период,
V группа, главная подгруппа;

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 35
• у элементов побочных подгрупп число внешнихя элек-
тронов не превышает двух, няапример:
Ta …5d
3 6s 2
6-й период,
V группа, побочная подгруппа.
Поэтому для всех химических элементов глаьвной
подгруппы шестой группы (шесть валентных электро-
нов) распределение валеьнтных электронов следующеье:
… ns
2 np 4
Упражнение 2.2. Составить электронные формулы ва-
лентных электронов селена и кислорода и убьедиться
в правильности сделанныхь выше выводов. (При за-
труднении см. Самоучитьель 1, с. 64.)
Для большинства химичеських элементов побочных
подгрупп, у которых на вньешнем энергетическом уьров-
не 2 электрона, остальные (N –ь 2) валентные электро-
ны будут находиться на d-пьодуровне предвнешнегоь
уровня (N — номер группы), ьнапример:
(n–1) d
1 ns 2
Вопрос. Для химических элементовь побочной подгруп-
пы какой группы составлена такая запиьсь?
Упражнение 2.3. Составить электронную ьформулу ва-
лентных электронов скандиья и убедиться в правильь-
ности сделанного выводаь.

36 Глава 2. Строение атома
Упражнение 2.4. Составить краткие элеьктронные фор-
мулы элементов № 104, 43, 51, 85. Описать свойстваь
этих химических элементовь (см. Самоучитель 1, с. 58).
Как было показано в Самьоучителе 1, гл. 3, свойстваь
химических элементов заьвисят от распределениья ва-
лентных электронов. Возникаьет вопрос, а различають-
ся ли по свойствам химиьческие элементы с одинакьо-
вым распределением вальентных электронов? Для того чтобы дать обосьнованный ответ, составим
электронные формулы атомоьв кальция и цинка (сде-
лайте это!). Теперь сравним:
Са … 3s
2 3p 6 4s 2
Zn … 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2
Число внешних и валентных элеьктронов и распре-
деление валентных электроьнов одинаково! Одинако-
вы ли свойства? Нет. Уже ряд активности метьаллов
показывает, что кальций намного актьивнее, чем цинк.
Дело в том, что у обоих атьомов одинаковое значеьние n
для внешних электронов (n = ь4). А главное квантовое
число n определяет размеры орбиталей, т. е. все орби-
тали с одинаковым значеьнием n «должны поместить-
ся» в сфере, ограниченноьй определённым радиусом.
Но заряд ядра при переьходе от элемента к элементьу
растёт! И одновременно уьвеличиваются силы притья-
жения электронов к ядруь. Атом «сжимается», радьиус
его уменьшается. Сравниьте радиусы атомов:
r(Ca) = 0,197 нмr(Zn) = 0,139 нм
Таким образом, активноьсть химического элементьа,
его металлические своьйства связаны с ещё какоьй-то

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 37
характеристикой атомьа. Этой характеристикоьй явля-
ется энергия валентных электронов.
В зависимости от того, мэлектроны какого подуровмня
в данном атоме имеют максимальную энергию, разли-
чают s-, p-, d- и f-семейства химических элементов.
Так, у s-элементов (s-семейство) максималььной энер-
гией обладают электроныь внешнего s-подуровня. Поь-
скольку на s-подуровне мьаксимально возможное чьис-
ло электронов — 2, то все sь-элементы (кроме водородьа
*
и гелия) являются активьными металлами с постояьнной
валентностью. s-Элементы обьразуют главные подгруп-ь
пы. (Подробнее см. Самоучьитель 2–2, глава 2.) У d-элементов (d-семейство) максималььной энерги-
ей обладают d-электроны пьредвнешнего уровня. Со-ь
гласно схеме (1), у этих элемеьнтов уже сформирован
внешний s-подуровень, а рь-подуровень не может ещёь
заполняться, посколькуь электроны р-подуровня иьме-
ют бо´ льшую энергию, чем электрьоны предвнешнего
d-подуровня. Поэтому на вьнешнем энергетическом
уровне таких атомов не может быть больше 2 элемктро-
нов. Следовательно, d-элементыь (элементы побочных
подгрупп) всегда проявляют металличеськие свойства,
т. е. в своих соединениях пьроявляют исключительноь по-
ложительные степени окиьсления. (Подробнее см. Саь-
моучитель 2–2, глава 3.) У р-элементов (p-семейство) максималььной энерги-
ей обладают электроны вньешнего р-подуровня. Поэтьо-
му число внешних электроьнов изменяется от 3 (ns
2np 1)
до 8 (ns 2np 6). Соответственно и своьйства р-элементов
резко различаются: срьеди них встречаются и мьеталлы
(Al …3s
23p 1), и неметаллы (Cl …3s 23p 5), и благород-
* В 2017 году профессор Гарвардского универсиьтета Айзек Силь-
вера и его коллега Ранга Диьас получили стабильный оьбразец
металлического водороьда при давлении 5 млн атмьосфер.

38 Глава 2. Строение атома
ные газы (Ar… 3s 23p 6). Металлы и неметаллы средиь
р-элементов разделяет дьиагональ, проведённая оть пер-
вого р-элемента (бор, порьядковый № 5) к элементу
с порядковым № 85 (это астат). Ниже этой диагонали
находятся р-элементы-метьаллы. (Подробнее см. Само-ь
учитель 2–2, глава 4.)
Таким образом, при опрьеделении свойств элемеьн-
та следует учитывать и распределение, и энергию ва-
лентных электронов, которую можно опредеьлить
при помощи краткой элекьтронной формулы атома
химического элемента и пьравил Клечковского.
Рассмотрим описание сьвойств химических элемеьн-
тов, которые принадлежьат разным семействам. Ньапри-
мер, кальций Са — это химический элемьент четвёртого
периода, главной подгруппы второй группы. Значит,
на внешнем уровне его атьома находится 2 электроньа:
Са …4s
2, s-элемент, металл (способен только отдавать е –)
–2е –
+2 +2 –2
Са → СаО → Са(ОН) 2 → СаСl 2
основный
оксид
У d-элементов на внешнем урьовне находится 1 или
2 s-электрона. Значит, это тоже металлы. Как ужье было
показано выше, металличьеская активность d-элемеьнтов
меньше, чем у s-элементов ьтого же периода. Кромеь
того, у большинства d-элемьентов (кроме d-элементовь
второй группы) в образоьвании химической связьи мо-
гут участвовать электрьоны не только внешнего уроьв-
ня, но и предвнешнего d-поьдуровня. Поэтому такиеь
d-элементы поливалентны (имеют несколько валентьных
состояний).

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 39
Например, титан, элемент 4-го периода, побочной
подгруппы IV группы. Он имеет 4 валентных электроьна, 2 из которых на-
ходятся на внешнем уровьне:
Ti … 3d
2 4s 2, d-элемент, металл (–е –)
–4е – –2е –
+4 +2 +2
TiО 2 Ti →
TiО → Ti(ОН) 2 → TiCl 2
амфотерный основный
оксид оксид
Как уже упоминалось, у рь-элементов число внеш-
них электронов изменяеться от 3 (ns 2 np 1) до 8 (ns 2 np 6).
Поэтому среди них встреьчаются и металлы, и немеьтал-
лы, и благородные газы. Металлы и неметаллы следует описывать по-раз-
ному, поскольку неметалличеьские свойства заклю-
чаются в том, что атомьы этих химических элементоьв
способны принимать электроны, достраивая сьвой не-
завершённый внешний уроьвень. Например, теллур — элемент 5-го периода, глаьвной
подгруппы VI группы — на вньешнем уровне имеет 6 ваь-
лентных электронов. Теллур — неметалл, так какь рас-
положен выше линии бор — астат, значит, он способен
и принимать и отдаватьь электроны (±е
–):
Те … 5s
2 5p 4
+2е – –6е –
–2 +6 +6 +Н 2О
Те Те → Те О 3 Н 2Те О 4
Н2Те кислотный
оксид

40 Глава 2. Строение атома
Более полные сведения о вьалентных возможностях
атома дает графическоье описание его при помьощи
квантовых ячеек. Рассмоьтрим этот метод на примьере
теллура. Валентные электроьны этого атома находятсяь
на s- и р-подуровнях пятоьго энергетического уровьня.
При заполнении орбитальей этих подуровней следьует
учитывать правило Гунда
*:
суммарное спиновое чиясло электронов должно быть
максимальным.
Обычно этому требованиюь соответствует макси-
мальное число неспаренных электронов. Так, для теллура, в принципье, возможны следующие
варианты распределениья шести валентных электроьнов:
↑↓ ↑↓
↑↓ ↑↓ ↑ ↑
↑↓
n = 5 n = 5
↑↓ ↑ ↓
↑↓
n = 5
Какой из этих вариантовь соответствует правилу
Гунда? Согласно правилу Гунда, возможно только рьаспре-
деление Б, так как в вариьанте А вообще нет неспарьен-
ных электронов, а в варианьте В суммарный спин равеьн
нулю.
* ХУНД (ГУНД) Фридрих (4.02.1896–31.03.1997) — немецкий фи-
зик-теоретик, один из рьазработчиков квантовьой химии, предло-
жил (1927) правило, согласноь которому ни одна из р -орбиталей
данной оболочки не можеьт быть занята двумя элекьтронами до
тех пор, пока все р -орбитали этой оболочкьи не будут содержать
по одному электрону. Ввёл (1928–1932) упрощение в опиьсание
валентных электронов, разьделив их на σ - и
электроны.
АБ
В

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 41
↑↓ ↑ ↓
↑↓ если S(
) → +1/2 S( ) → –1/2
∑=0
∑=0 ∑=0
При заполнении данного пьодуровня сначала запоьл-
няют все клеточки-орбиьтали неспаренными электрьо-
нами (с одинаковым спиноьм, например
), а затем до-
писывают спаренные электьроны. Итак, графическая модельь строения атома теллурьа
(только для валентных электьронов!) следующая:
↑↓ ↑ ↓
↑↓
Те …
5s
2 5p 4
Число неспаренных электронов указывает наь возмож-
ное валентное состояниье атома. Таким образом, теллур
в основном состоянии двухвалентен (два неспаьренных
электрона). Но число неспаьренных электронов иногда
может увеличиваться, еьсли на данном уровне есть свмо-
бодные подуровни. Поскольку число возможьных подуровней для 5 уровь-
ня равно 5 (s, p, d, f, g), допишемь ещё один, пока сво-
бодный d-подуровень:
Те +E
↑↓ ↑ ↑
↑↓
5s 5р 5d

42 Глава 2. Строение атома
+E

↑↑↑
↑↓
Те *
Это — возбуждённое состояниме атома теллура (Те*),
в котором число неспарьенных электронов равно 4, т. е.
теллур четырёхвалентен. В дальнейшем ещё один s-элекьтрон может перейти
на d-подуровень:
Те *
↑↑
↑↑↑

Те**

↑↑↑
↑↓ +E
+E
В результате образуются 6 неспьаренных электронов,
и валентность атома стаьновится равной VI. Поскольку ранее было покьазано, что степени окиьс-
ления теллура располагаьются в интервале от –2 (низ-
шая) до +6 (высшая), то возьможные степени окисле-
ния теллура можно показьать схемой:
–2 0 +2 +4 +6
Кислород, который находьится в той же подгруппье,
что и теллур, имеет такьое же распределение ваьлентных
электронов.

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 43
↑↓ ↑ ↑
↑↓ s p
валентность = II
О… 2s 2 2p 4 или
n = 2
Но на втором энергетичеськом уровне нет d-под-
уровня, поэтому процессь возбуждения невозможен.
Следовательно, атом кисьлорода имеет практичьески
постоянную валентностьь II. Возбуждение валентных электронов происходит
на свободные орбитали в пределах данного уровням, т. е.
невозможен переход элекьтронов в ходе возбуждеьния
со второго на третий уьровень или с третьего наь четвёр-
тый. Рассмотрим это явлеьние на примере атома жьелеза. Валентные электроны атомаь железа находятся на
третьем и четвёртом урьовнях:
переход с 4s-
на 4р-подуровень возможен!
Fe … 3d
6 4s 2
3d
4s
4p
n = 4
n = 3
n = 4
n = 3 переход
с 3d- на 4р-подуровень невозможен!
Разные уровни
↑↓↑↑↑↑
↑↓↑↑↑↑
↑↓



44 Глава 2. Строение атома
Поскольку в атоме железьа максимально возможноье
число неспаренных электроьнов — 6, то и максимально
возможная валентность ьэтого атома равна VI. Валентные электроны атомаь хрома тоже находятся
на 3-м и 4-м уровнях. Если исьпользовать алгоритмы
описания строения атоьма (составления электроьнных
формул), которые даны нижеь, то получаем следующееь
распределение валентныьх электронов:
n = 4
n = 3
↑↑↑↑
↑↓
Cr …3d 4 4s 2 или
Из основного состояния ьатома хрома возможны
переходы:
…4s
2 4р 0 → 4s 1 4р 1 или … 3d 4 4s2 → 3d 5 4s 1
Поскольку энергия электрьона 3d-подуровня мень-
ше, чем 4р-подуровня, предьпочтительней переход
на d-подуровень (электронь «проваливается» на внутрен-
ний уровень). Такой переход энергетичьески очень вы-
годен, поскольку особуюь устойчивость имеет не тьолько
полностью завершённый, ноь и наполовину заполненнымй
d-подуровень. Выгодность тьакого перехода подтвеьрж-
дается тем фактом, чтоь реальное основное состмояние ато-
ма хрома отражается именно форьмулой:
Сr … 3d
5 4s 1
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Сколько свободных 3d-орбиьталей
имеется в атоме хромаь?
Аналогичный «провал» элекьтронов происходит у
элементов побочных подгрьупп первой и шестой грьупп

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 45
Периодической системьы химических элементов и ьу не-
которых других d-элементовь.
Теперь можно вполне осмыьсленно отработать алго-
ритм описания строения атомма и свойств химических
элементов Периодической смистемы Менделеева. 1. Указать положение химического элемента в Перио-
дической системе химиьческих элементов (порядьковый
номер, атомную массу, номера периода и групьпы, вид
подгруппы):
Масса:
55Mn Br
Порядковый 25 35
номер 4-й период 4-й период
VII группа VII группа
побочная главная
2. По порядковому номеру определить число протьо-
нов (р). 3. По разности между округлённой величьиной отно-
сительной атомной массьы и порядковым номером ьхи-
мического элемента опрьеделить число нейтроноьв (n):
25 35
30 n 45 n_55Mn (25p + 30n) _ 80Br (35p + 45n)
4. По числу протонов определить число электронов.
5. По номеру периода определить число энергеьтиче-
ских уровней:
6. По виду подгруппы (главная, побочная) опреьде-
лить число электронов наь внешнем уровне: • у элементов побочных подгрупп число внешних
электронов не больше двух;

46 Глава 2. Строение атома
• у элементов главных подгрупп число внешних ьэлек-
тронов равно номеру группы:
7. Записать число электрьонов на всех уровнях, кроме
предпоследнего:
8. Рассчитать число электронов на предпоследнем
(предвнешнем) уровне:



2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 47
9. Зная, что:
• число подуровней равньо (не превышает) номеру уровня;
• каждый подуровень можеьт содержать определён- ное максимальное числоь электронов (s – 2, p – 6,
d – 10);
• в пределах уровня электрьоны по подуровням за- полняются последоватеьльно
s → p → d,
распределить электроны по подуровням:
Mn ) ) ) ) Br ) ) ) )
2 8 13 2 2 8 18 7
1s2 2s 22p 6 3s 23p 63d 5 4s 2 1s 2 2s 22p 6 3s 23p 63d 10 4s 24p 5
10. Выделить валентные электроны , зная, что они рас-
полагаются • на внешнем уровне и
• на незавершённом d-подуровне предвнешнеьго уровня
Mn 1s
2 2s 22p 6 3s 23p 63d 5 4s 2 Br 1s 2 2s 22p 6 3s 23p 63d 10 4s 24p 5
или кратко:
Mn…3d
5 4s 2 Br…4s 24p 5
11. Оценить энергию валентных эльектронов по сум-
ме (n + l) и сделать вывод: к какомьу семейству отно-
сится данный химическиьй элемент (по максимальноьму
значению энергии электроьнов):
d-элемент p-элемент
Примечание. В случае затруднений — ьсм. с. 25.

48 Глава 2. Строение атома
12. Зная, к какому семейсьтву принадлежит данный ь
элемент, определить, металл это иьли неметалл. При
этом учесть, что • s- и d-элементы всегда металлы (кроме водорода
и гелия);
• р-элементы, расположенные ниже диагонали В —
At, являются металлами, остальные р-элементы —
неметаллы.
Mn…3d
5 4s 2 → d-элемент, значит — металл;
Br…4s
2 4p 5 → p-элемент, расположенный выше
диагонали B — At,
значит — неметалл.
13. Определить возможные сьтепени окисления эле-
мента, зная, что • атомы металлов способняы только отдавать элек-
троны:
Обратите внимание!
Атом металла всегда отдаёт все внешние электроны
(поэтому возникла степьень окисления +2). Атом металла может отдавать все валентные элек-
троны (поэтому возникла ьстепень окисления +7);

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 49
• атомы неметаллов спосяобны и принимать, и отдавать
электроны:
Обратите внимание!
• Атом неметалла может и оьтдавать, и принимать электроны.
• Принимая электроны, он доьстраивает внешний уровень до 8e
–, поэтому появляется стьепень окис-
ления –1.
• Атом неметалла может отьдать все валентные элек-
троны, поэтому появляеться степень окисления +7.
14. Разместить валентные элеьктроны по квантовым
ячейкам, зная, что: • s-подуровень состоит из одной орбиьтали (одна
квантовая ячейка — одьна клеточка);
• р-подуровень состоит из трёх орбитаьлей (три кле-
точки);
• d-подуровень состоит из пяти орбиьталей (пять кле-
точек);
• число неспаренных электронов должно быть мак-
симальным;

50 Глава 2. Строение атома
• число неспаренных электроьнов может увеличи-
ваться при возбуждении, когда часть спаренных
валентных электронов переходит наь свободные
орбитали данного уровня:
Валентность (W) соответствует числу неспаренных
электронов. Аналогично для брома:
15. Распределить на числовьой оси выявленные сте-
пени окисления и соотвьетствующие им валентныеь со-
стояния.

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома 51
16. Составить для обнаруьженных степеней окисле-
ния формулы простейших соединений и определить их
свойства. При этом: • для элементов с положительными степенями окис-ления составлять формульы оксидов,
• а для элементов с отрицательными степенями окис- ления — формулы водородных соединенийм.
Для марганца: MnO, Mn
2O7 основный кислотный

Для брома: HBr Br
2O (Br 2O3) (Br 2O5) (Br 2O7)*
оксидьы — кислотные
17. Указать, какой гидроксид (основание, кяислота)
соответствует данному оксиду. Учитывайте, что • основным оксидам соответствуют основания,
• а кислотным оксидам соответствуют кислородсодер-
жащие кислоты.
MnO Mn(OH)
2 — гидроксид марганца (II),
основание;
*
Достоверно известно о ьсуществовании трёх оксидов брома: Вr 2О,
ВrО
2 и ВrО 3, хотя соответствующиеь им кислоты, соли и другиье
соединения с этими стеьпенями окисления, извеьстны все.

52 Глава 2. Строение атома
Mn 2O7 HMnO 4 — марганцевая кислота;
Br
2O7 HBrO 4 — кислота.
18. Записать уравнения рьеакций гидроксидов, опре-
делённых в п. 17, с NaOH или c H
2SO 4.
Mn(OH)
2 + H 2SO 4 → MnSO 4 + 2 H 2O
HBrO
4 + NaOH → NaBrO 4 + H 2O
Упражнение 2.5. Составить по предложеьнному алго-
ритму описание строеьния атома и свойства эльементов:
стронция, теллура, ванадия.
2.2. Периодический закон Менделеева *
Известно, что периодичьеский закон был открыт
1 марта 1869 года, точнее, этьа дата соответствует соз-
данию периодической ьсистемы (таблицы). И толькоь
* Менделеев Дмитрий Иванович (8.02.1834–2.02.1907) — выда-
ющийся русский химик. Научные работы относятсяь к общей
химии, физике, химическоьй технологии, экономике, сьельско-
му хозяйству, метрологии, географии, мьетеорологии. Открыл
(1860) критическую темпеьратуру жидкостей (темьпературу аб-
солютного кипения), Периьодический закон химичьеских эле-
ментов (1 марта 1869) — фундаьментальный закон природьы (!),
ввёл понятие о месте элеьмента в периодическоьй системе как
совокупности его свойьств в сопоставлении соь свойствами дру-
гих элементов, предсказаьл существование и свойьства галлия,
скандия, германия, полоьния, астата, технеция, фраьнция и др.
Создал (1865–1887) гидратную тьеорию растворов, нашёль (1874)
общее уравнение состояьния идеального газа (Кла пейрона —
Мен делеева закон). Выдвинул (ь1877) гипотезу карбидногоь про -
ис хождения нефти, предложиьл дробную перегонку нефтьи. Один
из создателей бездымноьго пороха.

2.2. Периодический закон Менделеева 53
в 1871 году после кропотлиьвого анализа этой таблиьцы
появилась авторская фоьрмулировка этого законьа:
свойства элементов, а потому и свойствяа образуемых
ими простых и сложных тяел стоят в периодической за-
висимости от их атомного веса.
Отражением этой зависиьмости является периоьдиче-
ская система — таблицаь химических элементов, в ькото-
рой Менделеев оставил пьустые места для неоткрытьых
ещё химических элементов ьGa, Sc, Ge. Мало того, он
с высочайшей точностьюь описал физические и хиьмиче-
ские свойства веществь, которые ещё не попадалиь в руки
ни одному химику! Поэтомьу велико было потрясениье
де Буабодрана
*, который открыл галлий, кьогда он по-
лучил письмо из России. ьВ этом письме сообщалосьь,
что галлий тяжелее водыь не в 4,7 раза, как утвержьдал
Буабодран, а в 5,7 раза. Посьледующие эксперимен-
ты подтвердили, что праьв был «теоретик» Менделеьев,
а не «практик» Буабодрьан. Также блестяще подтверьди-
лись предсказания Мендеьлеева насчёт свойств геьрма-
ния и скандия. Казалосьь бы, успех полный… но вскоре
появились данные, что свьойства элементов вовсеь не за-
висят от атомной массым. Так, в конце ХIХ века в течеьние 30 лет было откры-
то (а затем «закрыто») оьколо 100 (!!!) редкоземельных
элементов (лантаноидов). ьЭти химические элементы
были столь похожи друг наь друга, что их называли «хиь-
мическими близнецами»ь. Но их атомные массы (весаь)
отличались и довольно зньачительно:
A
r(Ce) = 140 ... A r(Lu) = 175
* Буабодран Поль Эмиль Лекокя (1838–1912) — французский хи-
мик, один из «укрепитеьлей периодического заькона», в 1875 г.
открыл галлий, предсказьанный Менделеевым. Именно пьосле
этого открытия учёный мирь признал Менделеева какь гения.

54 Глава 2. Строение атома
Это явно противоречилоь периодическому закоьну:
массы разные, а свойствьа очень похожи. Почему? Сколько таких хиьмических элементов
должно быть и почему? Вот вопросы, которые возьникли перед исследоваь-
телями. Но в те годы наука и периодический зьакон
не могли дать ответ. А сейчас это сделать легько, зная,
что лантаноиды относятсья к f-элементам. Теория предсказывает, что в одном периоде дьолж-
но быть 14 f-элементов. Ровно сьтолько лантаноидов
и было открыто. Применение правил Клечьковского подсказываеьт,
что заполнение 6s-, 6p-, 4f-подьуровней должно идти
в последовательности:
6s → 4f → 6p, так как энергии электроьнов
Е(е –): 6+0 4+3 6+1
Σ = 6 7 7
Таким образом, после заьполнения 6s-подуровня на-
чинается заполнение 4f-подуровня:
\ \ \ \ \ \
2 8 18 (18+х) 8 2

заполняется у f-элементоьв
Итак, у f-элементов идёт заьполнение третьего (счи-
тая с внешней стороны) уьровня, а внешние два уроьвня
остаются практическьи неизменёнными (только у льан-
тана, гадолиния и лютецияь на пятом уровне вместьо
8 имеется 9 электронов). Ноь участвовать в химичеських
процессах могут только эьлектроны последних двух
уровней…

2.2. Периодический закон Менделеева 55
Таким образом, свойства хяимических элементов яв-
ляются следствием не их мяассы, а состояния внешнихя
энергетических уровней.
От чего же, в конечном счьёте, возникает периодиь-
ческая зависимость сьвойств химических элемеьнтов? Для ответа на этот вопроьс вспомним, что такое
«изотопы» и «изобары»ь.
Упражнение 2.6. Определить, какие ядраь принадлежат
изотопам: А. (6р + 6n)
Б. (6р + 8n)
В. (7р + 7n)
Очевидно, что ядра А и Б пьринадлежат изотопам
углерода
12С и 14С, так как они имеют одинаковый заряд
ядра (одинаковое число проьтонов). Элементы Б и В, хотя имеют одинаковую массу 14,
являются атомами разьных элементов:
14С и 14N. Это
изобары. Таким образом, масса (аьтомный вес) вовсе не опрье-
деляет свойства элеменьта. Этого не мог знать Мендье-
леев, скончавшийся в 1907ь году, задолго до того, как
было исследовано строеьние атома. Эта зависимость возникьает потому, что именно за-
ряд ядра, а не его масса, опьределяет число электроьнов.
Данное число электронов, согласно принципу наимень-
шей энергии, может быть распределено вокруг ядра од-
ним-единственным способом.
Поэтому, в конечном счёте, заряд ядра атома опре-
деляет число валентных мэлектронов, т. е. совокупность
химических свойств элеменмта.

56 Глава 2. Строение атома
В 1913 году английский физикь Мозли * эксперимен-
тально доказал, что зарьяд ядра атома совпадаьет по ве-
личине с порядковым номьером химического элемеьнта
в периодической табльице Менделеева. Поэтому сьо-
временная формулировка периодическомго закона следу-
ющая:
свойства химических элеяментов, а также свойства
простых и сложных вещесятв, образуемых этими хи-
мическими элементами, находятся в периодической
зависимости от величины зарядая ядер их атомов.
В 1921 году датский физик Ниьльс Бор высказал
мысль о том, что периодиьчность свойств элементоьв
определяется периодиьческим изменением стрьоения
их электронных оболочек.
Свойства химических элеяментов периодически повто-
ряются, поскольку периодически повторяетсяя распре-
деление валентных электронов в атомах.
В этой формулировке закьлючается физический
смысл периодического зьакона. И действительно,
в каждой подгруппе соьбраны химические элемен-ь
ты, имеющие одинаковое ьраспределение валентныьх
электронов. Для элементовь каждой подгруппы можньо
предложить общую формуьлу распределения валеньтных
электронов. Причём для элеьментов побочных под-
* Мозли Генри (23.11.1887–10.08.1915) — выдающийся аьнглий-
ский физик, один из осноьвоположников рентгеносьтруктур-
ного анализа, открыл (1913) заькон, согласно которому ьможно
было экспериментально обьосновать зависимость ьпериодиче-
ского изменения свойсьтв химических элементовь от порядко-
вого номера. Предсказаьл открытие элементов № 43, 61, 72, 75,
85, 87, 91. Погиб в результате газовой атаки на ьфронте.

2.2. Периодический закон Менделеева 57
групп возможны вариантьы: число внешних электро-
нов равно: …ns 2 или …ns 1, но общее число валентных
электронов для данной мподгруппы одинаково и обмычно
совпадает с номером группы! В результате каждая подгруппьа объединяет хими-
ческие элементы, наиболеье сходные по свойствам.ь
В главных подгруппах сверху вниз металлическиме свой-
ства усиливаются, так как возрастает рьадиус атома
и валентные электроны слабьее притягиваются к ядьру.
Активность неметалловм в подгруппах сверху вниз убы-
вает, так как возрастает рьадиус атома и все труднее
притянуть недостающиеь электроны. В периоде металлическиье свойства убывают, так
как увеличивается чиьсло внешних электронов, аь не-
металлические свойстьва — возрастают. Если речь идёт
о большом периоде, где бьольшинство элементов имьеет
2 электрона на внешнем урьовне (элементы побочных
подгрупп), то в этом случьае главной причиной убыьва-
ния металлических свойьств в периоде является умень-
шение радиуса атома. Дело в том, что за счёт увьеличения заряда ядра вь пе-
риоде увеличивается ьсила притяжения электрьонов
к нему и уменьшается раьдиус атома:
Сравните:
r(Ca) = 0,197 нм и r(Zn) = 0,139 нм
Вопрос. Какой из металлов болеье активен? Подведём итог. Строение атома связаьно с положе-
нием элемента в периодиьческой системе. Зная сьтрое-
ние атома, можно предськазать свойства элеменьта и его
соединений. Эти свойстьва находятся в периодиьческой
зависимости от зарядьа ядер атомов элементоьв в соот-
ветствии с периодичеьским законом Менделеевьа.

58 Глава 2. Строение атома
ВЫВОДЫ по главе 2
Периодическая системьа отражает объективныеь за-
кономерности строенияь атома:
• порядковый номер элемента совпадает с зьарядом
ядра атома;
• номер периода совпадает с числом энеьргетических
уровней атомов для всеьх элементов данного пе-
риода;
• номер группы, как правило, соответсьтвует числу
валентных электронов;
• подгруппа объединяет химическиеь элементы с
одинаковым распределеьнием валентных электро-
нов.
По положению элемента в пьериодической системье
можно определить распьределение валентных электьро-
нов и, пользуясь этой формулой, описаьть основные
свойства химическогоь элемента.

ВОПРОСЫ и УПРАЖНЕНИЯ к главе 2
1. Какие квантовые числа ьхарактеризуют состояьние
электрона в атоме? Какиье значения они прини-
мают? Каков физическиьй смысл этих чисел?
2. На какой орбитали находьится электрон, если: n = 2; l = 0;
n = 3; l = 2;
n = 4; l = 1.
Укажите возможные значеьния m для каждого из приведённых значений l.
3. Найдите ошибки в следующих записях:

3; 3р 6; 3s 2; 2s 3; 2d 5; 5d 5; 3f 12; 2р 4; 3р 7.
Дайте необходимые поясньения.
4. Что такое валентные электьроны? Где они нахо- дятся? Почему?
5. Почему для данного числаь электронов существу- ет только одно распредьеление валентных элек-
тронов?
6. Какое из предложенных раьспределений валент- ных электронов ошибочно?
\ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ь А 2 6 3; Б 2 8 18 3; В 2 8 8 3; Г 2 8 9 2; Д 2 8 9 3
7. Какой подуровень раньшье заполняется: 5s или 4d; 7s или 5f?
Ответ подтвердить расьчётом и положением эле-
ментов в периодическьой системе.

60 Глава 2. Строение атома
8. По какому принципу элемеьнты делят на s-; р-;
d-семейства?
9. Описать полностью (см. алгоритм) строение ато-
ма и свойства элементоьв:
F, Cl, Ni, Cu, Sr, Se, Zr
10. Назвать химические элемьенты, которые имеют
следующее распределеньие валентных электронов:
… 5р
6 6s 1; … 3d 3 4s 2; … 4s 2 4р 3
Описать их свойства, исьпользуя алгоритм (пун-кты 5–9).
11. Не составляя полных электрьонных формул, ука- зать распределение валентных электронов в ато-
мах элементов:
№ 53, № 75, № 83, № 87.
Описать их свойства, исьпользуя алгоритм (пун- кты 5–9).
12. Составив краткие элекьтронные формулы необ- ходимых химических элеменьтов, определить их
возможные степени окисьления и составить уравь-
нения реакций:
а) гидроксид галлия + селеньовая кислота;
б) гидроксид кадмия + броьмоводород;
в) калий + фосфор;
г) алюминий + теллур.
Задания ЕГЭ
13. Одинаковое число протоьнов и нейтронов содер-
жится в атоме:
1) железа-56;
2) титана-48;

Задания ЕГЭ 61
3) углерода-14;
4) азота-14.
14. Сходную конфигурацию внеьшнего энергетиче-
ского уровня имеют атоьмы азота и:
1) углерода;
2) кальция;
3) ванадия;
4) фосфора.
15. Какие две частицы имеюьт одинаковую электрон-
ную конфигурацию:
1) Na и Ca
2+;
2) P –3 и Ar;
3) S и He;
4) S и Cl
–?
16. Какую электронную конфиьгурацию внешнего
энергетического уровняь имеет атом элемента VIА
группы:
1) 4s
2 3d 6;
2) 2s
2 2p 2;
3) 3s
2 3p 4;
4) 4s
2 4p 6?
17. Три неспаренных электрона ьна внешнем уровне
в основном состоянии сьодержит атом:
1) скандия;
2) алюминия;
3) ванадия;
4) фосфора.
18. В основном состоянии поь одному неспаренному
электрону на внешнем уроьвне содержат атомы:
1) натрия и углерода;
2) калия и брома;
3) кислорода и кальция;
4) серы и хлора.

62 Глава 2. Строение атома
19. Химические элементы расьположены в порядке
увеличения их атомных раьдиусов в ряду:
1) К, Са, Al
2) Be, Mg, Na
3) S, P, Cl
4) O, S, Cl
20. Наименьший радиус имеет атом с электроньной
конфигурацией:
1) ns
2 np 1
2) ns 2 np 2
3) ns 2 np 4
4) ns 2 np 5
21. Какой химический элемеьнт не образует соедине-
ний в высшей степени окьисления, равной номе-
ру группы:
1) фтор;
2) сера;
3) хлор;
4) иод?
22. Высшая степень окислениья в ряду химических
элементов
углерод → азот → кислород → фтор
1) увеличивается;
2) не изменяется;
3) уменьшается;
4) сначала увеличиваетсяь, затем уменьшается?
23. Атом химического элементьа, высший оксид кото-
рого Э
2О3, имеет конфигурацию внеьшнего энер-
гетического уровня:
1) ns
2 np 1
2) ns 2 np 2
3) ns 2 np 4
4) ns 2 np 5

Задания ЕГЭ 63
24. Высший оксид состава Э 2О5 образуют все эле-
менты:
1) IVА группы;
2) VА группы;
3) IIIА группы;
4) VIIА группы.
25. Газообразные водородныеь соединения ЭН
3 об-
разуют:
1) Ве, Са, Sr
2) P, As, Sb
3) Ga, Al, В
4) Те, S, Se
26. Одинаковое значение ваьлентности в водородномь
соединении и высшем окьсиде имеет химическийь
элемент:
1) хлор;
2) германий;
3) мышьяк;
4) селен.
27. В ряду Li → Be → B → C:
1) увеличивается число эньергетических уровней;
2) уменьшается высшая стеьпень окисления;
3) усиливаются металличеськие свойства элемен- тов;
4) ослабевают металличеськие свойства элемен- тов.
28. В ряду S → P → Si → Al:
1) уменьшается число электьронных слоёв в ато- мах;
2) возрастают радиусы атомов;
3) усиливаются неметалличьеские свойства эле- ментов;
4) увеличивается число вьнешних электронов.

64 Глава 2. Строение атома
29. В каком ряду простые веьщества расположены
в порядке усиления их неметалличеських свойств:
1) Mg, Ca, Sr, Ba
2) Na, K, Rb, Cs
3) Sn, Ge, Si, C
4) O, N, C, B
30. Наибольшую окислительнуью способность имеет
элемент с электронной коньфигурацией:
1) 1s
22s 22p 5
2) 1s
22s 22p 63s 23p 63d 104s 24p 5
3) 1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 24p 64d 105s 25p 5
4) 1s
22s 22p 63s 23p 5
31. Среди пяти химическихь элементов, символы ко- торых указаны ниже:
К, Аl, Ag, Cl, Cu,
найти:
• два элемента, распределениье валентных элек-
тронов (n–1)d
10 ns 1;
• три элемента, они находятся вь главной под-
группе;
• два элемента, они проявляють степени окисле-
ния +3.
32. Среди пяти химическихь элементов, символы ко- торых указаны ниже:
Li, Si, Cl, О, Ве,
найти:
• два элемента, которые в осноьвном состоянии
имеют 1 неспаренный электьрон;
• три элемента, которые находяьтся в одном
периоде, и расположитьь их по возрастанию
электроотрицательностиь;

Задания ЕГЭ 65
• два элемента, они проявляють степени окисле-
ния –1.
33. Среди пяти химическихь элементов, символы ко- торых указаны ниже:
К, S, Se, Cs, Li,
найти два элемента, для которых разьность выс-
шей и низшей степеней ьокисления равно 8.

Глава 3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Химическая связь — это совокупность сил,м которые
удерживают атомы в молекумле, кристалле и т. д. Химическая связь имееьт электрическую (электрьо-
магнитную) природу и осьуществляется за счёт ваьлент-
ных электронов. При возникьновении любой химиче-
ской связи всегда возьникает энергетически бьолее вы-
годная структура (напрьимер, завершённый внешниьй
уровень), т. е. энергия полученной сисьтемы понижа-
ется:
Е
а + Е в > Е ав,
несвязанные сьвязанные
атомы атьомы
поэтому при образовании любой химимческой связи вы-
деляется теплота, эквивалентная энергии, необходи-
мой для разрушения польученной связи, и эта энерьгия
( энергия связи) служит мерой прочности химической
связи. В зависимости от спосьоба образования энергеьти-
чески выгодной структуьры различают ковалентную,
ионную, металлическую связи.
3.1. Ковалентная связь
Ковалентная связь образуется в месте перекрымвания
электронных облаков обмоих атомов. Возникает вопрос: какиьм образом область переьсе-
чения электронных облаковь может связывать атомы?ь
Рассмотрим динамичеськую модель этого явленияь, т. е.
процесс возникновенияь ковалентной связи. Преьдпо-

3.1. Ковалентная связь 67
ложим, два атома сблизьились на достаточно блиьзкое
расстояние.
Вопрос. Какие силы возникли межьду атомами?
Поскольку вокруг ядер аьтомов расположены элек-
троны, между атомами воьзникают силы отталкиваьния.
Но если атомы обладают дьостаточной энергией, их
электронные облака переькрываются (рис. 6).
+ –
+ ядро
Рис. 6. Схема образованияь ковалентной связи
В месте перекрывания элеьктронных облаков воз-
никает повышенная электьронная плотность: в этой
области пространстваь вероятность нахожденияь обоих
электронов повышается.ь К этому избыточному отри-
цательному заряду притягимваются ядра обоих атомомв :
+ –
+
l
Поэтому:
• во-первых, область перекьрывания электронных облаков является, фактьически, химической свья-
зью;

68 Глава 3. Химическая связь
• во-вторых, чем больше обльасть перекрывания
электронных облаков, тем пьрочнее (при прочих
равных условиях) данная связь. Друьгими словами,
чем короче связь, тем она прмочнее.
Прочность связи зависьит также от способа еьё об-
разования. Так, одни и те же р-облакаь могут перекры-
ваться по-разному (рись. 7).
σ-связь
РР
А
π-связь р–р
π
π
N N σ
Б В
Рис. 7. Способы перекрываьния электронных облаков
В первом случае перекрьывание электронных обла-
ков происходит на линииь, соединяющей центры (ядрьа)
атомов. Это σ-связь (сигма-связь) — риьс. 7, А. Между
двумя атомами может вьозникнуть только одна сиьгма-
связь, так как через 2 тьочки (в данном случае цеьнтры ато-
мов) можно провести одьну прямую линию — рис. 7, Вь. Во втором случае местаь пересечения электронныьх
облаков лежат вне линииь, соединяющей ядра атомьов,
так как идёт перекрываьние боковыми поверхносьтями.
Это π-связь (пи-связь) — рис. 7, ьБ. В случае образова-

3.1. Ковалентная связь 69
ния пи-связи между ядрьами атомов нет избыточного
отрицательного заряда, ьт. е. собственно связываниья
ядер не происходит. Поэтому π-связь возникает как
«дополнение» к σ -связи. Она встречаетсяь в кратных
(двойных, тройных) связях:
С
С С С
двойная трояйная
Вопрос. Сколько σ - и π-связей образуется в каждом слу-
чае (подсказка на рис. ь7, В)?
Поскольку π-связь (Е связи = 262 кДж/мольь) менее
прочная, чем сигма-свяьзь (Е связи = 348 кДж/моль), ре-ь
акции с участием молекьул, где имеются кратные ьсвязи
начинаются с разрушеньия π -связей как менее прочьных.
Рассмотрим, как возникьает ковалентная связь иь как
изображать молекулы, атьомы в которых соединены кьо-
валентной связью, на приьмере молекулы азота N
2.
Итак, ковалентная связьь возникает в месте перьесе-
чения электронных облаковь. В этом месте формиру-
ются общие пары электронов. Логично предьположить,
что в образовании общиьх электронных пар участвуьют
прежде всего неспаренные электроны. Определим чись-
ло неспаренных электроновь в атоме азота:
N …2s
2 2p 3 или ↑↓ ↑↑↑
три неспаренных электроьна
При составлении схемы обьозначим валентные элек-
троны точками (рис. 8). Каждую общую пару электронов обознаьчим чёрточ-
кой:
N
N Это графическая формульа.

70 Глава 3. Химическая связь
NNN
N
Общие пары
электронов
Рис. 8. Образование молекьулы азота
В графической формуле каьждая чёрточка символи-
чески означает одну ковалентную связь . Число ковалент-
ных связей равно валентмности данного атома. Значит,
атом азота в этой молекьуле трёхвалентен. Суммарная энергия, необьходимая для разрыва этоьй
тройной связи очень веьлика (Е = 946 кДж/моль). А для
того чтобы молекулярныйь азот вступил в реакциюь, он
должен вначале превратьиться в атомы. Поэтому гаьзо-
образный азот N
2 с трудом вступает в хиьмические ре-
акции.
Сделаем промежуточныеь выводы:
• ковалентная связь обраьзуется за счёт общих элек- тронных пар;
• пара электронов может ьобразовываться из неспьа- ренных электронов обоих атьомов (1 + 1 = 2), поэ-
тому валентность атомаь часто соответствует числу
неспаренных электронов. Наьпример, в атоме азотаь
3 неспаренных электрона, поьэтому валентность
атома азота (в молекулье азота) равна III.
Казалось бы, атом азотаь не может иметь бо ´льшую
валентность, так как в оьбразовании химическоьй связи
задействованы все неспьаренные электроны. Но у атома азота осталаьсь «лишняя» пара электрьо-
нов, которая не участвьовала в образовании коьвалент-
ных связей.

3.1. Ковалентная связь 71
Если ковалентная связь оьбразуется с участием ато-
ма, который имеет паруь электронов (2), то второйь атом
должен иметь свободнуюь орбиталь (0):
2 + 0 = 2
В этом случае атом, имеюьщий пару электронов (до-
нор), передаёт её на свобьодную орбиталь второгоь атома
(акцептора). Механизм обрьазования связи иной — ьдо-
норно-акцепторный, а своьйства полученной связьи те
же. Рассмотрим механизмь образования ковалентьной
связи по донорно-акцепьторному механизму:
Координационные связи вьстречаются не только
в солях аммония, но и в раьзличных комплексных со-
единениях, например, Na[Al(OH)ь
4]*.
В полученном катионе амьмония валентность атомьа
азота равна IV. Отметим, что валентностьь IV для атома азота — маьк-
симально возможная. Делоь в том, что ковалентные сьвя-
зи образуются за счёт пересечения электронмных облаков .
А сколько таких электронньых облаков в атоме азотьа?
Четыре (одно s- и три р-облаька). Поэтому и образуються
4 ковалентные связи. И не бьольше, так как валентные ь
электроны занимают четыре электронные орбитали! Сделаем вывод: число ковалентных связеьй, т. е. ва-
лентность атома, определяется: • числом неспаренных электрьонов;
* Подробнее о таких соедьинениях см. Самоучительь 2–2, глава 3.

72 Глава 3. Химическая связь
• числом орбиталей, на коьторых могут разместитьься
эти электроны;
• размерами реагирующиьх атомов (по последней причине валентность атьомов редко превышает
значение 8).
Свойствами ковалентной связи являьются:
• длина связи;
• энергия связи;
• насыщаемость связи;
• направленность связи;
• полярность связи. Длина связи равна расстоянию (в нм)ь между ядрами
атомов, которые образьуют данную связь. Это раьсстоя-
ние является равновесьным, так как именно при тьаком
расположении атомов сьилы отталкивания минимаьль-
ны. Как упоминалось, чем кьороче связь, чем меньшеь
длина её, тем она прочнееь, так как сильнее перекрьы-
ваются электронные облаька и между ядрами увеьличи-
вается электронная плотьность. Таким образом, в этом сльучае увеличивается энергия
связи — энергия, которую необьходимо затратить, чтобьы
разрушить данную связьь. Насыщаемость ковалентной связи ознаьчает, что
каждый атом может обрьазовывать определённое ьчис-
ло ковалентных связей, т. е. имеет определённую ваь-
лентность. Как уже упомьиналось выше, насыщенностьь
ковалентной связи опрьеделяется числом неспьаренных
электронов, числом орбиьталей, которые могут заьни-
мать валентные электроны, иь другими причинами. Поскольку ковалентная сьвязь образуется в резуль-
тате перекрывания элекьтронных облаков, то она имьеет
определённое направление в пространстве (направлен-
ность). Направление электронных оьблаков зависит, в част-
ности, от типа гибридизации электронных облаков

3.1. Ковалентная связь 73
атома. Так, для атомов С, N, О, валеьнтные электроны
которых находятся на s- и рь-орбиталях:
С* N
↑↑↑
↑ ↑↑↑
↑↓
O
↓↑ ↑ ↑
↑↓
возможно состояние sp
3-гибридизации, когда одно
сферическое s-облако и три гантелеобразные р -облака
изменяют форму и энергиюь. При этом образуются че-
тыре одинаковые гибридные орьбитали — sp
3-орбитали
(рис. 9, а).
H
+ H
H
аб H
C
Рис. 9. sp 3-Гибридизация электронных ьорбиталей
атома углерода
В ходе гибридизации меняьется форма и энергия
исходных облаков, но не меьняется их общее число!
Каждая из гибридных орбьиталей несёт отрицателььный
заряд, поэтому облака оьтталкиваются и междуь ними
устанавливается максиьмально возможный валентньый

74 Глава 3. Химическая связь
угол. В данном случае химиьческие связи, образовьанные
за счёт гибридных облакоьв, направлены к вершинамь
тетраэдра (рис. 9, б). Такая пространственнаяь структура
молекул характерна для ьН
2О, NH 3 и СН 4.
Полярность ковалентной связи опрьеделяется элек-
троотрицательностью χ («хи» — буква греческоьго ал-
фавита) атомов, её образьующих. Электроотрицатель-
ность — способность атома сьмещать к себе общую пару
электронов. Максимальнуюь электроотрицательностьь
(ЭО) имеет фтор: 4,1
* (табл. 3).
Таблица 3
Значения электроотрицательностей некоторыхя атомов
Неметаллы χ
Металлы χ
Фтор
Кислород Азот
Хлор
Углерод
Сера, иод Бром
Водород, фосфор 4,1
3,5
3,07 2,89 2,5
2.21
2,14 2,1 Франций, цезий,
рубидий, калий Барий
Литий, стронций Натрий
Кальций
Магний, алюминий 0,86
0,9
1,01
1,04
1,22 1,47
Чем больше разность электьроотрицательностей атьо-
мов (∆χ), тем полярнее химическьая связь. Определим
∆χ (полярность связей) в мьолекуле этанола:
Н Н Вид связи ь ∆χ
| | С—С ь 0
Н—С—С—О—Н С—Н 2ь,5–2,1 = 0,4
| | С—О 3,5–2,5 = 1,0
Н Н О—Н 3,5–ь2,1 = 1,4
* Электроотрицательностьь — это не абсолютная, а отьноситель-
ная величина, поэтому оньа зависит от «системыь отсчёта». На-
пример, у разных автороьв χ(S) колеблется от 2,21 до 2,6.

3.1. Ковалентная связь 75
Сравним длины и энергии этьих связей (табл. 4).
Таблица 4
Длины, полярность (∆χ) и энергии некоторых связей
Вид связи ∆χ
Длина связи Энергия связи
С — С
С — О
С — Н
О — Н 0
1
0,4 1,4 0,154
0,143
0,109
0,096 344
350 415
463
Данные последней таблицы пьоказывают, что с воз-
растанием полярности ьсвязи уменьшается её дьлина
и увеличивается её проьчность. Но как увязать этьи дан-
ные с тем, что в молекулеь спирта именно связь О—Нь
(самая прочная!) разрушьается в первую очередьь? Чтобы
ответить на этот вопроьс, выясним, почему полярьная
связь становится болеье прочной? Дело в том, чтьо в ре-
зультате смещения общей парьы электронов к одному
из атомов на этом, болееь электроотрицательном аьтоме
возникает избыточный чьастичный отрицательный зьа-
ряд {δ (–) < 1}. Соответственно наь втором атоме воз-
никает частичный положьительный заряд δ(+).
Вопрос. Какие силы возникают мьежду такими ато-
мами?
В результате электростатичеського притяжения раз-
ноимённых зарядов атомы сьтягиваются друг к другьу,
связь становится короьче, электронные облака пеьре-
крываются полнее. Возникьает как бы дополнительнаья
связь. Поэтому полярные сьвязи прочнее неполярныхь.
Но в то же время появлеьние частичных зарядов наь ато-
ме объясняет и повышениье реакционной способноьсти.

76 Глава 3. Химическая связь
Для того чтобы прореагирьовать, частицы должны сблиь-
зиться, «найти» друг дрьуга.
Частицы с сильно полярнымиь связями не только
легко «находят» друг дрьуга, но и ориентируютсяь друг
относительно друга. Впрочем, если в результате возрастания поляьрно-
сти прочность связи сиьльно возрастёт, то данная связь
становится вовсе инерьтной. Так, одна и та же группа
С = О у альдегидов и карбоьновых кислот проявля-
ет разные свойства: у аьльдегидов она менее поляьрна
и способна к реакциям пьрисоединения, а у кислоьт —
практически не участьвует в химических превраьщениях,
так как за счёт высокойь полярности становитсья слиш-
ком короткой, а значить, очень прочной. Подробнеье
см. Самоучитель 2–3. Если разность электрооятрицательностей станет сляиш-
ком велика, более чем 1,8, тяо возникает ионная связь.
3.2. Ионная связь
Ионная связь возникает ьза счёт электростатичеь-
ского притяжения разньоимённо заряженных ионов.ь
Ионы — устойчивые заряженные чьастицы, которые
образуются в результате приёма или отдачиь электронов
атомами. Ионы образуютсья также в результате диссо-
циации веществ. Так, схему образования сьвязи между
атомами калия и серы моьжно изобразить так:
К …3s
2 3p 6 4s 1 К +… 3s 2 3p 6 образовался
устойчивый
завершённый
S …3s
2 3p 4 S 2–… 3s 2 3p 6 внешний
уровень
–1e –
+2e –

3.2. Ионная связь 77
За счёт притяжения разьноимённых заряженных ио-
нов образуется «молекула»:
К
+2 S2–
Казалось бы, очень простьо! Но, во-первых, молекула
не образуется, а образуется ионный кристалл, в кьото-
ром каждый ион серы окрьужён определённым числом ь
ионов калия и наобороть:
К1+
S 2–
Другими словами, ионный кьристалл — это огром-
ная «молекула», причём пьеременного состава, таьк как
в кристалле всегда естьь пустоты. При этом число ионов, коьторые окружают другойь
ион, может быть различнымь, в зависимости от типьа
кристаллической решётьки, т. е. свойство насыщаемо-
сти для ионной связи неь существует. Поэтому на такие
соединения нельзя формаьльно переносить понятиеь
«валентность» как чисмло химических связей. В данном
случае каждый ион калияь окружает 6 ионов серы иь на-
оборот. Но мы говорим: «Валентносьть калия равна
единице». Дело в том, чтоь для ионных структур под пмо-
нятием «валентность» мпонимают «заряд иона». То есть
речь идёт об электровалеьнтности. В ионных структурах элекятровалентность численно
совпадает с зарядом даянного иона.

78 Глава 3. Химическая связь
Во-вторых, любой ион может притяьгивать другой
ион с любой стороны. Значьит, ионная связь не имеет
направленности. В-третьих, рассчитав ∆χ для данных
элементов, мы получаем рьезультат, по которому можно
оценить степень ионностиь данной связи (табл. 5). Для ь
сульфида калия получаемь:
∆χ (К–S) = 2,5 – 0,8 = 1,7
Согласно данным Полинга
*, в этом случае доля ион-
ной связи составляет 5ь1 %.
Таблица 5
Соотношение между ∆χ и степенью ионности связи
∆χ Степень ионности, % ∆χ
Степень ионности, %
0,4
0.8
1,0 1.4 4
15
22 39 1,8
2,0 2,6
3,2 55
63
82 92
То есть даже для фторидаь цезия где ∆χ = 3,3, 100%-
ной ионной связи не обрьазуется! Между ионами со-
храняются «остатки» оьбщей электронной системьы,
но связывание атомов иьдёт в основном за счёт элеьктро-
статического притяжеьния частиц. Ионная связь — предельныйя случай полярной кова-я
лентной связи. Говорить о возникновениьи ионной связи следует,
если ∆χ >1,8, в остальных случаях обьразуется сильно
полярная ковалентная сьвязь с большой долей иоьнной
* ПОЛИНГ Лайнус Карл (28.02.1901–19.08.1994) — американ-
ский химик, кристаллогрьаф, лауреат двух Нобелевских ьпре-
мий: по химии (1954) и премиьи мира (1962), а также Междуь-
народной Ленинской премьии «За укрепление мираь между на-
родами» (1970).

3.3. Электронные и графические формулы 79
связи. Поэтому условно считают, что связь «металл —
неметалл» — ионная. Значьит, ионная связь характерньа
для щелочей, солей аммоньия и кислородсодержаьщих
кислот, оксидов металлов. Эти вьещества имеют немо-
лекулярное строение.
3.3. Электронные и графические формулы
Молекулярные формулы соедьинений, которые
обычно используются прьи составлении уравнениьй ре-
акций, не всегда дают доьстаточную информацию оь ве-
ществе. Поэтому в некотоьрых случаях, когда следует
подчеркнуть, почему реьакция идёт так, а не иначье, не-
обходимо выделить именньо ту связь, которая разьруша-
ется в химическом проьцессе. Для этого нужно умеьть
записывать молекулярнуью формулу в графическомь
виде. Графические формулы позвьоляют «увидеть» все
химические связи, оцениьть их тип и полярность. При составлении графичеьских формул бинарных со-
единений (веществ, состьоящих из атомов 2 элементьов)
вначале обычно составляьют электронные формулы. На-
пример, нужно составитьь электронную и графическьую
формулы угарного газа СО и углекислого газа СО
2.
В молекуле СО атом углерода имеет сьтепень окис-
ления +2, т. е. атом углерода находиться в основном со-
стоянии:
или
аналогично:
O
↑↓ ↑ ↑
↑↓ О ОC
или так:
C ↑↑
↓↑ C CO

80 Глава 3. Химическая связь
Каждую общую пару электронов обознаьчим чёрточ-
кой и получим графичеськую формулу:
или
OO
C
АБ
C
Свойства угарного газаь СО соответствуют формулье
Б, так как, во-первых, это вьещество — несолеобразу-
ющий оксид, т. е. в реакции с кислотамьи и щелочами
не вступает, а во-вторых, он легко обрьазует координа-
ционные связи по донорноь-акцепторному механизмьу.
Причём донором являетсья именно атом углерода,ь име-
ющий свободную пару элеьктронов. Этим, в частносьти,
объясняется токсичносьть угарного газа, которыйь таким
образом блокирует атомы железа гемоглоьбина крови. Таким образом, в молекуьле СО атом углерода имеет
валентность III, а степень окисления +2. В молекуле СО
2 степень окисления углерьода равна
+4, поэтому атом углеродаь находится в возбуждённом
состоянии:
CC
E ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑↑↑
Если обозначить неспаренные электроны одиночны-
ми точками, получаем:
О
ОC О ОC
Графическая формула углеькислого газа О=С=О. Та-
ким образом, атом углеьрода в СО
2 образует 4 ковалент-
ные связи, он четырёхваленьтен.

3.3. Электронные и графические формулы 81
Электронные формулы обеих ьмолекул показывают,
что только у атома углеьрода в угарном газе имеьется
свободная орбиталь, заь счёт которой он образуьет связь
по донорно-акцепторномьу механизму с атомами-дьо-
норами. Кроме того, у этого атомьа есть и свободная парьа
электронов для связи с аькцепторами. Благодаря своим свойстьвам угарный газ образует
множество комплексных сьоединений, проявляя свьой-
ства, как донора, так иь акцептора за счёт атомьа углеро-
да. Некоторые из них обраьзуются с участием атоьма же-
леза гемоглобина кровиь, что приводит к тяжелеьйшим
отравлениям, часто с леьтальным исходом. Углекислый
газ, «потеряв» эту паруь электронов, становитсяь неток-
сичным, он постоянно входьит в состав крови. При составлении графических формул гидроксидов
(кислородсодержащих киьслот и оснований) предвьари-
тельного составления элеьктронных формул, как пра-
вило, не требуется. Нужно только опредьелить степень
окисления «центральногоь» атома и учесть, что этьот
атом соединен с некотоьрым числом ОН-групп. Напри-
мер, нужно составить грьафическую формулу гидрьокси-
да алюминия Al(OH)
3. Степень окисления атоьма алю-
миния равна +3, значит, он образует три ковалентные
связи с группами ОН:
Al OH
OH
OH
Валентность атома алюмиьния равна III.
При взаимодействии гиьдроксида алюминия со щьё-
лочью валентность атомаь алюминия увеличиваеться,
а степень окисления остьаётся прежней:
Al(OH)
3 + NaOH Na[Al(OH) 4]

82 Глава 3. Химическая связь
Между комплексным иономь и ионом натрия связь
ионная, а внутри иона — кьовалентные, причём одна
из связей — координациьонная:
ОН
|
Na HO — Al OH
|
OH Атом алюминия образует
4 ковалентные связи,
он четырёхвалентен.
+

Почему увеличилась вальентность? Не противоречьит
ли это строению атома аьлюминия? Рассмотрим стьрое-
ние атома алюминия:
Al Al*

↓↑ ↑↑

За счёт свободной р-орбьитали алюминий может пьри-
нять пару электронов атьома кислорода, образуья коорди-
национную связь. При составлении графичеьских формул кислородо-
содержащих кислот вначьале определяют степеньь окис-
ления центрального атомаь и показывают чёрточкаьми
общее число валентных свяьзей:
+6
Н2SO 4
По числу атомов водороьда определяют число ОН-
групп, А остальные чёрточкьи-валентности занимають
оставшимися атомамиь кислорода, зная, что атьом кис-
лорода двухвалентен:
H O
OS H

3.3. Электронные и графические формулы 83
O H
O
OS H
O
Исключение составляеть азотная кислота, графи-ь
ческую формулу котороьй объясняет её электроннаья
формула. Рассмотрим схему обраьзования молекулы азотноьй
кислоты. В ней атом азотаь проявляет максимальноь воз-
можную для себя степеньь окисления +5. Означает лиь
это, что валентность (чисьло ковалентных связей) атьо-
ма азота также равна V?ь Нет, мы уже доказали, что этаь
валентность для атома аьзота недостижима. В любой кислородосодерьжащей кислоте централь-
ный атом соединен с кисльотным атомом водородаь че-
рез атом кислорода:
H — O — N
Таким образом, один несьпаренный электрон атомаь
азота уже «занят». Другьие два неспаренных электрьона
атома азота образують две ковалентные связи сь атомом
кислорода за счёт двух ьнеспаренных электронов киьс-
лорода. Возникает систьема:
Н — О — N = О,
в которой и атом азотьа, и атом кислорода имеьют по од-
ной «личной» неподелённоьй паре электронов. Но свободных орбиталей вь этой системе нет! Тем не
менее такая орбиталь мьожет возникнуть у атомьа кис-
лорода в ходе образоваьния химической связи зьа счёт
«провала» электрона на ьсоседнюю р-орбиталь. Возьни-
кает следующая системьа.

84 Глава 3. Химическая связь
o o
При этом атом кислородьа становится акцепторьом,
а атом азота — доноромь:
H
O .
. . .N .
.
.
. .
.
.
O
O
O
.
. . ..
H N
O
или O
Вопрос. Чему равна валентность аьтома азота?
В реальной молекуле азотьной кислоты происходить
«выравнивание» связейь между атомами азота ьи кисло-
рода так, что возникаеьт единое электронное обьлако,
соединяющее три атомаь.
H O . N .
..
. .
. .
OO
Кратность такой связиь равна 1,5.
При составлении графичеьских формул солей нуж-
но составить сначала грьафическую формулу исходьной
кислоты, а затем замениьть атомы водорода на атьомы
одновалентного металла:ь
K
+–O O
S
K
+–O O
Если металл многовалентньый, нужно выписать
столько кислотных остатьков, сколько их указано ьв мо-

3.3. Электронные и графические формулы 85
лекулярной формуле. При сьоединении их с атомамиь
металлов следует учитывать число и ваьлентность этих
атомов металла.
Например, для Fe
2(SO 4)3 имеем:
O
O O
S O
O
O O
S O
O
O O
S O
.
.
. .
.
. .
.
..
.
.
.
Fe
.
.
.
.
. Fe
Пунктиром показана иоьнная связь, так как ионнаья
связь чёрточками не обьозначается (общая параь элек-
тронов практически неь образуется). Кроме того, эта
формула не учитывает прьостранственного распоьложе-
ния атомов и ионов, чтоь для ионных структур очеьнь
важно. Пространственное распьоложение атомов учиты-ь
вают только структурные формулы и пространствеьн-
ные модели, что изобразьить на плоскости доволььно
сложно:
Поэтому на практике чаьще всего используют граь-
фические формулы, неправьильно именуемыми «струк-
турными».

86 Глава 3. Химическая связь
3.4. Химическая связь и агрегатные
состояния вещества
Тип химической связи, кьоторый преобладает в дьан-
ном веществе, во многом ьопределяет физическиье,
а иногда и химические сьвойства. Изобразим прьи по-
мощи схем основные типы хиьмической связи (рис. 10)ь.
Рис. 10. Схемы веществ, обраьзованных различными типами молекул
Поскольку между молекуьлами с неполярными
связями (III) практическьи отсутствуют электроьстати-
ческие взаимодействьия (эффективных зарядов неьт),
а между ионами такие вьзаимодействия максиьмальны,
можно ожидать, что вещеьства, состоящие из непоьляр-
ных молекул или молекул с ньеполярными связями, буь-
дут газами или летучимьи жидкостями. Среди вьеществ
такого типа только иодь является твёрдым (при н.ь у.)
из-за высокой массы мольекул, но он легко возгоняеьтся,
переходя из твёрдого неьпосредственно в газооьбразное
состояние. Среди вещесьтв с ионной структуройь (I)
ни жидких, ни газообразньых веществ нет! Очень часто на физическиье свойства веществ окьа-
зывают влияние водородные связи, которые возникают
за счёт сильно полярных свьязей, содержащих атом вьо-
дорода:
N — H O — H F — H

3.4. Химическая связь и агрегатные состояния вещества 87
В таких случаях на атомахь возникают довольно знаь-
чительные заряды (+) и (–) (ноь всё же меньше еди-
ницы!), и атомы (а значит, и молекулы в целом) при-
тягиваются друг к другьу. Атом водорода имеет оьчень
маленький радиус и может частично «вньедряться»
в электронное облако соьединённого атома (рис. 11).
O
HH
O
HH
δ–
δ+
δ
+
O
HH
δ–
δ+
δ +
O
HH
δ–
δ+
δ
+
O
HH
Рис. 11. Водородная связь мьежду молекулами воды
Поэтому все молекулы водьы оказываются связан-
ными бесчисленными водоьродными связями. В ре-
зультате на разрыв всех этих сьвязей требуется затратить
очень много энергии (наприьмер, при испарении водьы).
Поэтому вода имеет аноьмально высокую темпераьтуру
кипения (см. рис. 12). Этот рисунок показываеьт, как зависят темпераьтуры
кипения водородных соеьдинений элементов шестоьго
периода от их молекуляьрной массы. Если, рассужьдая
логически, опираясь на ьположение кислорода вь пери-
одической системе, экьстраполировать парамьетры в си-
стеме Н
2О — H 2S — H 2Se — H 2Тe, то у воды как самого
лёгкого водородного соеьдинения шестой группы дьолж-
на быть температура киьпения около –80 °C! А на самьом
деле? А на самом деле она ьнамного выше: +100 °C.

88 Глава 3. Химическая связь
0 18 34 50 80 100 125 1ь50
100
50
0
–50
–100 Молекулярная масса
–61°
–82°
–64° –51° –4°
–42°
Точки кипения
Точки замерзания
Температура, °С
H2O H 2S H 2Se H 2Te
Рис. 12. Зависимость темпьератур кипения и замерзания от молекуьлярной массы
Таким образом, агрегатное состояние вещместв (тем-
пературы кипения и плаьвления) зависит:
• от типа химической связми: чем выше полярность
связи, тем при прочих рьавных условиях выше тем-
пература плавления;
• от молекулярной массы вмещества: чем выше моле-
кулярная масса, тем прьи прочих равных условиях
выше температура плавьления;
• от наличия водородных мсвязей, которые, фактиче-
ски, увеличивают молекьулярную массу;
• от типа кристаллическомй решётки.
Рассмотрим первый фактьор.
Между молекулами вещесьтва с неполярной связью
силы притяжения ничтожьны. В этом случае кинетичеь-
ская энергия частиц Е
к (интенсивность их движеьния)

3.4. Химическая связь и агрегатные состояния вещества 89
намного больше потенциалььной энергии Е р (взаимо-
действия молекул):
Е
к >> Е р
В этом случае молекулы свьободно движутся во всьех
направлениях, вещество ньаходится в газообразном со-
стоянии. У полярных молекул (диполей) межмоьлекулярные
взаимодействия многоькратно сильнее:
Е
р > Е к,
частицы могут перемещатьься «на один шаг», соблю-ь
дая ближний порядок, чьто обусловливает текучесть
жидкости. Впрочем, молекулы с поляьрными связями
могут быть и газообразньыми, и твёрдыми. Агрегатноеь
состояние в этом случаье (при прочих равных условиях)
обычно зависит, как было показано выше,ь от моляр-
ной массы вещества, от сьтепени полярности свяьзей
и от наличия водородных ьсвязей. Если Е
р >> Е к, то частицы колеблются вьблизи по-
ложения равновесия, чтьо обусловливает сохранение
формы и объёма. Значит, вещество находится в твёр-
дом состоянии. Все веществьа, построенные по ионному
типу, — твёрдые. Кроме того, агрегатное ьсостояние вещества заьвисит
от внешних условий (температуры и дьавления), кото-
рые влияют на интенсивноьсть движения частиц. При изменении внешних условий многие веществаь
изменяют агрегатное соьстояние:
твёрдое вещество
жидкость газ.
Первый переход называеться плавлением (замерзани-
ем), а второй — испарением (конденсацией). Так, вес-
ной снег (твёрдая вода) тьает, а в жару вода испаряеьтся,

90 Глава 3. Химическая связь
превращаясь в невидимыьй пар. Поднимаясь вверх,ь
пар конденсируется, образуя облака, из которых идёть
дождь, снег или град.
Далеко не все вещества мьогут находиться в трёх
агрегатных состояниях. Иноьгда этим переходам пре-ь
пятствуют особенностьи строения вещества. Так, поли-
меры (белки, крахмал) не моьгут быть газообразными;
иод I
2 и углекислый газ СО 2 не могут быть жидкими.
Рассмотрим свойства вьеществ, связанные с их агрье-
гатным состояниям. Твёрдое тело характеризуется способностью длиьтель-
ное время сохранять своью форму. У него могут быть как
горизонтальные, так и верьтикальные поверхности. Вньу-
три твёрдого тела могуть быть пустоты, поэтому многие
твёрдые тела можно спреьссовать. С точки зрения физики кь твёрдым веществам от-
носят только кристаллы. Кьристаллическое состоьяние
имеет особенности. Наиьболее важная из них — нальи-
чие кристаллической рьешётки — упорядоченногьо рас-
положения составляющиьх её частиц: атомов, ионовь,
молекул. Кристаллические решётьки в зависимости от вьида
частиц, находящихся в узльах решётки, а также от хаь-
рактера связи между ньими подразделяются наь: • атомные,
• металлические,
• молекулярные,
• ионные.У твёрдых веществ, обладаьющих атомной решёткой,
все атомы связаны друг сь другом прочными ковалеьнт-
ными связями. Поэтому веьсь кристалл (например, аьл-
маз, кварц) рассматривьается как одна гигантскьая мо-
лекула. Поскольку ковалеьнтные связи весьма прочьны,
вещества, имеющие атомьные решётки, всегда твёрдьые,
тугоплавкие, практичеьски нерастворимые.

3.4. Химическая связь и агрегатные состояния вещества 91
В узлах кристаллических ьрешёток, образуемых ме-
таллами, находятся атомы металльов, электронные об-
лака которых перекрываюьтся, образуя единое электрон-
ное облако («электронный ьгаз»)
*. Электронный газ об-
разуют валентные электрьоны атомов металла, котоьрые
слабо связаны с ядром. Пьоэтому электроны «газа» ьмогут
перемещаться между атьомами в различных направьлени-
ях, обусловливая высокую электропроводность, теплмо-
проводность и прочность большинствьа металлов. Кро-
ме того — все металлы плаьстичны: при механическоьм
деформировании не проиьсходит разрушения едиьного
электронного облака, метьаллическая связь не разьру-
шается. В узлах ионных кристаллических решётьок чередуются
положительно и отрицатеьльно заряженные ионы. По-
скольку ионная связь харьактерна для щелочей, сольей,
оксидов многих металловь, для этих соединений хараьк-
терны такие решётки. Каьк и в случае атомных решёьток,
в ионных кристаллах нельзяь выделить отдельные мо-
лекулы; весь кристалл можьно рассматривать как оьдну
гигантскую молекулу. Связи между ионами прьочны,
поскольку значительны элеьктростатические силыь при-
тяжения. Поэтому ионным сьоединениям свойствен-ь
ны высокие температуры ьплавления, малая летучеьсть,
большая твёрдость. Многиеь вещества с ионной струькту-
рой являются сильными элеьктролитами. Все перечиьс-
ленные выше вещества имеьют немолекулярное строение.м
Вещества немолекулярного строения, в кристаллах
которых имеются ионные иь металлические связи,
имеют переменный состав . Так, состав оксида титьана
II в зависимости от условий получения (темпьература,
давление кислорода) имьеет состав от ТiO
0,7 до ТiО 1,3.
К таким соединениям отьносятся и интерметаллиьче-
* Подробнее см. Самоучитьель 2–2, гл. 1.

92 Глава 3. Химическая связь
ские соединения. Подобьные вещества называютсяь
бертоллидами
*.
Строго говоря, и молекуьлярные вещества имеют неь-
постоянный состав, еслиь учесть наличие изотопьов. Так,
существуют разные молеькулы воды:
Н
2О, D 2O, H 218O и т. д.
Но элементный состав и соотношение ьатомов в мо-
лекуле в любой воде посьтоянны. Поскольку атомы в молекьулах соединяются соглась-
но их валентности, все веьщества молекулярного строе-
ния отвечают закону постоянства сомстава: всякое чистое вещество, янезависимо от способа его
получения, имеет постоянный кяачественный и коли-
чественный состав (Пруст
**).
Такие вещества — имеющиье постоянный состав —
называют дальтонидами
*** .
* БЕРТОЛЛЕ Клод Луи (9.12.1748–6.11.1822) — французский
химик, один из разработьчиков (1786–1787) химическойь клас-
сификации и номенклатурьы веществ, научный консультант
На полеона Бонапарта. Установил состав аммиаька (1785), ме-
тана (1786), сероводорода ь(1788), открыл бертолетову сьоль
(1785); выступал против закьона постоянного составьа веще-
ства (только 2 века спустя доказали, что он быль прав). Веще-
ства переменного состьава были открыты Н. С. Курнаковым.
** ПРУСТ Жозеф Луи (26.09.1754–5.07.1826) — французский хиь-
мик. Выделил (1802) глюкозу изь виноградного сока, ввёл ьпред-
ставление о гидроксидах мьеталлов, предложил термьин «ги-
драт», открыл закон посьтоянства состава соеьдинений (1799–
1806).
*** ДАЛЬТОН Джон (6.09.1766–27.07.1844) — английский хиьмик
и физик, описал (1794) дефекть зрения, названный дальтониз-
мом, открыл ряд газовых зьаконов, в том числе завьисимость
расширения газов при пьостоянном давлении от тьемпературы
(1802, независимо от Ж. Л. Гей-Люссака), составил пьервую та-
блицу атомных масс и систьему химических символоьв (1804),
создатель атомистикиь (1803–1804). Фактически с негоь начи-
нается современная химьия.

3.4. Химическая связь и агрегатные состояния вещества 93
В узлах молекулярных кристаллических решётьок
находятся нейтральные моьлекулы. Кристаллы тако-
го типа образует большинство веществь с ковалент-
ной связью, например орьганические вещества. Так
как межмолекулярные сиьлы значительно слабее сиьл
химической связи междьу атомами, то молекуляьрные
кристаллы легкоплавки, хаьрактеризуются летучеьстью,
твёрдость их невелика. Осьобенно низки температьуры
плавления и кипения у тьех веществ, молекулы котоьрых
неполярны (например, смеси углевоьдородов — бензин,
парафин). Жидкое состояние вещества явьляется промежуточ-
ным между кристалличеським и газообразным. Значьи-
тельные заслуги в разрабьотке теории жидкостиь принад-
лежат российскому учьёному Френкелю
*. Согласно его
теории, тепловое движьение в жидкостях имееть следу-
ющий характер: каждая мьолекула в течение некотьорого
промежутка времени кьолеблется около опредьелённого
положения равновесия.ь Время от времени молекьула меняет положение
равновесия, скачком пьеремещаясь в новое полоьжение,
отстоящее от предыдущеьго на расстояние, сравньимое
с размером самих молекьул (на один «шаг»). Кроме
того, в жидкостях молекьулы расположены близко дьруг
от друга, поэтому междуь ними достаточно большиье,
(но меньшие, чем в твёрдоьм веществе) силы межмо-
лекулярного взаимодейьствия.
* ФРЕНКЕЛЬ Яков Ильич (10.02.1894–23.01.1952) — россий-
ский физик-теоретик, чьлен-корреспондент АН СССьР (1920).
Труды по электронной теорьии металлов, ферромагнеьтизму,
кинетической теории ьжидкости, ядерной физиьке, электро-
динамике, физике твёрдоьго тела и др. Ввёл понятияь экситона
и дефектов в кристаллаьх. Множество учеников — вьыдающихся
физиков. Курсы: «Волновая механикаь», «Электродинамика»
и др. Государственная премиья (1947).

94 Глава 3. Химическая связь
Важными свойствами жидькостей, обусловленны-
ми их молекулярным строеьнием, являются вязкость,
текучесть, несжимаемострь, наличие горизонтальнорй
поверхности. Несжимаемость жидкости — это способность жид-
кости сохранять свой оьбъём. Действительно, жидкьость
сохраняет свой объём, есьли перелить её из одного ьсосу-
да в другой, хотя и приниьмает форму этого сосудаь. Бла-
годаря этому объём жидкьости легко измерить, наьлив её
в мерный сосуд. На стенкиь сосуда и его дно жидкоьсть
оказывает гидростатическое давленрие. У жидкостей есть ещё одньа особенность: они мо-
гут сами не участвоватьь в процессе, но способсьтвовать
протеканию большинствьа химических реакций. Деьло
в том, что жидкости явьляются растворителями твёр-
дых, жидких и газообразныьх веществ (см. гл. 6). В результате испарения (кипениья) жидкость пере-
ходит в газообразное состояние. В этом состоьянии ча-
стицы находятся на расстьояниях, значительно превьы-
шающих их размеры. Поэтомуь силы взаимодействия
между ними очень малы. Часьтицы могут свободно
перемещаться. Средняя ькинетическая энергия чьастиц
газа значительно большеь их средней потенциальнойь
энергии. Поэтому силы притьяжения между ними недоь-
статочны для того, чтобыь удержать их друг возле ьдруга. Молекулы газов способны сьмешиваться друг с дру-ь
гом в любых отношениях, опьравдывая тем самым терь-
мин «газ» — от греческоьго слова «хаос», означаюьщего
бесформенную массу перьвичных элементов. Чем выше температура иь ниже давление, тем ин-
тенсивней движение чаьстиц газа. А при р → 0 взаимо-
действие между частиьцами становится пренебьрежимо
малым, а размеры каждойь частицы намного меньше
расстояния между нимиь (этим размером можно пьре-
небречь). Такой газ называют идеальным.

3.4. Химическая связь и агрегатные состояния вещества 95
Взаимосвязь между давьлением (р), температуроьй
(Т) и объёмом (V) идеального гаьза описывается соот-
ношением:
р · V / Т = const
Для идеальных газов характьерны изопроцессы — это
такие процессы, которыеь происходят при постоьянном
значении одного из этих пьараметров состояния ь(Т, V
или р) при данной массе ьгаза. Например, изотерми-
ческий процесс происходит в хоьлодильнике (при по-
стоянной температуреь). Изобарные процессы (при по-
стоянном давлении) проиьсходят в открытых сосудаьх
(кастрюле), а изохорные (постоянный объём) — в за-
крытых автоклавах. В любом случае следует помнить, что газы формы
и объёма не имеют . При изменении внешних уьсло-
вий они легко расширяюьтся или сжимаются, заньимая
весь предоставленный имь объём и оказывая давлениье
на стенки сосуда. Эти свьойства газов следует учитывать
на практике, например ьпри кипячении жидкосьти в ав-
токлавах: расширяющийсья газ может разорвать ьдаже
толстые металлическиеь стенки сосуда, если он ьгерме-
тично закрыт. Дело в том, что газообрьазное вещество,
которое получается иьз данной жидкости, заниьмает
многократно больший обьъём: 180 мл жидкой воды
(стакан) при полном испаьрении в изобарном процьес-
се займут объём 224 000 мл, т. е. 22 ведра — в 1244 раза
больше! Если это произошьло в автоклаве (замкнутьом
сосуде) при полном испьарении пресловутого сьтакана
воды, взрыва не избежатьь (см. задачу 8, гл. 3). Кстати, взрыв — это мгновенный пемреход жидкого или
твёрдого вещества в газомобразное состояние! Второй характерной осоьбенностью газов являеться
их высочайшая реакционная способносмть . Дело в том,

96 Глава 3. Химическая связь
что при измельчении веьщества увеличиваетсяь площадь
поверхности раздела реьагирующих веществ, а значьит,
увеличивается скоросьть процесса. Газ — предельно
измельчённое вещество, чьастицы которого двигаюьтся
с максимально возможноьй при данных условиях ско-
ростью. Это мельчайшие чьастицы вещества, которыеь
могут проникать куда уьгодно. Поэтому соприкосьно-
вение молекул реагируюьщих веществ максимально
облегчено.
Различные опыты доказываюьт, что обычно вещества
реагируют в газообразьном состоянии (в виде пьаров)
или в растворённом состьоянии (см. гл. 5). При этом
скорость процесса стаьновится максимально высьокой
(при прочих равных условиях). Причину этого явьления
мы рассмотрим в следуюьщей главе.
3.5. Расчёты для газов
Газы — это особое состояьние вещества, так как оьни
формы и объёма не имеют. При изменении внешних условий они легко расши-ь
ряются или сжимаютсяь, занимая весь предостьавлен-
ный им объём. Тем не менее во многих задьачах пишут
«выделилось 300 мл газа (н. у.)». Как измеряют объём
того, что объёма не имееть? И что означает «н. у.»? Для газов, жидких и твёрдьых тел объём является
важной величиной, котоьрая используется при решении
задач. Для жидких и твёрдьых тел объём вычисляется
по формуле:
V = m / ρ,
где ρ — плотность вещества. Для газов кроме этой формьулы при определении
объёма используется величина молярный объём V
М.

3.5. Расчёты для газов 97
Вспомним, что
молярным объёмом V
М вещества, называется оьбъём,
занимаемый веществом кьоличеством 1 моль:
V
М = V / ν (л/моль)
Для жидких и твёрдых тел этаь величина зависит
от размера частиц, сосьтавляющих вещество, его пьлот-
ности и т. д. Но для газов эта величиьна постоянная, что
является прямым следстьвием закона Авогадро.
Закон Авогадро:
в равных объёмах различных гаьзов при одинаковых
условиях содержится одьинаковое число молекуьл —
был высказан в начале XIX веька в качестве рабочейь ги-
потезы. Дело в том, что в ьто время не было столь удьоб-
ной таблицы Менделеева, прьи помощи которой вы
проводите необходимыеь расчёты. Не было и справоьч-
ных таблиц для определениья атомных масс, и простоьго
способа их определенияь. Итальянский физик Авогадьро
предположил, что «в раьвных объёмах различных газовь
при одинаковых условиях содержится одьинаковое чис-
ло молекул», поэтому дляь определения атомной (мьоле-
кулярной) массы нужно быльо взвесить равные объёмы
неизвестного и эталонногьо газа, для которого этаь вели-
чина известна. А дальше —ь дело техники. Объяснить этот закон можьно следующим образом.
Он справедлив только для газов, т. е. для веществ, рас-
стояние между молекульами которых намного пре-ь
восходит размеры самиьх молекул. Другими словамьи,
размерами частиц газаь можно пренебречь по срьавне-
нию с расстояниями межьду ними (подробнее см. гьла-
ву 3.4). Поэтому «мелкие» чьастицы водорода и «круьп-
ные» частицы сернистого ьгаза занимают примерньо

98 Глава 3. Химическая связь
один и тот же объём, еслиь число частиц и условия из-
мерения объёма одинакоьвы. Другое дело — твёрдые
и жидкие тела, где размьер самих молекул сопосьтавим
по величине с межмолекьулярным расстоянием. Поь-
этому «мелкие» частицы,ь например воды, занимаюьт
меньший объём, чем «крупьные» частицы, например
серной кислоты:
V
М(H 2O) = 18 мл/моль,
V
М(H 2SO 4) = 53,3 мл/моль,
где V
М — молярный объём.
Действительно, если приь данных условиях одина-
ковое число молекул , независимо от того, каькой это газ,
занимает один и тот же омбъём, то при нормальных ус-
ловиях (1 атм., 0 °C) 6 · 10
23 молекул любого газа (один
моль газа!) занимает одиьн и тот же объём — 22,4 л:
V
М(любого газа) = 22,4 л/моль (при н. у.),
или молярный объём любого газьа при н. у. равен 22,4 литра.
Это первое следствие из закона Авогадро.
Таким образом, количесьтво вещества газа можньо
определить по формуле:
ν (газа) = V (газа) / V
М (газа)
и как для любого веществьа: ν (газа) = m (газа) / М (газа)

3.5. Расчёты для газов 99
Отсюда для любого газа выполняется соотношениье:
m
= V

M V
M (1)
Пользуясь этими формулами, можьно рассчитать
объём, массу и молярную мьассу газа, например:
m · V
M M =
V
Известно, что
m
ρ = ,
V
где ρ — плотность газа, поэтомьу:

М (газа) = ρ · V
М (2)
ЗАДАЧА 3.1. Чему равна молярная масьса газа, 1 литр
которого имеет массуь 1,25 г?
Дано:
V(X) = 1 л
m(X) = 1,25 г
M(X) = ? m
= V
M = m · V
M
M V M V
M = 1 · 22,4
= 28 г/моль
1,25
Из формулы (2) вытекает поняьтие об
относительной
плотности газов ( D
x). Это величина, равная отьноше-
нию плотностей двух газьов:
D
2 = ρ 1 = M 1 · V M
= M 1,
ρ 2 V M · M 2 M 2
где ρ 1 и М 1 — плотность и молярная мьасса одного (не-
известного) газа, а ρ
2 и М 2 — плотность и молярная
масса другого (известнього) газа.

100 Глава 3. Химическая связь
D2 = M 1
M 2
Относительная плотносять газа показывает, во сколько
раз данный газ тяжелеея второго газа.
Пользуясь этой формулой, можноь легко определить
молярную массу данногоь газа:
М
1 = D 2 · M 2
Среднюю молярную массьу воздуха при таких рась-
чётах принимают равнойь 29 г/моль (см. задачу 3.4).
ЗАДАЧА 3.2. Определить молярную масьсу газа, если:
а) плотность его равна 1,25 ьг/л;
б) плотность его по кислороду равна 0,75.
Решение.
а)
М = ρ · V
M
M = 1,25 г/л · 22,4 л/моль = 28 г/моль
б) М = D
О2 · М (О 2),
где D
О2 — плотность по кислороду, т. е. D О2 = 0,75
M(O
2) = 32 г/ моль
М = 0,75 · 32 = 24 г/моль
Второе следствие, при помощи которого бьыла экс-
периментально подтверьждена гипотеза Авогадрьо (ги-
потеза стала законом уьже после смерти авторьа!), за-
ключается в следующем:ь
объёмы реагирующих газов оятносятся как их коэффи-
циенты в соответствующем уяравнении реакции.

3.5. Расчёты для газов 101
Это следствие позволяеьт решать задачи «в умеь», если
известны объёмы реагируюьщих газов или количестваь
вещества для них.
ЗАДАЧА 3.3. Какой объём кислорода пьотребуется
для сжигания 6 л пропана? Решение. Из уравнения реакции:
С
3Н8 + 5О 2 = 3СО 2 + 4Н 2О
видно, что молярное сооьтношение пропана и кисьло-
рода составляет 1:5. Таким образом, объём кисьлорода
в пять раз больше объёма пропаьна. Значит, V(O
2) = 5V(C 3H8) = 5 · 6 = 30 л.
Ответ. Требуется 30 л кислорода.
Очень часто в задаче реьчь идёт не об одном газе, ьа о
смеси газов. В этом случае моляьрную массу смеси (в объь-
ёмных процентах φ ) легко рассчитать по фоьрмуле:
М(смеси газов) = М
1 · φ 1 + М 2 · φ 2 + …,
где φ
i — объёмные доли газов.
ЗАДАЧА 3.4. Рассчитайте среднюю мьолярную массу
воздуха и пользуйтесь пьолученной величиной в дьаль-
нейших расчётах. Составь воздуха ( φ, %): азот — 78,1 %;
кислород — 20,95 %; аргон — 0,93 %. Если вы правильно восполььзовались формулой, то
М(воздуха) = 29 г/моль, как было указано выше.
Молярную массу смеси гаьзов можно рассчитать
и через плотность данноьй смеси, и через относиьтель-
ную плотность смеси по ьизвестному газу или воьздуху.
ЗАДАЧА 3.5. Рассчитать состав смеьси кислорода и
азота, если её объём состьавляет 20 л, и А) плотность равна 1,4 г/л;

102 Глава 3. Химическая связь
Б) плотность по водородуь равна 15,2.
Решение.
А. Определим М(смеси газоьв):
М = ρ · V
М
М = 1,4 · 22,4 = 31,36 г/моль
Поскольку смесь состоиьт из двух газов, будем сьчи-
тать φ(азота) = х, а φ (кислорода) = 1 – х. Тогда формула
М(смеси газов) = М
1 · φ 1 + М 2 · φ 2
примет вид: 31,36 = 28 · х + 32 (1 – х)31,36 = 28 х + 32 – 32 х 4 х = 0, 64х = 0,16
Таким образом, объёмная ьдоля азота φ(азота) = 0,16, т. е. V(N
2) = φ · V(смеси)
V(N
2) = 0,16 · 20
V(N
2) = 3,2 л
При решении этой задачьи впервые появился при-
ём, на который необходимо оьбратить внимание. Он
заключается в том, чтоь в случае затруднения (не хва-
тает данных для того, чтобы использоьвать формулу!),
необходимо предположить, что ответ вмам известен .
И, прочитав ещё раз условие задачи, вы заявльяете:
«Пусть объём (масса, доля и ть. д.) искомого вещества
равна А, тогда…». И тогда задачаь решается очень легко.
Попробуем применить этот приёмь.

3.5. Расчёты для газов 103
ЗАДАЧА 3.6. Объём смеси угарного и угльекислого
газов массой 18 г равен 12 ьлитрам. Определить состьав
смеси (определить парцьиальные
* объёмы газов).
Решение. Поскольку мы не знаем ни ьобъём, ни массу
СО или СО
2, предположим, что нам известен один ьиз па-
раметров. Поскольку спьрашивают про объёмы газов,
предполагаем, что объёмь СО равен А, тогда V(СО
2) =
= 12 – А. Рассчитаем массу ькаждого из газов:
m = V

M V
M, отсюда
M · V
m =
V M
m(СО) = 28 · А : 22,4 = 1,25 А
Совет: обязательно избавляймтесь от дробных коэффи-
циентов, превращайте их вм десятичные дроби.
m(СО
2) = 44 · (12 – А) / 22,4 = 1,96 (12 – А)
Поскольку масса смесиь газов равна 18 граммам, тьо 1,25 А + 1,96 (12 – А) = 18
1,25 А – 1,96 А = 18 – 23,6 0,71 А = 5,6
А = 7,9 литров
(парциальный объём угарногоь газа СО)
V(СО
2) = 12 – 7,88 = 4,12 л
Ответ: смесь состоит из 7,88 л СОь и 4,12 л СО
2.
Эту задачу можно решитьь, используя только форму-
лы. Такой способ «не привеьтствуется» экзаменаторамиь,
* Парциальный объём — это объёмь, который занимал бы одинь из
компонентов газовой сьмеси при той же темпеьратуре, если бы
его давление равнялось дьавлению всей смеси.

104 Глава 3. Химическая связь
но является способом пьроверки правильности ьрешения
задачи.
2-й способ решения
Определим плотность смеьси газов:
ρ = m/V,
значит, ρ = 18 г : 12 л = 1,5 г/л М = ρ · V
М,
отсюда М = 1,5 · 22,4 = 33,6 г/моль М (смеси газов) = М
1 · φ 1 + М 2 · φ 2
Поскольку смесь состоиьт из двух газов,
φ(СО
2) = 1 – φ(СО)
33,6 = 28 · φ
СО + 44 · (1 – φ СО)
16 φ
СО = 10,4
φ
СО = 0,65
φ
СО = VСО / V смеси ,
поэтому V
СО = 0,65 · 12 = 7,8 литра.
ПОМНИТЕ! Эти формулы можно испоьльзовать
лишь тогда, когда данные зьадачи (плотность газа, еьго
объём) измерены при н. у.: 273 К, 1 атм (101,3 кПа).

Если в задаче даны иные условия, следует привести
объём газа к н. у., пользуясь формулой:
Р
о · V o = p · V
,
T
o T
где P o, V o, T o — параметры газа при н. ьу.; p, V, T — пара-
метры газа при любых других условиях.

3.5. Расчёты для газов 105
Теперь рассмотрим решьение задач с использовьа-
нием этой формулы. Обычно дьля решения этих задач
предлагают использоваьть формулу Менделеева — Кьла-
пейрона, которая содеьржит универсальную газьовую
постоянную R. Но эта постьоянная имеет разные знаь-
чения в зависимости оьт системы отсчёта (размьерностей
измеряемых величин). Вышеьприведённое соотноше-
ние лишено этого недостаьтка.
ЗАДАЧА 3.7. Какой объём займёт кисльород массой
8 г при 100 °C и давлении 4 атьм? Решение. Главное при решении такьих задач — вы-
писать значения всех веьличин при н. у. и при данных
условиях, соблюдая правьило: единицы измерения должм-
ны быть одинаковы, а температура измерьяется в К (аб-
солютная шкала темперьатур). В данном случае: Р = 4 атм → р
0 = 1 атм;
Т = 273 К → Т
0 = 273 + 100 = 373 К
V = х, л → V
0
равно объёму, который займёт кислорьод при н. у.:
m · V
М V0 =
M
V0 = 8 · 22,4 : 32 = 5,6 л
Р
о · V o · Т
1 · 5,6 · 373
V = → V = = 1,9 л
Р · Т
0 4 · 273
Ответ: кислород займёт объём 1,9 л.
Смотри также «Задачиь по теме “Газы”» в гл. 29.2.1
Самоучителя 1.

106 Глава 3. Химическая связь
ВЫ В О Д Ы по главе 3
Химическая связь имееьт электрическую прироьду
и осуществляется за счьёт валентных электронов. Тип
химической связи во мьногом определяет свойьства ве-
щества: агрегатное состьояние, реакционную спосьоб-
ность и другие.

ВОПРОСЫ, ЗАДАЧИ и УПРАЖНЕНИЯ к главе 3
1. Что удерживает атомы вь молекуле, если между
ними возникает ковалеьнтная связь?
2. От каких факторов зависьит прочность химиче- ской связи?
3. Чему равна валентность аьтома? Определить воз- можные валентные состояьния атомов фтора, хло-
ра, железа.
4. Сколько валентных электроьнов в атоме азота? Чему равна его максимаьльная валентность? По-
чему?
5. Определить валентность иь степень окисления атомов азота в вещестьвах: азот (газ), аммиак,
азотная кислота, азотиьстая кислота, нитрат аьм-
мония. Ответ подтвердиьть графическими форму-
лами.
6. В каком состоянии — осньовном или возбуждён- ном — находятся атомы фосьфора, хлора, серы
в соединениях:
РCl
3, PCl 5, HClO 3, H 2S, SO 2?
7. Определить тип химичеськой связи в соедине- ниях:
а) H
2S, PH 3, O 2, Ca 3N2, CS 2, NaCl
б) CBr
4, NaF, ZnI 2, H 2Se, Cl 2, AlCl 3
Составить графическиеь формулы этих соеди- нений. Какие из них являюьтся твёрдыми? Газо-
образными? Почему?

108 Глава 3. Химическая связь
8. Какие вещества: NH 3, CH 4, H 2O, BH 3 — способны
образовывать связи поь донорно-акцепторному
механизму? Почему? Отметьить, какой из атомов
в каждом случае являеться донором, а какой — аьк-
цептором?
9. Почему существует ион NH
4 +, но не существует
СН
5 +?
10. В каких соединениях поляьрность связей макси- мальная:
HCl, NH
3, H 2S, H 2O, PH 3?
Ответ подтвердить расьчётом (см. табл. 3). Какие из перечисленных веществь образуют водородные
связи?
11. У какого соединения (в кьаждой паре) ниже тем- пературы плавления? Почьему?
а) Br
2 или I 2;
б) NaF или KF;
в) LiCl или CCl
4;
г) С
4Н9ОН или С 4Н10;
д) Si или К?
12. Чем отличаются веществьа, которые имеют разныеь агрегатные состояния, еьсли состав частиц у них
одинаков (например, воьда, лёд и пар)?
13. Определите, не выполняя рьасчёт, какой из газов тяжелее воздуха:
Не, Ar, CO
2, CH 4, N 2, O 2.
14. Какой воздух легче: сухоьй или влажный? Поче- му? Доказать при помощи закона Авогаьдро.

Задания ЕГЭ 109
15. Как изменится объём жидькой воды при её полном
испарении? Расчёт выполньить для н. у.
16. Рассчитать молярные объёьмы (н. у.) для
а) воды;
б) пентана (С
5Н12), ρ = 0,63 г/мл.
17. Определить массу водорьода, который находится ь в баллоне объёмом 10 л под давлением 404 кПа
и температуре 298 К.
18. Смесь газов, состоящаяь из 16 % азота, 28 % кис- лорода и 56 % углекислого газа (всё — по объёму)
имеет массу 34 г. Определить массу и парьциаль-
ный объём каждого из газоьв.
19. Определить состав 20 литров смеси аммиакаь и
угарного газа, если
а) её средняя плотность соьставляет 1,2 г/л;
б) её плотность по кислороьду равна 0,75.
Задания ЕГЭ
20. Наименьшую энергию крисьталлической решётки
имеет вещество:
1) СаСl
2
2) Cu(NO
3)2
3) НСООН
4) W
21. Высокую температуру пьлавления и твёрдость имье- ют каждое из двух вещесьтв:
1) W и Со
2) Li
2СО 3 и HIO 3
3) СН 3ОNa и СН 3СООН
4) SiС и С
(алмаз)
5) HCl и К
2SО 3

110 Глава 3. Химическая связь
22. Только ковалентные связиь имеет каждое из двух
веществ:
1) С
6Н5NO 2 и P 4
2) NaCl и CH 3Br
3) C
4H8 и KF
4) P
2O3 и КНСО 3
23. Ковалентную полярную сьвязь имеет каждое из
двух веществ:
1) Na и КОН
2) NaН и Н
2S
3) H
2SO 4 и Р 4
4) PCl 3 и CS 2
24. Химическая связь междьу атомами образованаь за
счёт общей электронной пьары в соединении:
1) Na
2О2
2) ВаО
3) HCl
4) FeCl
3
25. По донорно-акцепторномуь механизму образова-
на одна из связей в соеьдинении:
1) AlI
3
2) РН
4ОН
3) СН
3ОН
4) СF
4
26. По донорно-акцепторномуь механизму образова-
на одна из связей в соеьдинении:
1) молекуле водорода;
2) молекуле пероксида вьодорода;
3) ионе аммония;
4) молекуле аммиака.

Задания ЕГЭ 111
27. Среди пяти веществ:
NH
4Cl, Sr(NO 3)2, KCN, K 3[Fe(CN) 6], KCl
найти те, в которых имееьтся связь, образованнаья по донорно-акцепторномьу механизму.

28. В каком ряду записаны вьещества только с ионной
связью:
1) сероуглерод, вода, нашьатырь;
2) хлорид натрия, сульфид жьелеза, нитрид натрия;
3) фосфат калия, сероводоьрод, аммиак;
4) угарный газ, аргон, медь?

29. В каком ряду записаны вьещества с ионной связьюь:
1) F
2, КСl, NO 2, NH 3
2) CaF
2, CaSO 4, NH 4F, H 2O
3) NH
4Cl, LiBr, CaO, BaF 2
4) NaNO
3, HF, NF 3, ZnO
30. Какое строение имееть кристаллическая решётька
иода:
1) молекулярное;
2) ионное;
3) металлическое;
4) атомное?
31. Наиболее низкую темперьатуру кипения имеет: 1) Cu
2) Br
2
3) НBr
4) КBr
32. Термин «молекула» неприьменим к веществу 1) С
2Н2
2) S
8
3) НСООNa
4) С
6Н6

112 Глава 3. Химическая связь
33. В каком ряду все вещестьва только немолекуляр-
ного строения:
1) графит, Na
2СО 3, I 2
2) S
8, O 2, алмаз
3) метанол
4) известняк
34. Немолекулярным строениеьм обладает каждое из
двух веществ:
1) MgCl
2 и H 2O
2) C
12H22O11 и C 2H5OH
3) CaO и Ag
4) SiO
2 и CO 2
35. К числу веществ молекуьлярного строения отно-
сятся:
1) древесный уголь
2) кварц
3) Fe, NaCl, лёд
4) N
2, Al, СО 2
36. Полярность связей растьёт в ряду 1) Н
2S, Н 2О, Н 2Te
2) HF, HCl, HI
3) РН
3, NН 3, Н 2О
4) СН
4, SiН 4, HF

37. В каком ряду все вещестьва могут образовывать
водородные связи:
1) СН
3СООН, H 2O, H 2
2) CH
3OH, NH 3, НF
3) H
2O, H 2Sе, CH 4
4) СН 2О, C 2H5OH, C 2H4

Задания ЕГЭ 113

38. Из предложенных веществ вьыбрать два, между
молекулами которых обрьазуются водородные
связи:
1) CH
4
2)H
2
3) НF
4) CH
3СH=O
5) H
2O2

39. Из предложенных веществ вьыбрать два, в кото-
рых присутствуют ионныеь связи:
1) CH
3СОNH 2
2) NH
2H4РО 4
3) СН
3СООNa
4) Р
2О5
5) C
6H5OH

40. Вещества, имеющие ионнуюь кристаллическую
решётку, расположены в ряду:
1) КClО
3, СН 3СООNa, Li 2S
2) Ca(OH)
2, Zn, CuBr 2
3) AgNO 3, Н 2S, K 2SO 4
4) MgCl
2, CaI 2, H 2SO 4

Глава 4. С К О Р О С Т Ь ХИМИЧЕСКОЙ
РЕАКЦИИ
4.1. Зависимость скорости химической
реакции от различных факторов
Понятие «скорость» доьвольно часто встречаеьтся
в литературе. Из физикиь известно, что чем большьее
расстояние преодолееьт материальное тело (чеьловек,
поезд, космический коьрабль) за определённый отьрезок
времени, тем выше скороьсть этого тела. А как измерить скоростьь химической реакции, кьото-
рая никуда «не идёт» и ньикакое расстояние не пьреодо-
левает? Для того чтобы отьветить на этот вопрос, сьледует
выяснить, а что всегда меняется в любой химической
реакции? Поскольку любаья химическая реакция —ь это
процесс изменения вещеьства, то исходное вещесьтво
в ней исчезает, превращаясь в продуктьы реакции. Та-
ким образом, в ходе химиьческой реакции всегдаь изме-
няется количество вещеьства, уменьшается числьо частиц
исходных веществ, а значиьт, и его концентрация (С).
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-1. Скорость химической рьеакции
пропорциональна изменеьнию: 1) концентрации вещества в единицяу времени;
2) количеству вещества в еядинице объёма;
3) массы вещества в единицяе объёма;
4) объёму вещества в ходе реяакции.
А теперь сравните свойь ответ с правильным:
скорость химической ряеакции равна изменению кон-
центрации реагирующего веящества в единицу времени:

4.1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов 115
V =

C
1 – C 0,
t
1 – t 0 (1)
где С
1 и С 0 — концентрации реагируюьщих веществ,
конечная и начальная, соьответственно; t
1 и t 2 — время
эксперимента, конечный иь начальный отрезок времье-
ни, соответственно.
Вопрос. Как вы считаете, какаяь величина больше: С
1
или С
0? t 1 или t 0?
Поскольку реагирующие вьещества всегда расходуь-
ются в любой реакции, тьо всегда
∆С < 0 и ∆t > 0
Таким образом, отношениье этих величин всегда
отрицательно, а скоростьь не может быть величинойь
отрицательной. Поэтому вь формуле появляется знаьк
«минус», который одновременьно говорит о том, что
скорость любой реакции с течением вреьмени (при не-
изменных условиях) всегда уменьшается. Итак, скорость химическьой реакции равна:
V =

∆C
∆t
(1а)
Возникает вопрос, в какьих единицах следует изме-
рять концентрацию реагиьрующих веществ (С) и поче-
му? Для того чтобы ответиьть на него, нужно понять,
какое условие является главным для протекания любой
химической реакции. Для того чтобы частицы прьореагировали, необхо-
димо, чтобы они как миниьмум столкнулись. Поэтомуь
чем выше число частиц (числмо молей) в единице объёма,

116 Глава 4. Скорость химической реакции
тем чаще они сталкиваютсмя, тем выше вероятность хми-
мической реакции. Поэтому при измеренииь скоростей
химических процессов иьспользуют молярную концен-
трацию веществ в реагирующих сьмесях.
Молярная концентрация вещества показяывает, сколь-
ко молей его содержится в 1 литре растворая:
С = ν
V
, моль/литр. (2)
ЗАДАЧА 4.1. Чему равна молярная коньцентрация
серной кислоты, если в 300 ьмл раствора содержиться
14,7 г её? Решение.
Молярная концентрация киьслоты:
С = ν
V
,
где ν = m
M
Поскольку m(H 2SO 4) = 14,7 г,
а M(H
2SO 4) = 98 г/моль, то
ν = 14,7 : 98 = 0,15 моль, а V = 0,3 л.
Значит:
С = 0,15 : 0,3 = 0,5 моль/л.
Молярную концентрацию даьнного раствора можно
обозначить и так:
С = 0,5 М
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-2. При взаимодействии H
2 с Cl 2,
Br
2 и I 2 в сосудах одинаковогоь объёма через некотороеь

4.1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов 117
время образуется по 25 г продукта реьакции; следова-
тельно, скорость реакциьи:
1) выше для Cl
2,
2) выше для Br 2,
3) выше для I
2,
4) одинакова.
Для того чтобы правильно ьответить на это заданиеь,
нужно оценить молярную кьонцентрацию вещества
в каждом случае. Поскоьльку объёмы одинаковы, всё
зависит от молярной маьссы вещества. Остаётся оьтве-
тить на вопрос: где она меньше? В этом случае молярная кьонцентрация, и значит,
скорость реакции, больше. Итак, чем больше молярнаья концентрация реагиру-
ющих веществ, тем больше ьчастиц в единице объёма,
тем чаще они сталкиваюьтся, тем выше (при прочиьх
равных условиях) скорость химичьеской реакции. По-
этому основным законом хьимической кинетики (этьо
наука о скорости химичеьских реакций) является ьзакон
действующих масс:
скорость химической ряеакции прямо пропорциональна
произведению концентраций реагирующих вещеяств.
Для реакции типа А + В →… математически этот
закон можно выразить таьк:
V = k · C
a · C b. (3)
Если реакция более сложьная, например:
2 A + B → … или, что тоже самое, А + А +ь В → …, то
V = k · C
a2 · C b.
(4)
Таким образом, в уравнеьнии скорости появилсяь по-
казатель степени «два», который соответствьует коэф-

118 Глава 4. Скорость химической реакции
фициенту 2 в уравнении реакции. Дляь более сложных
уравнений бо´ льшие показатели степьеней, как прави-
ло, не используют. Это связано с тем, что вьероятность
одновременного столкноьвения, скажем, трёх молекьул
А и двух молекул В крайне мьала. Поэтому многие ре-
акции протекают в нескьолько стадий, в ходе котьорых
сталкивается не болееь трёх частиц, и каждая стьадия
процесса протекает с ьопределённой скоростьюь. Эту
скорость и кинетическьое уравнение скоростиь для неё
определяют эксперимеьнтально. Следует отметить, что в уравьнениях (3) и (4), по-
мимо известных обозначьений «V» и «С», фигурирует
величина k — константа скорости химмической реакции.
Для того чтобы понять её сьмысл, предположим, что
концентрации реагирующиьх веществ (или их произ-
ведение) равны 1 моль/литрь. Тогда уравнение скоросьти
химической реакции прьимет вид:
V = k,
т. е . константа скорости ремакции равна скорости дманной
реакции при данных условмиях, если реагируют одномоь-
лярные растворы. О каких условиях идет речь? Извесьтно, что сахар
не горит и не окисляетсья на воздухе, т. е. скорость дан-
ной реакции при обычных уьсловиях равна нулю и k = 0.
Но если к сахару добавиьть соль лития (катализатьор),
то сахар при нагреванииь загорится, т. е. скорость окис-
ления резко возрастёт. В этом случае k >> 0. Если жье
сахар превратить в пыль ьи поджечь, то прогремиьт
мощный взрыв, т. е. и скорость реакции, иь константа
скорости возрастають многократно. В этих примеьрах ре-
агирующие вещества одиьнаковые (сахар и кислороьд),
а условия (присутствие кьатализатора, измельчеьние) —
разные.

4.1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов 119
Значит:
• во-первых, значение консьтанты скорости зависиьт от условий;
• во-вторых, сама скоростьь реакции тоже зависить от условий процесса.
В частности, вышеприведьённые уравнения ско-
рости химической реакьции (3) или (4) справедливы
только для гомогенных реакций, т. е. для таких реакций,
когда между реагирующиьми веществами нет повеьрхно-
сти раздела. Например, ьреакция происходит в вьодном
растворе, и оба реагирьующих вещества хорошо раьство-
римы в воде, или для любоьй смеси газов. Другое дело, когда происьходит гетерогенная реак-
ция. В этом случае между рьеагирующими веществамьи
имеется поверхность раьздела, например, углекиьслый
газ реагирует с водным раствором щёлочи. В этом слу-
чае любая молекула газаь с равной вероятностьюь может
вступить в реакцию, поськольку эти молекулы быстрьо
и хаотично двигаются. А чьастицы жидкого растворьа?
Эти частицы двигаются чьрезвычайно медленно, и тье
частицы щёлочи, которые наьходятся «на дне», практьи-
чески не имеют шансов ьвступить в реакцию с угьлекис-
лым газом, если раствор ьне перемешивать постоьянно.
Реагировать будут толькьо те частицы, которые «леьжат
на поверхности». Поэтомуь для гетерогенных реакций
скорость реакции зависяит от величины площади пяо-
верхности раздела, котоярая увеличивается при из-я
мельчении.
На практике очень частьо реагирующие веществаь
измельчают (например, рьастворяют в воде), пищуь
тщательно пережёвывают, а в процессе приготовьле-
ния — растирают, пропускают через мясорубкьу и т. д.
Неизмельчённый пищевой прьодукт практически неь
усваивается!

120 Глава 4. Скорость химической реакции
В математическом уравьнении скорости гетероьген-
ной реакции учитывают кьонцентрацию более «по-
движного» реагента: газьа или жидкости, если этоьт ре-
агент реагирует с твёрдым телом. Например, для реакции:
2KOH
раствор + H 2SO 4раствор → …
математическое выражьение скорости будет вьыглядеть
так: V = k · C
2KOH · C H2SO4
А для реакции:
СО
2(г) + 2КОН (р-р) →
математическое выражьение для скорости реакьции вы-
глядит так: V = k · C
CO2
ЗАДАНИЕ 4.1. Составить математичеьское выраже-
ние скорости для следуьющих реакций:
а) Fe(OH)
2(т) + HCl (р-р) →
б) NO
(г) + O 2(г) →
в) Ca(OH)
2(р-р) + HNO 3(р-р) →
г) NaOH
(р-р) + H 2S(г) →
Таким образом, с максиьмальной скоростью (при
прочих равных условиях) протекают гомогенные ре-
акции в растворах и межьду газами (если эти газы рье-
агируют при н. у.), причём реакция в растьворе идёт
с максимально возможноьй скоростью, так как веьще-
ства предельно измельчьены и их частицы находятсяь,
в отличие от газа, рядоьм друг с другом.

4.1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов 121
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-3. Какая из реакций протьекает
с наибольшей скоростьюь при комнатной темпераьтуре: а) углерода с кислородом;
б) железа с соляной кисляотой;
в) железа с раствором укясусной кислоты;
г) растворов щёлочи и серной кислоты.
Подсказка: в данном случае нужно наьйти, какой
процесс является гомогьенным.
Следует отметить, что скороьсть химической реак-
ции между газами или гетьерогенной реакции, в котьо-
рой участвует газ, зависит и от даьвления, поскольку при
увеличении давления гаьзы сжимаются и концентрьация
частиц увеличиваетсяь (см. формулу 2). На скоростьь ре-
акций, в которых газы не учьаствуют, изменение давле-
ния влияния не оказываеьт.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-4. На скорость химическойь реак-
ции между раствором кьислоты и железом не оказывает
влияния: а) концентрация кислоты;
б) измельчение железа;
в) температура реакции;
г) увеличение давления.
И наконец, скорость реакьции зависит и от реакциьон-
ной способности вещестьв. Например, если с вещесьтвом
реагирует кислород, то при проьчих равных условиях,
скорость реакции будеьт выше, чем при взаимодьействии
этого же вещества с азоьтом. Дело в том, что реакьцион-
ная способность кислорьода заметно выше, чем уь азота.
Причину этого явления мы ьрассмотрим в следующеьй
части Самоучителя (Неоьрганическая химия).
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-5. С бо´ льшей скоростью идёт химьи-
ческая реакция между ьсоляной кислотой и а) медью;
б) железом;

122 Глава 4. Скорость химической реакции
в) магнием;
г) цинком.
*
Используя уравнения скорости хьимической реак-
ции (3) и (4), можно рассчитаьть, как изменится ско-
рость процесса при измьенении условий.
ЗАДАЧА 4.2. Как изменится скоросьть химической
реакции
С
(тв) + 2 Сl 2 = CCl 4
если увеличить количесьтво реагентов в 5 раз?Решение. Составим уравнение скьорости этой гете-
рогенной реакции:
V = k · C
2 хлора (5)
При увеличении количесьтва хлора в 5 раз его кон-
центрация увеличится вь 5 раз и составит 5С
хлора . Рас-
считаем скорость реаькции в этих условиях:
V
1 = k · (5C хлора )2 = 25 k · C 2 хлора (6)
Сравнив выражения (5) и (6),ь получаем, что ско-
рость реакции возрастьёт в 25 раз.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-6. Установите соответствьие меж-
ду уравнением реакции ьи числом, показывающим,ь
во сколько раз увеличиьтся скорость реакции пьри уве-
личении концентрации реьагентов в 2 раза:
Уравнение реакции: Изменение скорости
реакции:
а) Н
2(г) + I 2(г) → 2HI (г) 1) не изменится;
б) 2NO
(г) + Cl 2(г) → 2NOCl 2) увеличится в 2 раза;
*
См. Самоучитель 1 (изд-воь АСТ), с. 36.

4.1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов 123
в) 2NO (г) + О 2(г) → 2NO 2 3) увеличится в 4 раза;
г) С
(т) + Н 2О(г) → СО (г) + Н 2(г) 4) увеличится в 6 раз;
5) увеличится в 8 раз.
Следует отметить, что далекьо не каждое столкно-
вение молекул приводиьт к их химическому взаиьмо-
действию (химической ьреакции). В газовой смесьи
водорода и кислородаь при обычных условиях проис-
ходит несколько миллиарьдов столкновений в секьунду.
Но первые признаки реакьции (капельки воды) появяьт-
ся в колбе только черезь несколько лет. В таких случаях
говорят, что реакция практически не идёт. Но она воз-
можна, иначе чем объяснить тоьт факт, что при нагре-
вании этой смеси до 300 °Cь колба быстро запотеваьет,
а при температуре 700 °Cь прогремит страшный взьрыв!
Недаром смесь водородьа и кислорода называють «гре-
мучим газом».
Вопрос. Как вы полагаете, почемьу скорость реакции
так резко возрастаеть при нагревании?
Скорость реакции возрьастает потому, что, во-пер-
вых, увеличивается числьо столкновений частиц,
а во-вторых, увеличиваеьтся число активных столкно-
вений. Именно активные соьударения частиц привоьдят
к их взаимодействию. Длья того чтобы произошлоь такое
соударение, частицы дольжны обладать определённымь
запасом энергии.
Энергия, которой должны обляадать частицы, для того
чтобы произошла химичесякая реакция, называетсяя
энергией активации.
Эта энергия расходуется на преодоление сиьл оттал-
кивания между внешнимьи электронами атомов иь мо-
лекул и на разрушение хиьмических связей в исхоьдных

124 Глава 4. Скорость химической реакции
веществах. Но при образоьвании новых химических
связей энергия выделяеться. Поэтому в целом изме-ь
нение энергии системы в хоьде химической реакцииь
можно показать графичеьски (рис. 13).
Координата реакцииС
А В
Е
а
∆Н<0
Потенциальная энергия
Рис. 13. Графическое изображеньие экзотермической реакьции
График показывает, что в данной химическоьй реак-
ции энергия системы пониьжается и избыточная энеьр-
гия в виде теплоты ∆Q выделяется; такой процьесс на-
зывается экзотермическим:
∆Q > 0.
Одновременно с выделениеьм теплоты уменьшается
теплосодержание системы ∆Н, т. е. энта´льпия (измене-
ние энта´льпии):
∆Н < 0.
Таким образом, для экзотермических процессовь
(рис. 13) тепловой эффект (∆Q) > 0,
изменение энтальпии (∆Н) < 0.

4.1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов 125
По абсолютной величинеь тепловой эффект и изме-
нение энта´льпии одинаковы. Для эндотермических процессовь (рис. 14)
тепловой эффект (∆Q) < 0,
изменение энтальпии (∆Н) > 0.
Координата реакции С
А В
Е
а
∆Н>0
Потенциальная энергия
Рис. 14. Графическое изображеньие эндотермической реакьции
ЗАДАНИЕ 4.2. Определить, какой из прьедложенных
процессов экзотермичеьский, а какой — эндотерьмиче-
ский (идёт с поглощениемь теплоты): а) N
2 + 3H 2 →
← 2NH 3, ∆Н = –92 кДж/моль
б) N
2 + O 2 →
← 2NO, ∆Н = 180,6 кДж/моль
в) 2H
2 + O 2 →
← 2H 2O + 571 кДж
г) CO
2 + C = 2CO – 172,4 кДж
Уравнение химической реьакции, в котором ука-
зан тепловой эффект, называется термохимичьеским
уравнением реакции. Для ьтого чтобы составить тьакое
уравнение, необходимо рьассчитать тепловой эффеькт
на 1 моль реагирующего веьщества.

126 Глава 4. Скорость химической реакции
ЗАДАЧА 4.3. При сжигании 6 г магния выьделилось
153,5 кДж теплоты. Составитьь термохимическое ураьв-
нение этой реакции. Решение. Составим уравнение рьеакции и укажем
НАД формулами, что дано:
6 г 153,5 кДж
2Mg + O 2 = 2MgO + Q
2 моль
m = 2 · 24 =
= 48 г → х, кДж
Составив пропорцию, наьйдём искомый тепловой
эффект реакции: 6 г → 153,5 кДж
48 г → х кДж, х = 48 · 153,5 : 6 = 1228 кДж
Термохимическое уравньение этой реакции:
2Mg + O
2 = 2MgO + 1228 кДж
или Mg + 1/2O
2 = MgO + 614 кДж
Такие задачи приведеньы в заданиях многих вариан-
тов ЕГЭ! Например.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-7. Согласно термохимичеському
уравнению реакции
СН
4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2О(г) + 802 кДж
количество теплоты, выдьелившейся при сжиганиьи 8 г
метана, равно: 1) 1604 кДж; 2) 1203 кДж; 3) 601,5 кДж; 4) 401 кДж.
Итак, в ходе химической ьреакции энергия системьы
изменяется, причём реаьгирующим частицам прихоьдит-

4.1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов 127
ся преодолевать барьеьр энергии активации. Следова-
тельно, чем выше будет энеьргия реагирующих частиьц,
тем большее число их преьодолеет данный барьер, тьем
выше скорость химическьой реакции. Возникает вопрос: как пьовысить энергию реагируь-
ющих частиц? Ответ простьой: повысить температуьру,
поскольку при повышениьи температуры возрастьает
скорость движения часьтиц, а следовательно, их кьине-
тическая энергия.
Правило Вант-Гоффа
*: при повышении температуры
на каждые 10 градусов скорость реакции возраястает
в 2–4 раза.
Следует заметить, что это прьавило (не закон!) было
установлено экспериментьально для реакций, «удобь-
ных» для измерения, т. е. для таких реакций, коьторые
протекали не слишком бьыстро и не слишком мед-
ленно и при температурьах, доступных эксперимен-ь
татору (не слишком высоьких и не слишком низких). Хотя в настоящее время ьоткрыто немало реакцийь,
для которых не выполняетсья правило Вант-Гоффа,
рассмотрим пример, коьторый хорошо показываеьт, как
именно возрастает скоьрость реакции при нагреьвании.
Итак, согласно правилу Ваьнт-Гоффа:
V
t = γ
V
0
∆T
10
Определим по этой формуьле, как изменится ско-
рость реакции в водном мрастворе, если его прокипямтить
(по сравнению со скороьстью этой реакции при кьом-
натной температуре t =ь 20 °C), если γ = 2.
* ВАНТ-ГОФФ Якоб Хендрик (30.08.1852–1.03.1911) — голланд-
ский химик. Один из основьателей физической химиьи и стерео-
химии. Нобелевская премьия по химии № 1 (1901).

128 Глава 4. Скорость химической реакции
В данном случае имеем:
∆T = 100 – 20 = 80°
V
t = 2 = 2 8 = 256
V
0
80
10
Таким образом, даже прьи минимальном значении
температурного коэффициьента скорость реакции ьпри
кипячении возрастаеть как минимум в 256 раз. Стьано-
вятся понятными многие ьприёмы кулинарной техни-
ки, основанные именно на ньагревании (варке, жаркье)
пищевых продуктов.
Вопрос. Как вы полагаете, как моьжно быстрее приго-
товить картофель: отварьить его или обжарить в сьлое
масла?
Если мы хотим сохранить пиьщевые продукты, мы
их охлаждаем или замораьживаем. Для того чтобы как следуьет уяснить себе смысл опи-
сываемых явлений, можно сьравнить реагирующие моь-
лекулы с группой ученикьов, которым предстоить пры-
гать в высоту. Если им поставлен барьеьр высотой 1 м,
то ученикам придётся кьак следует разбежаться (повы-
сить свою «температуьру»), чтобы преодолеть бьарьер.
Тем не менее всегда найдьутся ученики («неактивьные
молекулы»), которые взятьь этот барьер не смогут. Что делать? Если придержьиваться принципа: «Ум-
ный в гору не пойдёт, умный гору обойдёт», тоь следует
просто опустить барьер, скажем, дьо 40 см. Тогда любой
ученик сможет преодоьлеть барьер. На молекулярьном
уровне это означает: для того чтобы увеличитьм скорость
реакции, нужно уменьшитьм энергию активации в даннмой
системе.

4.1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов 129
В реальных химических процеьссах эту функцию вы-
полняет катализатор.
Катализатор — это вещество, котороея изменяет ско-
рость химической реакяции, оставаясь при этом неиз-
менным к концу химической реакцияи.
Катализатор участвует в химической реакциьи, вза-
имодействуя с одним или несколькимьи исходными
веществами. При этом обьразуются промежуточьные со-
единения (интермедиатьы), и изменяется энергия аькти-
вации. Если промежуточьное соединение более акьтивно
(активный комплекс), то эьнергия активации понижьает-
ся, а скорость реакции ьувеличивается. Например, реакция междьу SO
2 и О 2 происходит
очень медленно, при нормьальных условиях практически
не идёт. Но в присутствии NO скорьость реакции резко
возрастает. Сначала NO очень быстро реагирует с O
2:
NO + О
2 → NO 2;
полученный диоксид азоьта быстро реагирует с оксидом
серы (IV):
NO
2 + SO 2 → NO + SO 3
ЗАДАНИЕ 4.3. Покажите на этом примеьре, какое
вещество является катьализатором, а какое — аьктивным
комплексом.
И наоборот, если образуются болеье пассивные со-
единения, то энергия актьивации может возрастиь на-
столько, что реакция прьи данных условиях практиче-
ски происходить не будьет. Такие катализаторы назыь-
ваются ингибиторами. На практике применяються оба типа катализатьо-
ров. Так особые органическиеь катализаторы — фер-
менты — участвуют абсолютноь во всех биохимических

130 Глава 4. Скорость химической реакции
процессах: перевариваьнии пищи, сокращении мышць,
дыхании. Без ферментов невьозможно существованиеь
жизни!
Ингибиторы необходимы дляь того, чтобы защитить
металлические изделияь от коррозии, жиросодьержащие
пищевые продукты от окиьсления (прогоркания). Не-
которые лекарства такьже содержат ингибиторьы, кото-
рые угнетают жизненные фуьнкции микроорганизмовь
и тем самым уничтожають их.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-8. Скорость реакции азотьа с водо-
родом понизится при: а) повышении давления;
б) понижении температуьры;
в) повышении концентрациьи азота;
г) использовании каталиьзатора.
Катализ может быть гомоьгенным и гетерогенным.
Примером гомогенного каьтализа служит действиье
NO (это катализатор) на прьоцесс окисления диоксиьда
серы. Примером гетерогеьнного катализа может сльу-
жить действие нагретоьй меди на спирт:
С
2Н5ОН + О 2 → СН 3—С=О
|
Н
Эта реакция идёт в две сьтадии: 1. Cu + O
2 → CuO
2. C
2H5OH + CuO → СН 3—С=О + Cu + Н 2О
|
Н
ЗАДАНИЕ 4.4. Определить, какое вещесьтво в этом
случае является катальизатором. Почему этот вьид ката-
лиза называется гетероьгенным?

4.2. Обратимость химических процессов. Принцип Ле-Шателье 131
На практике чаще всего ьиспользуется гетероген-
ный катализ, где катализьаторами служат твёрдыеь ве-
щества: металлы, их оксидьы и др. На поверхности этиьх
веществ имеются особыье точки (узлы кристалличьеской
решётки), где, собственньо, и происходит каталитьиче-
ская реакция. Если эти тоьчки закрыть посторонниьм
веществом, то катализ пьрекращается. Это вещестьво,
губительное для катализьатора, называется каталити-
ческим ядом. Другие вещества — промоторы — наобо-
рот, усиливают каталитичеськую активность. Катализатор может изьменить направление химиьче-
ской реакции, т. е., меняя катализатор, ьможно полу-
чать разные продукты реьакции. Так, из спирта C
2H5OH
в присутствии оксидоьв цинка и алюминия можноь по-
лучить бутадиен, а в приьсутствии концентрировьанной
серной кислоты — этилен.
4.2. Обратимость химических процессов.
Принцип Ле-Шателье*
Реакции бывают обратимьыми и необратимыми.
Необратимыми называют такие реакции,я для кото-
рых не существует условий, при которых возяможен
обратный процесс.
Примером таких реакцийь могут служить реакции, ь
которые происходят прьи скисании молока, или кьогда
сгорела вкусная котлета. Как невозьможно пропустить
мясной фарш назад череьз мясорубку (и получитьь снова
кусок мяса), также невозмьожно «реанимировать» ькот-
лету или сделать свежимь молоко.
* ЛЕ ШАТЕЛЬЕ Анри Луи (8.10.1850–17.09.1936) — француз-
ский физикохимик и метьалловед. Сформулировал ьобщий за-
кон смещения равновесиья (1884).

132 Глава 4. Скорость химической реакции
Но зададим себе простьой вопрос: является лиь необ-
ратимым процесс:
СаО + СО
2 → CаСО 3?
Для того чтобы ответить ьна этот вопрос, попробуьем
вспомнить, можно ли осуьществить обратный процеьсс?
Да! Разложение известнякьа (мела) с целью получить
негашёную известь СаО исьпользуется в промышлен-
ном масштабе:
CаСО
3 → СаО + СО 2 →
Таким образом, существьуют условия, при которых
с ощутимой скоростью пьротекают оба процесса:
СаО + СО
2 →
← CаСО 3
Более того, существуют уьсловия, при которых ско-
рость прямой реакции равмна скорости обратной рмеакции.
v
прямой = v обратной
В этих условиях устанавливается химическое равно-
весие. В это время реакция не пьрекращается, но чис-
ло полученных частиц равньо числу разложившихся
частиц. Поэтому в состоянии химическогом равновесия
концентрации реагирующихм частиц не изменяются . На-
пример, для нашего процеьсса в момент химическоьго
равновесия
[СО
2] = const
знак [Х] означает: равновесная концентрамция вещества Х.
Состояние химическогоь равновесия характериьзует
константа равновесия ьК. Она равна отношению коьн-
стант скоростей прямьой и обратной реакции. ьНапри-
мер, для реакции
А + В →
← С + D

4.2. Обратимость химических процессов. Принцип Ле-Шателье 133
в момент равновесия
v
прямой = v обратной
а так как v прямой = k пр · C A · C B, а v обратной = k обр · C C · C D,
получаем: k
пр · C A · C B = k обр · C C · C D
Поэтому константа равноьвесия равна:
[С] · [D]
К
равн = k пр / k обр = .
[A] · [B]
Константа равновесия ьпоказывает, какой процесс
преобладает: прямой иьли обратный. Если К
равн > 1, то
k
пр > k обр, т. е. равновесие смещено вь сторону прямой
реакции. Зная значение исходных коьнцентраций, можно рас-
считать значение равноьвесных концентраций (а знаь-
чит, и константу равновесиья) и наоборот.
ЗАДАЧА 4.4. В реагирующей системе А + 2В →
← 2С + D
исходные концентрации А и Вь равны 5 моль/л, а [С] =
= 2 моль/л. Чему равна констьанта равновесия? Куда
смещено данное равновесьие? Решение. Если образовалось 2 моль С, то одновре-
менно получилось (см. ураьвнение реакции): 2 : 2 =
= 1 моль D. При этом было израсьходовано 1 моль А и
2 моль В. Значит, в смеси осталось (это рьавновесные кон-
центрации): 5 – 1 = 4 моль А и 5 – 2 = 3 моль В. Полу-
чили следующие значенияь равновесных концентрацийь:
[A] = 3 моль/л [B] = 1 моль/л
[C] = 4 моль/л [D] = 2 моль/л

134 Глава 4. Скорость химической реакции

2 · 1
К
равн = k пр / k обр = = 1/6 < 1.
4 · 3
Ответ.
Равновесие смещено в стьорону обратного
процесса. Возникает вопрос: что пьроизойдёт с равновесиьем,
если повысить или понизьить температуру, изменить
другие условия? Ответить на подоьбный вопрос можно,
зная принцип Ле-Шателье:
если изменить условия (tм, p, c), при которых систе-
ма находится в состоянмии равновесия, то равномвесие
сместится в сторону тогом процесса, который проти-
водействует изменению.
Другими словами, равновьесная система всегда пьро-
тивится любому воздеьйствию извне, как протьивится
воле родителей капризьный ребёнок, который делаьет
«всё наоборот». Рассмотрим пример. Пусть установилось равнове-
сие в реакции получениья аммиака:
N
2 + 3H 2 →
← 2NH 3
Вопросы. Одинаково ли число молеьй реагирующих га-
зов до и после реакции?ь Если реакция идёт в замкьнутом
объёме, когда давление бьольше: до или после реакьции?
Очевидно, что данный проьцесс происходит с уменьь-
шением числа молекул гаьзов, значит, давление в ходе
прямой реакции уменьшается. В обратной реакции —
наоборот, давление в смеси увеличивается. Зададим себе вопрос: ьчто произойдёт, если в этой
системе повысить давление? По принципу Ле-Шьателье
пойдёт та реакция, котоьрая «делает наоборот»ь, т. е.

4.2. Обратимость химических процессов. Принцип Ле-Шателье 135
понижает давление. Это — прямая рьеакция: меньше
молекул газа — меньше даьвление.
Итак, при повышении давления равновесие сммещается
в сторону прямого процессам, где давление понижается,
так как уменьшается числмо молекул газов.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-9. При повышении давления равно-
весие смещается вправо в системе:
а) 2СО
2(г) →
← 2СО (г) + О 2(г)
б) С 2Н4(г) →
← С 2Н2(г) + Н 2(г)
в) PCl 3(г) + Cl 2(г) →
← PCl 5(г)
г) Н 2(г) + Cl 2(г) →
← 2НCl (г)
Если в результате реакции
число молекул газов не ме-
няется, то изменение даьвления на положение равьно-
весия не оказывает влиьяние.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-10. Изменение давления окаьзывает
влияние на смещение равьновесия в системе: а) 2SО
2(г) + О 2(г) →
← 2SО 3(г)
б) СO
(г) + Н 2O(г) →
← СO 2(г) + Н 2(г)
в) PCl
3(г) + Cl 2(г) →
← PCl 5(г)
г) Н 2(г) + I 2(г) →
← 2НI (г)
Положение равновесия этьой и любой другой ре-
акции зависит от конценьтрации реагирующих ве-
ществ: увеличивая концеьнтрацию исходных веществ
и уменьшая концентрациюь полученных веществ, мы
всегда смещаем равновеьсие в сторону прямой рьеакции
(вправо). Рассмотрим влияние темьпературы на состояние
равновесия. Процесс сиьнтеза аммиака экзотерьмичен,
т. е. сопровождается выдьелением теплоты ( повышением
температуры в смеси).

136 Глава 4. Скорость химической реакции
Вопрос. Как сместится равновьесие в этой системе прьи
понижении температуры?
Рассуждая аналогично, дьелаем вывод: при пониже-
нии температуры равновесиме сместится в сторону обм-
разования аммиака, такм как в этой реакции тепломта
выделяется, а температурам повышается.
Вопрос. Как изменится скоросьть химической реакции
при понижении темпераьтуры?
Очевидно, что в этих условиях резко понизитсья ско-
рость обеих реакций, т. е. придётся очень долго жьдать,
когда же установится желаемое рьавновесие. Что де-
лать? В этом случае необхоьдим катализатор. Он хотя
и не влияет на положение рмавновесия, но ускоряет на-
ступление этого состояьния.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-11. Химическое равновесиье в си-
стеме 2NO
(г) + O 2(г) →
← NO 2(г) + Q
смещается в сторону обьразования продукта рьеакции
при: а) повышении давления;
б) повышении температуьры;
в) понижении давления;
г) применении катализатьора.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-12. В какой системе увеличьение
давления и понижение теьмпературы смещает химиьче-
ское равновесие в стоьрону исходных веществ?
1) Сl
2(г) + Н 2(г) →
← 2 НСl (г) + Q
2) N
2(г) + О 2(г) →
← 2 NО (г) – Q

Выводы по главе 4 137
3) CO 2(г) + C (тв) →
← 2 CO (г) – Q
4) 2 SO
2(г) + О 2(г) →
← 2 SO 3(г) + Q
Решение. Понижение температурьы смещает химиче-
ское равновесие в стоьрону исходных веществ дляь эн-
дотермических процессьов (2 и 3). Остаётся среди ниьх
выбрать тот процесс, гдеь число молей газов меньшье
до реакции, чем после неьё. Считаем сумму коэффи-
циентов. Это процесс 3: доь реакции 1 молекула газоь-
образного вещества, а пьосле реакции — 2 молекульы.
ВЫ В О Д Ы по главе 4
Скорость химической рьеакции зависит от:
• природы реагирующих часьтиц;
• концентрации или площадиь поверхности раздела реагирующих веществ;
• температуры;
• наличия катализатора. Равновесие устанавливается, когдаь скорость прямой
реакции равна скоростьи обратного процесса. В эьтом
случае равновесная коьнцентрация реагирующих вье-
ществ не меняется. Состьояние химического равньове-
сия зависит от условий и подчиняется пьринципу Ле-
Шателье.

ВОПРОСЫ и УПРАЖНЕНИЯ к главе 4
1. Какие из следующих фактьоров влияют на ско-
рость химической реакьции? Почему и как?
концентрация реагирующиьх веществ; давле-ние, температура; объёмь сосуда, форма сосуда,
катализатор?
2. Изменяется ли скоростьь реакции с течением вреь- мени (при неизменных условиях)? Как и почему?
3. Напишите математичеськое выражение скоростьи для следующих процессовь:
а) КОН + СО
2 → КНСО 3
б) NaOH + H 3PO 4 → Na 3PO 4 + H 2O
в) Mg(OH)
2 + HCl → MgCl 2 + H 2O
г) CH
4 + O 2 → CO 2 + H 2O
4. Чем объясняется взрывооьпасность многих ве- ществ, которые находятсья в виде паров или пыли?
5. Что такое константа скьорости реакции? Зави- сит ли она от концентрациьи реагирующих ве-
ществ, их природы и темпьературы?
6. Смешали 200 мл 0,3 М раствора хлорида натрьия
и раствор, содержащийь 2,9 г этой соли в 50 мл
раствора. Определить мьолярную концентрацию
полученного раствора.
7. К 100 мл раствора, содержащегоь 7,2 г NaCl, до-
бавили 50 мл раствора, содержащегоь 4,5 г этой
соли. Смесь разбавили дьо 0,5 л. Определить мо-

Вопросы и упражнения к голаве 4 139
лярную концентрацию расьтвора до и после раз-
бавления.
8. Как изменится скоросьть горения газа СН
4 в кис-
лороде, если чистый кисьлород заменить возду-
хом?
9. Как изменится скоросьть горения газа С
2Н4, если
давление в системе увеьличить в 3 раза?
10. Скорость реакции при пьовышении температуры на 10° увеличивается в 3 ьраза. Как изменится скьо-
рость этой реакции при ьповышении температурьы
на 50°?
11. При повышении температьуры на 30° скорость некоторой реакции увеьличилась в 64 раза. Во
сколько раз увеличитсья скорость этой реакцииь
при повышении темпераьтуры на 20°?
12. Температурный коэффициенть некоторой реак- ции, идущей при 100 °C, равеьн 4. При какой тем-
пературе следует проводить эту реакциью, чтобы
её скорость уменьшить вь 64 раза?
13. Рассчитать температуьрный коэффициент ре- акции, если при изменениьи температуры от 20
до 40 °C её скорость возроьсла в 12,25 раз.
Для реакции горения ацетьилена С
2Н2 ∆ Н =
= –2610 кДж/моль. Сколько теплотьы выделится,
если израсходовано:
а) 39 г ацетилена;
б) 1,12 л ацетилена;
в) 3 моль ацетилена?

140 Глава 4. Скорость химической реакции
14. В реагирующей системе
2А + В →
← С + 2D
исходная концентрация А рьавна 4 моль/л, а его
равновесная концентрациья — 1,6 моль/л. Рас-
считать равновесные коьнцентрации С и D.
15. Как будет влиять изменьение температуры и давь- ления на состояние равньовесия:
а) 2NO
(г) + О 2(г) →
← 2NO 2(г) + Q
б) SO
2(г) + O 2 →
← SO 3(г) – Q
в) CaO
(тв) + CO 2(г) →
← CаСО 3 (тв) + Q
г) CO + O
2 →
← CO 2; ∆H < 0
Задания ЕГЭ
16.
От увеличения площади поьверхности соприкос-
новения реагентов не зависит скорость реакции
между:
1) серой и алюминием;
2) водородом и хлором;
3) хлором и алюминием;
4) магнием и соляной кисльотой.
17. Для увеличения скоростьи химической реакции 2CuS
(тв) + 3O 2(г) = 2CuO (тв) + 2SO 2(г)
необходимо:
1) увеличить степень измьельчения CuS;
2) уменьшить концентрациюь SO
2;
3) уменьшить температурьу;
4) увеличить концентрациюь SO
2.

Задания ЕГЭ 141
18. Из предложенного перечнья выберите 2 способа
увеличить скорость реьакции горения серы в кись-
лороде:
1) измельчить S;
2) разбавить кислород аьзотом;
3) нагреть серу;
4) добавить SO
2;
5) облучить колбу с вещесьтвом синим светом.
19. Из предложенного перечнья внешних воздействий выберите 2 воздействиья, которые являются наиь-
более важными для увелиьчения скорости гетероь-
генной реакции:
1) изменение концентрацииь участников реакции;
2) охлаждение;
3) изменение давления;
4) увеличение площади соьприкосновения реаги-рующих веществ;
5) повышение температурьы.
20. Из предложенного перечнья выберите две эндо-
термические реакции:
1) разложение карбонатаь кальция;
2) горение углерода;
3) образование аммиакаь;
4) взаимодействие серьнистого газа с кислородьом;
5) взаимодействие азоьта с кислородом.
21. Из предложенного перечнья выберите две экзотер-
мические реакции:
1) разложение карбонатаь кальция;
2) взаимодействие фосфоьра с хлором;
3) образование воды;
4) взаимодействие азоьта с кислородом;
5) разложение гидроксидьа алюминия.

142 Глава 4. Скорость химической реакции
22. Химическое равновесиье в системе
CO
2(г) + C (тв) →
← CO (г) – Q
сместится влево при:
1) повышении давления;
2) понижении температуьры;
3) повышении концентрацииь СО;
4) понижении концентрацииь СО.
23. На смещение химическогоь равновесия в системеь
Fe
3O4(тв) + CO (г) →
← FeO (тв) + CO 2(г) – Q
не оказывает влияния
1) уменьшение концентрациьи СО;
2) увеличение температьуры;
3) уменьшение концентрациьи СО
2;
4) увеличение давления.
24. Уменьшение давления в сиьстеме CO
2(г) + C (графит) →
← CO (г) – Q
сместит положение равьновесия в ту же стороньу, что и
1) охлаждение системы;
2) увеличение массы графиьта;
3) увеличение температьуры;
4) удаление углекислого гаьза.
25. Как понижение давленияь, так и повышение тем-
пературы вызывает смещеьние химического рав-
новесия вправо в систьеме:
1) S
(т) + Н 2(г) →
← 2Н 2S (г) + Q
2) 2Н
2(г) + О 2(г) →
← 2Н 2О(г) + Q
3) C
2Н6(г) →
← 2Н 2(г) + 3C (тв) – Q
4) 2НBr
(г) →
← Н 2(г) + Br 2(ж) – Q

Задания ЕГЭ 143
26. Охлаждение системы и увеьличение её объёма уве-
личивают выход продуктьа реакции:
1) 2Н
2S(г) + О 2(г) →
← 2S (т) + 2Н 2О(г) + Q
2) СОСl
2(г) →
← CO (г) + Cl 2(г) – Q
3) 2NО
(г) + О 2(г) →
← 2NО 2(г) + Q
4) 4NН
3(г) + 5О 2(г) →
← 4NО (г) + 6Н 2О(г) + Q
27. Удаление оксида углеродьа (IV) при обжиге извест-
няка
СаСО
3(т) →
← CаO (т) + СО 2(г) – Q
1) уменьшает выход продукьта реакции;
2) увеличивает скоростьь прямой реакции;
3) смещает положение равьновесия вправо;
4) не влияет на положениеь равновесия.
28. Реакция горения аммиакьа
4NН
3(г) + 3О 2(г) →
← 4N 2(г) + 6Н 2О(г) + Q
является реакцией:
1) соединения, каталитичьеской, эндотермиче- ской;
2) замещения, каталитичеськой, экзотермической;ь
3) окислительно-восстаноьвительной, некатали- тической, экзотермичеьской;
4) обмена, некаталитичеськой, эндотермической.
29. Какие два суждения веьрны:
1. При нагревании скоростьь многих реакций
уменьшается.
2. Катализатор — это вещесьтво, которое увели- чивает скорость химичьеской реакции, но само
в ней не участвует.

144 Глава 4. Скорость химической реакции
3. Увеличение давления реаьгирующих газов при-
водит к увеличению скоьрости химической ре-
акции.
4. Катализатор увеличивьает скорость химиче- ской реакции, но не смещаьет положение хи-
мического равновесияь.
5. По мере протекания реаькции её скорость уве- личивается.

Глава 5. РАСТВОРЫ
5.1. Вещество и смесь. Дисперсные системы
Вещество — это то, из чего состояьт окружающие
нас предметы. Каждому аьбсолютно чистому вещесьтву
(таких в природе, кстатьи, не существует) приписывают
определённую химическуью формулу, которая отражает
его состав, например:
Н
2О — вода;
C
63H88N14O14PCо — витамин В 12.
Наименьшая частица вещеьства, которая отражаеьт
его качественный и колиьчественный состав, назывьа-
ется молекулой. Молекула состоит из атьомов, соеди-
нённых химическими связяьми. Некоторые простые
вещества состоят из аьтомов (алмаз, благородньые газы,
металлы). Таким образом, идеальноь чистое вещество
содержит только одинаьковые молекулы или атомыь, что
невозможно, так как прьи соприкосновении с моьлеку-
лами окружающего мира ьили при получении проиьс-
ходят различные физичеськие и химические процеьссы.
Поэтому абсолютно чистьых веществ в природе не сьу-
ществует! Понятие идеально чистоье вещество имеет такоьй же
абстрактный характер, кьак, например, абсолютныйь
нуль температуры или идьеальный газ, и получить идье-
ально чистое вещество тьакже невозможно. Причиь-
ной этого является то, чьто скорость очистки вьеществ
от примеси прямо пропьорциональна концентрацииь
примеси и падает по мьере её уменьшения. Поэтомьу чем
более высокой степени ьчистоты требуется получить ве-

146 Глава 5. Растворы
щество, тем с большими зьатратами энергии и вреьмени
это будет связано.
Особо чистые вещества иьспользуют в основном длья
специальных целей — при прьоизводстве полупровоьд-
никовых материалов и прьиборов, в радио- и кваньто-
вой электронике. В этом сьлучае требования по чиьсто-
те предъявляются как кь основным материалам, таьк
и к вспомогательным, испьользуемым в процессе про-
изводства: вода, газы, хиьмические реактивы, маьтери-
алы контейнеров. По существующему в Россьии положению для ре-
активов установлены квалификацииь «чистый» (Ч),
«чистый для анализа» (ЧДА),ь «химически чистый»
(ХЧ) и «особо чистый» (ОСЧ); пьоследняя иногда де-
лится на несколько мароьк. Последние три квалифиь-
кации охватывают все реьактивы общего назначениья.
Содержание примесей ьв препаратах особой чьистоты
измеряется миллионнымиь и миллиардными долями
процента, и с точки зреьния практического испьользова-
ния такие препараты моьжно считать вполне чистьыми.
В самом деле: что значить примесь 3·10
–8 %? Это значит,
что один атом примесиь приходится на 30 миллиарьдов
атомов вещества. Казаьлось бы, что мы близки к идье-
альной чистоте. Но простьой расчет показывает, что,
например, 1 мм
3 германия такой чистотьы содержит еще
16 миллиардов атомов прьимесей. Таким образом, нас окруьжают смеси, в состав кьо-
торых входят молекулы (атьомы) различных веществ.
Одно их них, доля которогоь наибольшая, а иногда
почти равна 1 (100 %) является «титульным»ь, т. е. даёт
название веществу. Остальные называются приьмесями.
Так, чистая питьевая воьда, кроме основного вещеьства
состава Н
2О содержит множество рьастворённых га-
зов и солей, таких как СьО
2 (газированная вода), соьли
кальция и магния (жёсткаяь вода), хлор (хлорированнаья

5.1. Вещество и смесь. Дисперсные системы 147
вода). Но, глядя на стакань воды из-под крана, об этоьм
и не догадываешься. Почеьму? Потому что это — одноь-
родная смесь (подробнеье — см. главу 5.3 «Растворы»ь).
А если посмотреть на стаькан молока — сначала
вывод будет тот же: смеьсь однородная. Но если раьс-
смотреть каплю при помьощи микроскопа, то увиьдим
капельки молочного жирьа. Это неоднородная смесьь —
эмульсия. В чём принципиальное разльичие между ними? В на-
личии или отсутствии пьоверхности раздела и рьазмере
частиц. В однородной (гомьогенной) смеси отсутстьвует
поверхность раздела меьжду компонентами, а в неьодно-
родной (гетерогенной) смьеси такая поверхность ьесть. Неоднородные (гетерогенньые) смеси иногда отно-
сят к дисперсным систеьмам.
Дисперсными называют симстемы, состоящие из мелкмо
раздробленного веществма (дисперсной фазы) , распре-
делённого по всему объёму другмого вещества.
Дисперсные системы (ДС) окьружают нас со всех
сторон и сопровождаюьт в течение всей жизниь. На-
пример, воздух вашей кьомнаты является дисперьсной
системой. Он состоит изь молекул азота, кислороьда,
углекислого газа, по всеьму объёму этой газовой сьме-
си распределены различьные твёрдые и жидкие часьти-
цы, которые мы не видим, но ьощущаем: пыль, пары
воды и др. Дисперсные системы — этоь соки, кровь, ткани на-
шего организма, а такжеь пищевые продукты (молокьо,
хлеб), стройматериалы, леькарственные препараты
и многое другое. По величине частиц диспьерсной фазы все дисперсь-
ные системы делятся на тьри группы: грубодисперсные
системы (ГДС), коллоидные растворы и истинные рас-
творы.

148 Глава 5. Растворы
В грубодисперсных систеьмах размеры частиц дис-
персной фазы этих системь колеблются в пределах
10
–5… 10 –7 м. Из-за сравнительно большьих размеров
частиц ГДС неустойчивы и со временемь разрушаются. В коллоидных растворах размер частьиц дисперсной
фазы составляет 10
–7… 10 –9 м . Коллоидный раствор
обычно называют зо´лем. В истинных растворах частьицы имеют размер, срав-
нимый с размерами молеькулы (порядка 10
–10 м). Свой-
ства таких систем будьут рассмотрены в послеьдующих
главах. От размера частиц завиьсит суммарная площадь пьо-
верхности частиц диспеьрсной фазы. Чем больше стеь-
пень измельчённости (дисьперсности), т. е. чем меньше
размер (r) частиц, тем больше их суьммарная площадь
поверхности (S) : S ~ 1/r. Дисперсные системы могуьт классифицироваться
по агрегатному состояьнию дисперсной фазы и диьс-
персионной среды. Тип дисперсной системьы приня-
то обозначать «дробьюь», в числителе которойь буква
обозначает агрегатноеь состояние дисперснойь фазы,
а в знаменателе — диспеьрсионной среды (табл. 6). Рассмотрим основные виьды дисперсных систем.
Аэрозоли — это дисперсные систеьмы, основу кото-
рых составляет газ (воздьух). Поэтому аэрозоли клась-
сифицируют по агрегатноьму состоянию дисперсьной
фазы. Аэрозоли с жидкой диьсперсной фазой называ-
ют туманами (условно: Ж/г), с твёрдыми частицами —ь
дымами ( Т/г). Аэрозоли с твёрдой диспьерсной фазой,
концентрация и размеры чьастиц которых больше, чемь
у дымов, обычно называют ьпылью. Это деление условно, так как обычный дьым, обра-
зующийся при сгорании ьтоплива, содержит и твьёрдые
частицы сажи и золы, и жидькие капли продуктов пьере-
гонки топлива и воды.

5.1. Вещество и смесь. Дисперсные системы 149
Аэрозоли, в которых присуьтствует и твёрдая, и жид-
кая дисперсная фаза, наьзывают «смогом». Такие аэро-
золи чаще всего присутьствуют в атмосфере крьупных
промышленных городов. Смоьг очень устойчив, а его
токсичность под дейстьвием солнечных лучей многьо-
кратно возрастает. Поэтому с проблемой заьщиты
от аэрозолей, образующиьхся при сжигании топливьа,
связаны вопросы здоровьья людей и защиты природьы. Аэрозоли очень устойчивы, так как между части-
цами имеется значителььное расстояние. Кроме ьтого,
они имеют огромную площьадь поверхности частиць,
а значит, аэрозоли имеют колоссьальную реакционную
способность. Поэтому аэрьозоли отравляющих вещесьтв
имеют большую проникаьющую способность, легкоь
распространяются в оькружающей среде, а значьит, наи-
более губительны для здоьровья.
Таблица 6
Классификация дисперсных систем по агрегатному состоянию фаз
Дисперсионная
среда
Дисперсная
фаза Жидкая
Газообраз-
ная
(аэрозоли) Твёрдая
Твёрдая
Т/ж:
суспензии, пасты Т/г:
дым, пыль Т/т:
горные
породы
Жидкая Ж/ж:
эмульсии (молоко, сметана) Ж/г:
туман Ж/т:
клетки
организма
Газообразная Г/ж: пены
кондитер- ские –Г/т:
пенопласт, хлеб

150 Глава 5. Растворы
Аэрозоли — мутные непрозрачные системы. Вспом-
ните мультфильм «Ёжик в тумане». ьНа практике аэро-
золи в виде туманов и дьымов сильно затрудняют ьи по-
лёты авиации, и движение ьавтотранспорта. Аэрозоли имеют высокую ьреакционную способ-
ность вследствие развьитой площади поверхносьти.
Поэтому пары бензина, муьчная и сахарная пыль легкоь
взрываются (см. также гьлаву 4.1). Суспензии (взвеси) — это дисперсные системы
с твёрдой дисперсной фаьзой, распределённой в жиьд-
кости (Т/ж). К ним относятся соки сь мякотью, какао
и кофе, мутная вода. Какь известно, эти смеси бысьтро
расслаиваются. При этоьм образуются более коьнцен-
трированные суспензии, которые содерьжат очень мало
жидкости. Их называют пастами. Эмульсии — это дисперсные системы ьтипа Ж/ж, со-
стоящие из двух несмешиьвающихся жидкостей, одьна
из которых полярна (напрьимер, вода — «в»), а втоьрая —
неполярна (например, маьсло — «м»). Поскольку жидкие компьоненты любой эмульсии
не смешиваются, необхоьдим третий компонент —ь
эмульгатор. Обычно это ПАВы
* или порошки. Для по-
лучения устойчивой эмульсии важьно, чтобы эмульга-
тор лучше растворялсяь в дисперсионной средеь, чем
в дисперсной фазе. Только в этом случае эмулььгатор
образует на поверхности капеьльки дисперсной фазы
достаточно мощный защитьный слой. Эмульсия стано-
вится устойчивой, не расслаивьается (см. рис. 15). Примерами пищевых эмульгаьторов, стабилизиру-
ющих пищевые эмульсии, являьются белки, крахмал,
мука, а обратных — желткиь яиц, лецитин, горчичный
порошок.
* ПАВ — поверхностно-активьные вещества, например мьыло, ак-
тивные компоненты моющих срьедств (см. Самоучительь 2–3,
гл. 17).

5.1. Вещество и смесь. Дисперсные системы 151
Пены — грубодисперсные систеьмы, в которых дис-
персная фаза — газ (чаще ьвсего воздух), а дисперьсион-
ная среда — жидкость вь виде тонких плёнок (см. риьс. 16). Чтобы получить устойчивую пену, необходимо
укрепить жидкие плёнкиь при помощи стабилизатьо-
ров — пенообразоватеьлей, которые при опредеьлённых
условиях образуют пену. Они скапливаются на граьни-
це пузырька газа с жидкоьстью, снижают её поверх-
ностное натяжение и преьдотвращают разрыв плёнкьи
жидкости. В качестве пьенообразователей испьользуют
ПАВ (мыло), порошки (сажа), вьысокомолекулярные
соединения (белки). Пены широко используютсья в различных областях
современной техники: прьи тушении пожаров, в прьо-
изводстве хлебопекарьных и кондитерских издельий
Рис. 15. Стабилизация эмулььсии при помощи ПАВ

152 Глава 5. Растворы
(хлеб — пример твёрдой пьены), теплоизоляционные
материалы (пенопласты, мьикропористая резина)ь и т. д.
Как следует из этого короткого пьеречисления дис-
персных систем, многие иьз них являются загрязниь-
телями окружающей среьды. Поэтому их нужно раз-
рушать, причём так, чтоьбы выделить, сконцентрироь-
вать нужные компоненты. Прьи этом можно выделить
из смеси чистое вещесьтво.
5.2. Разделение смесей.
Способы очистки веществ
Существует много способов раздьеления смесей
и очистки веществ. Многиье из них используются наь
практике. Рассмотрим ьважнейшие из них.
Отстаивание и фильтрование
Отстаиванием разделяют смеси, компоненмты ко-
торых легко отделяются зма счёт различной плотносмти.
Рис. 16. Строение пенной ячьейки
Воздух
Воздух

5.2. Разделение смесей. Способы очистки веществ 153
Например, смесь воды и мьасла, воды и песка при оьт-
стаивании легко расслаьиваются: масло всплываьет,
песок оседает. Для того чтобы ускорить этот процесс,
используют центрифуги (сьепараторы). Так отделяют
молочный жир от молока иь получают сливки. Для тоьго
чтобы замедлить этот прьоцесс, частицы дисперсньой
фазы измельчают, смесь гомогенизируют. Такие соки,
молоко уже не расслаивьаются.
Фильтрование — это способ разделениям смеси про-
пусканием её через фильтры, смпособные задерживать
частицы одного из её компмонентов. Фильтром может
служить чистый песок. Так, море или река с песьчаны-
ми берегами более прозьрачно, чем с глинистыми. Еьсли
нужно разделить небольшьие объёмы смеси, исполь-
зуют бумажные, волокнисьтые и даже керамическьие
фильтры с маленькими порамиь (отверстиями). Чем
мельче эти поры, тем лучшье идёт очистка: получаеьтся
совершенно прозрачныйь фильтрат. Но если фильтрат
остаётся мутным даже прьи использовании фильтров
с очень маленькими пораьми — значит, размеры частиц
меньше, чем эти поры. В этомь случае следует исполь-
зовать процесс коагуляции. Коагуляция — процесс слипания часьтиц дисперсной
фазы под действием разьличных факторов. Частицы
дисперсной фазы обычно иьмеют одноимённый заряд, ь
который мешает слипаниью этих частиц. Так, частицы
глины и других загрязненийь имеют отрицательный за-ь
ряд. Коагуляция происхоьдит потому, что если к такой
воде добавить соль с мньогозарядным катионом, тьо ча-
стицы потеряют заряд, ньачнут коагулировать (сльипать-
ся). Они станут более тяжьелыми, осядут, и дисперсная
система разрушится. Кьроме того, крупные частьицы
можно отфильтровать, в то время какь мелкие частицы
не задерживаются фильтрами.

154 Глава 5. Растворы
На практике для очисткьи воды используют соли
алюминия, ионы Al 3+ которых вызывают слипаниье
частиц глины, при этом обрьазуются более крупные
частицы, которые под дейьствием силы тяжести осьаж-
даются:
Кроме того, в раствореь идёт гидролиз соединеньий
алюминия, в результате которого образуьется осадок
гидроксида алюминия Al(OьH)
3. Он адсорбирует слип-
шиеся частицы глины, очищаья воду от взвесей. Коагуляция и осаждениеь взвесей является одниьм
из процессов водоочисьтки, так как после коагьуляции,
отстаивания и фильтрования вода становиьтся прозрач-
ной и бесцветной, пригодьной для питья. Некоторые способы основьаны на различных физи-
ческих свойствах раздьеляемых компонентов. Магнитная сепарация применяется, когда в сьмеси
есть компонент, который обладает магниьтными свой-
ствами. При помощи этогоь метода легко найти «игьолку
в стоге сена». Дистилляция (ректификациья, перегонка) основана
на разных температурах кьипения компонентов смьеси. Дистилляция основана на том, что прьи испарении
смеси жидкостей пар пьолучается обычно иного ьсо-
става — происходит егоь обогащение легкокипящиьм
компонентом смеси. Поэтьому из многих смесей моьж-
но удалить легкокипящиеь примеси или, наобороть, пе-
регнать основное вещестьво, оставив труднокипьящие
примеси в специальном аьппарате (рис. 17). Этот процесс иногда назыьвают перегонкой. Пе-
регонка — это испарение жидкосьти с последующим
охлаждением и конденсацьией паров.

5.2. Разделение смесей. Способы очистки веществ 155
Для получения чистых вещеьств (особенно при глу-
бокой очистке) вместоь простой дистилляции пьредпо-
читают использовать рьектификацию, т. е. процесс, при
котором происходит авьтоматическое сочетаьние про-
цессов дистилляции и коьнденсации. Ректификация — полное разделение смьесей на ком-
поненты многократной перегонкой, производиьмой
в специальных колоннах (рись. 18). Не вдаваясь в теорию реьктификации, укажем лишьь,
что в ректификационнойь колонне пар встречаеться
с различными фракциями кьонденсата (флегмы
*), при
этом часть менее летучеьго компонента конденсиьруется
из пара в жидкость, а чьасть более летучего комьпонента
переходит из жидкостиь в пар. Проходя через мноьже-
ство полок («тарелок»)ь ректификационной колоньны,
пар успевает настолько обоьгатиться более летучимь
компонентом, что на выхоьде из колонны практичеськи
содержит только этот кьомпонент.
* Флегма — это сконденсированныеь пары, возвращаемые в реьк-
тификационную колонну.
Рис. 17. Аппарат для перегоьнки (дистилляции) Холодная
вода
Тёплая
вода

156 Глава 5. Растворы
Расчёт показывает, что в современных лаборьаторных
ректификационных колоннахь высотой 1–2 м можно
осуществить очистку вь 10
5 раз. Процесс ректификаьции
применяют и для раздельения сжиженных газов (кись-
лород, азот, инертные газы и т. д.). Так, например, вы-
деляют кислород, азот ьиз природной смеси — вьоздуха. Ректификационные колонны иьспользуют при пе-
регонке нефти, в результате чего получают разьличные
нефтепродукты: бензин, керосин, парафиьн, попутные
газы. Следует подчеркнуть, что в пьрактическом смысле
чистота вещества — поьнятие относительное, заьвисящее
от назначения веществаь. Так, в быту называют чистьой
обычную воду и уж во всьяком случае относят к ьэтой
категории дистиллированную воду, полученную в ре-
зультате дистилляции (переьгонки) воды из-под кранаь.
В многочисленных случаях еёь использования такая
вода ведет себя как хиьмический индивидуум.ь
Рис. 18. Схема ректификациоьнной колонны
Легкая фракция
Тяжелая фракция
Пар, конденсат
Сырьевой поток
Флегма Теплооб-
менник
ТарелкиКорпус
колонны
Днище

5.3. Растворы и растворимость 157
На самом деле дистиллирьованная вода далеко не ьяв-
ляется чистым веществоьм, она содержит раствоьрён-
ные газы, пылинки и в небольшьих количествах соли
и кремневую кислоту, извлечённые из стекла. Такая
вода не только не можеть служить эталоном чистоьты,
но даже не может быть исьпользована во многих отвьет-
ственных работах (опредеьление электропроводносьти,
получение полупроводньиковых материалов и т. д.).
Для получения такой водьы используют специальные
методы глубокой очисткьи, которые в данном посоьбии
не рассматриваются.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Установите соответствьие между со-
ставом смеси веществ ьи способом её разделеньия.
СОСТАВ СМЕСИ СПОСОБ РАЗДЕЛЕНИЯ
А. Зубной порошок
и поваренная соль.
Б. Сера и железные
опилки.
В. Получение бензина
из нефти.
Г. Спирт и вода.
Д. Бензин и вода. 1. Использование
магнита.
2. Дистилляция.
3. Отстаивание.
4. Ректификация.
5. Кристаллизация.
Некоторые другие спосоьбы разделения смесей (
экс-
тракция, кристаллизацмия), которые связаны с разлиьч-
ной растворимостью коьмпонентов смеси, будуть рас-
смотрены в следующей глаьве.
5.3. Растворы и растворимость
На нашей планете нет челоьвека, который бы каж-
дый день не имел дело с раьстворами, поскольку этьо
в принципе невозможно. Мьы из растворов состоиьм, мы

158 Глава 5. Растворы
их пьём (водопроводная вьода — жидкий раствор)ь; мы
ими дышим (воздух — газоьобразный раствор); мы их
используем (сплавы — это твёрдые рьастворы). Таким
образом, без них «и ни туды, и ни сюды». Тем не менее
большинство людей не моьгут сказать или объясниьть,
что такое растворы.
Растворы — это однородяные смеси двух или болеея
веществ.
Сразу возникает вопрьос: что такое «однородьный».
Обратимся к примеру: яьвляется ли однородным мьо-
локо, ведь выглядит оно кьак «одно вещество»? Тем
не менее молоко — неодноьродная смесь, посколькуь
при помощи хорошего микьроскопа можно в нём разь-
личить капельки жира. Прьи этом между капелькамьи
жира (сливок) и жидкой ьосновной массой молокьа су-
ществует поверхность раздела. Запомните! В однородной смеси повьерхность раз-
дела между компонентаьми отсутствует. Каким же образом исчеьзает поверхность раздеьла
при растворении, скажьем, сахара в воде? Дейстьвитель-
но: кинули кусочек сахара в горячуюь воду, он полежал-
полежал на дне и… исчезь. Почему он стал невидимьым?
Очевидно, потому, что он раздробился до мельчайших,
невидимых глазу частиц —ь молекул. Теперь поверх-
ность раздела между саьхаром и водой исчезла.
Вопрос. Как вы полагаете, теперьь смесь стала одно-
родной?
Для того чтобы ответить ьна этот вопрос, достатоьчно
попробовать полученныйь таким способом раствьор: он
на поверхности совсем ьне сладкий, а ближе ко дьну по-
лучился настоящий сироьп. Однородности нет.

5.3. Растворы и растворимость 159
Запомните! Однородный раствор имеьет в любой точ-
ке одинаковый состав иь одинаковые свойства. Как получить действитьельно однородный раствоьр?
Нужно перемешать смесьь или дождаться, когда этьо
произойдет за счёт диьффузии — самопроизволььного
выравнивания концентрацьии вещества во всём объёьме
системы.
Вывод. Однородной (гомогенной) ньазывается смесь,
в которой отсутствует граница раздела междьу ком-
понентами; состав и свьойства в любой точке оьди-
наковы.
Одним из основных условий образования таких си-
стем является дробление вещества до молекул или
ионов.
Вопрос. Как вы полагаете, на дроьбление затрачиваетсяь
энергия или при этом энергьия выделяется?
Легко понять, что на разрьушение чего-либо всегдаь
требуется затратить энергиюь, следовательно, при рась-
творении любого вещестьва должно происходить пьогло-
щение теплоты. Представиьм себе, что мы всыпали двье
столовые ложки обычной сьоли в литр воды. Как вы поь-
лагаете, на сколько градьусов понизится темперьатура?
Вопрос. Действительно, на сколькьо?
Расчёт показывает, что при этом температьура рас-
твора должна понизитьсья на… 200 (двести!) градусов.
Другими словами, посолеьнный кипящий суп обязан
превратиться в глыбу льдьа! Обязан, но… не превращаь-
ется. Реально температуьра такой смеси понижаьется
всего на несколько градуьсов. Почему? Значит, одно-

160 Глава 5. Растворы
временно с дроблением пьроисходит другой процеьсс,
в результате которого температурьа повышается (выде-
ляется теплота).
Вопрос. За счёт какого процессьа выделяется теплота?
Чтобы ответить на этот воьпрос, попробуем понять,
а за счёт чего, собствеьнно, происходит дробленьие?
Поскольку в нашем «опытье» сахар, лежащий на столье,
не меняется, а сахар, попьавший в воду, исчезает, вы-
вод один: причиной дроьбления является раствьоритель,
в данном случае — вода. Значит, при растворении любоьго вещества в любом
растворителе происхоьдит взаимодействие рьастворяе-
мого вещества и раствоьрителя. Этот процесс назьыва-
ется сольватацией, а в случае воды — гидратацией. Без
этого процесса растворенмие в принципе невозможном, как
невозможно разрушить ьпредмет, если нельзя за него
как следует ухватиться. В процессе гидратации (сьольватации) возникают
новые химические связиь, и именно поэтому выделяь-
ется теплота. Многие продукты процессьа гидратации (гидраты)
получены и хорошо вам изьвестны. Так, медный ку-
порос CuSO
4 · 5H 2O является кристаллогидратом , т. е.
в сухом состоянии содеьржит химически связаньную
кристаллизационную воду. Эта вода довольно непроьчно
связана с сульфатом медьи, и её можно удалить проьстым
нагреванием:
CuSO
4 · 5H 2O → CuSO 4 + 5H 2O
При этом изменяется цвеьт вещества, (голубой цветь
медного купороса станьовится белым), что являеьтся
признаком химической реакмции.

5.3. Растворы и растворимость 161
К гидратам относятся вьсе основания и кислороьдсо-
держащие кислоты. Входящаья в их состав вода достьа-
точно прочно удерживаьется в молекуле и запиьсывается
так, что её «не видно»:
H
2SO 4, или H 2O · SO 3
(современное название —ь
моногидрат оксида серьы VI);
Ca(OH)
2, или H 2O · CaO
(устаревшее название — гидрат окиси кальция).
Такая прочно связаннаяь в соединении и невидимьая
в формуле вода называеться конституционной. Соотно-
шение конституционной вьоды и оксида может бытьь
различным, поэтому многиье гидраты записывают фоьр-
мулой, которая подчёркьивает их переменный сосьтав:
xFe
2O3 · yH 2O
Таким образом, при расьтворении многих веществь
в воде происходит настьолько сильное взаимодеьйствие
растворяемого вещестьва и воды, что полученноье со-
единение изменяет своьи свойства. Так, безводные ок-
сид серы (VI) и хлороводорьод могут храниться в сухьой
металлической таре и дьаже «не попытаются» всьтупить
в реакцию с металлом. То есть в этом случае ониь не про-
являют кислотных свойстяв. Но если эти вещества рась-
творить в воде, образуьются очень сильные кислоьты
и тут уж металлу «не позьдоровится». Итак, при растворении вьеществ происходят одноь-
временно два процесса:ь • дробление вещества до молекул и иьонов, в резуль-
тате чего увеличиваеться площадь соприкосновье-
ния веществ и, следоватьельно, возрастает скорьость
реакции. Этот процесс эндотермический, т. е. со-
провождается поглощеньием теплоты;

162 Глава 5. Растворы
• сольватация (гидратацмия) , т. е. взаимодействие
вещества и растворитеьля, в ходе чего всегда вы-
деляется теплота. Этоть процесс экзотермический.
Общий тепловой эффект расьтворения будет зави-
сеть от того, какой проьцесс — дробление или солььва-
тация — преобладает.
ЗАДАНИЕ 5.1. Предположим, имеется ьвода с тем-
пературой 20 °C. В ней расьтворили: • серную кислоту — и раствор закипел;
• поваренную соль — и температура растьвора почти
не изменилась;
• аммиачную селитру — и влажный стакан примьёрз
к столу.
Какой процесс преоблаьдал в каждом случае?
Ответ прост: в первом сьлучае преобладает гидьра-
тация, во втором — оба пьроцесса протекают в рьавной
степени; в третьем — прьеобладает процесс дроьбления.
Вопрос. Какой тепловой эффект рьастворения можно
ожидать при раствореьнии в воде – углекислого газа;
– Na
2CO 3;
– Na
2CO 3•10H 2O?
(При ответе на этот вопрьос сначала подумайте оь том,
какой процесс здесь преобладает и почему, а затем сде-
лайте вывод. Ответ на вопьрос будет дан в конце глаьвы.)
Поскольку обязательным уьсловием растворения яьв-
ляется взаимодействиье растворителя и растьворяемого
вещества (растворительь должен «ухватиться» зьа части-
цы растворяемого вещестьва, чтобы растащить их), тьо
они должны быть подобнымиь друг другу. «Подобное
растворяется в подобьном» — так утверждали ьещё алхи-

5.3. Растворы и растворимость 163
мики. С современной тоьчки зрения это означаеьт, что
полярные соединения лучьше растворяются в польярных
растворителях, а неполяьрные — в неполярных.
Вопрос. Как вы думаете, в какомь растворителе — воде
или бензоле С
6Н6 — лучше растворяетсяь йод I 2? По-
чему?
При подборе раствориьтеля, например при выбоьре
пятновыводителя, следуьет оценивать степень поьляр-
ности связей и молекульы в целом и для растворяеьмого
вещества и для растворьителя. Так, молекула воды имееть
сильно полярные связи О–Н и угловую форму, поэто-
му она образует диполь:
+ –
+ – + –
+ –
Это полярный растворитьель.
Бензол имеет слабо поляьрные связи С–Н и симме-
тричную форму молекулы:
Поэтому в целом молекулаь бензола неполярная. По-
скольку бензол — неполярный растворитель, он будеть
лучше растворять неполярные вещества (жиры, угле-
водороды, йод), чем поляьрная вода. Более того, есьли
к водному раствору йоьда добавить бензол и всьтряхнуть,

164 Глава 5. Растворы
бо´льшая часть йода перейьдёт в бензольную часть смье-
си. Произойдёт извлечеьние (экстракция) йода из вод-
ного раствора. Экстракьция очень часто происхоьдит
в повседневной жизни: пьри заваривании чая, прьи варке
бульона, при удалении пяьтен.
Экстракционный метод раьзделения веществ примеь-
няют в последнее времяь для получения чистых и сьверх-
чистых веществ. Метод осьнован на извлечении одноьго
из компонентов раствоьра с помощью несмешиваьюще-
гося с раствором органьического растворителья. Как правило, раствориьмость вещества в данномь
растворителе ограничеьна. То есть в ходе раствореньия
наступает момент, когда вещество больше ьне раство-
ряется. Почему?
Дело в том, что процесс растворения обратим и при
определённых условиях скорость раствьорения веще-
ства (прямой процесс) сьтановится равной скорьости
кристаллизации веществьа (обратный процесс). На-
ступает равновесие между растворённым вещеьством
и избытком нерастворёньного вещества.
Раствор, который находиьтся в состоянии равновье-
сия с избытком раствоьряемого вещества, назывьается
насыщенным.
Вопрос. Какие признаки наступьившего равновесия вамь
известны? Насыщенный раствор являеьтся смесью постоянного
состава, поскольку равновесная концентрация веще-
ства становится постьоянной. Поэтому масса раьство-
рённого вещества, образуьющая насыщенный раствор
с определённой массой рьастворителя, есть велиьчина

5.3. Растворы и растворимость 165
постоянная и соответствует количественной хараьктери-
стике вещества, которьая называется растворимостью.
Растворимость вещества равна массе эьтого вещества,
которая образует насыщенный при данных условиях
раствор со 100 г растворьителя.
При обычных условиях (20 °C) растворимоьсть ( s)
в воде различных веществь различна: для NaNO
3 —
85 г, для Ca(OH)
2 — 0,165 г, для BaSO 4 — 0,00023 г. Что
означают эти цифры? Цифра 85, указанная для нитратаь
натрия, показывает, что при 20 °C в 100 г воды расьтво-
ряются, образуя насыщенный раствор, 85 граммов этой
соли. При решении задачь это соответствие можьно вы-
разить так:
s = 85 => 85 граммов соли — 100 граммоьв воды, образуя 185 г насыщенного раствораь.
где s — растворимость данноьго вещества при данных
условиях. А если условия изменить? Посколььку растворение —
обратимый процесс, то оьн подчиняется принципуь Ле-
Шателье. Как известно, тьепловой эффект раствореьния
может быть и положителььным, и отрицательным. Если
при растворении теплоьта выделяется, то этот пьроцесс
следует изобразить так:
вещество


вещество (раствор) + Q
Вопрос. Какой процесс — прямоьй или обратный — бу-
дет происходить при наьгревании раствора, согьласно
принципу Ле-Шателье?
Согласно принципу Ле-Шатеьлье при изменении
внешних условий должен идти проьцесс, который

166 Глава 5. Растворы
противодействует данному изменению. В этомь случае
изменению (т. е. нагреванию раствораь) противодей-
ствует обратный процесс, коьторый сопровождаетсяь
поглощением теплоты (т. е. идёт охлаждение смесьи).
Значит, при нагревании раствоьримость вещества бу-
дет уменьшаться, а при оьхлаждении — увеличиватьься.
Какие это вещества?
Вопросы
1. При растворении каких ьвеществ — газообразных или кристаллических — оьтсутствует процесс дроб-
ления?
2. Какой тепловой эффект оьжидается при растворьении газов?
Газы хорошо растворяються в воде, если достатоьчно
сильно взаимодействуюьт с ней, поэтому их раствьоре-
ние всегда сопровождаьется выделением теплотьы. А те-
плота практически не рьасходуется на разрушение внуь-
тренней структуры газоьв за неимением у них такьовой. Поэтому растворимостьь газов при нагревании вьсег-
да уменьшается. Кроме того, растворимьость газов возрастаеть при по-
вышении давления, поскоьльку при растворении фаьк-
тический объём газа умеьньшается более чем в 1000 рьаз
(см. задачу 3, глава 5.4). Так, в холодное время годьа из-
под крана идёт подчас ньепрозрачная вода. Но поьсто-
ит эта вода в стакане наь столе минуту-другую, и ьснова
вода прозрачная. Что прьоизошло? Холодная вода пьод
давлением (напором), котьорое существует в любом
водопроводе, растворьяет различные газы. При реьзком
уменьшении давления, коьгда вода попадает в стьакан,
растворимость газов рьезко уменьшается, и газьы вы-
деляются в виде мельчаьйших пузырьков, делая воьду

5.3. Растворы и растворимость 167
мутной. После непродолжьительного нагревания прьи
низком давлении газ польностью удаляется из воьды,
и она снова становитсяь прозрачной.
Теперь рассмотрим друьгой равновесный процессь:
вещество(т)

← вещество(раствор) – Q
Этот процесс справедлиьв для большинства твёрдьых
тел, поскольку на разруьшение их кристаллическьой ре-
шётки затрачивается мьного энергии.
Вопрос. Как влияет повышение тьемпературы на рас-
творимость таких вещесьтв?
В этом случае при нагревьании увеличивается и рьас-
творимость, и скоростьь процесса растворенияь. В це-
лом, зависимость раствьоримости некоторых вещеьств
от температуры можно пьоказать графически (риьс. 19).
Вопрос. Для каких из предложенныхь на графике ве-
ществ тепловой эффект раьстворения:
а) Q > 0, б) Q < 0, в) Q = 0?
Подведём итоги. Растворы — это однородныье смеси
переменного состава. Сьуществует несколько способовь
выражения концентрации (ьсостава) растворов. В пьро-
стейшем случае говоряьт «разбавленный раствор», если
растворённого веществаь мало по сравнению с масьсой
растворителя, и «концентрированный » — если много.
Раствор данного составьа при данной температуьре
является насыщенным, если установилось равновесиье
между избытком раствоьряемого вещества и расьтвором.
Если растворимость этоьго вещества увеличиваеьтся при
нагревании, то при повышьении температуры растьвор

168 Глава 5. Растворы
Рис. 19. Зависимость растьворимости некоторых веьществ
от температуры
станет ненасыщенным, хотя еьго состав и не изменилсья.
Чтобы этот нагретый раствьор стал снова насыщенным,
в нем следует растворить дополниьтельную порцию ве-
щества.
150
140
130
120
110
100 90
80
70 60
50
40
30
20 10 0 150
140
130
120
110
100
90
80
70
60
50
40
30
20
10
0
0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100 Температура, °С
Растворимость, г вещестьва в 100 г воды
Сульфат калия Хлорат калия Сульфат натрия
Хлорид натрия
Хлорид калия
Хлорид бария
Сульфат магния
Нитрат свинца
Нитрат калия
Нитрат бария

5.4. Задачи по теме «Способы выражения состава растворов» 169
И, наоборот, при охлаждении насыщенноьго раство-
ра он становится пересыщенным, поскольку содержит
массу вещества, превышьающую его растворимосьть при
данных условиях. Иногда пересыщенньые растворы от-
носительно устойчивы, но обычно избытьок вещества
кристаллизуется, выпадает в осадоьк. Причём выпавшее
в осадок вещество будьет чище, чем растворяеьмое исход-
ное, поскольку все примьеси (если они были в исходьном
веществе) образуют с рьастворителем ненасыщенный рас-
твор и в осадок не выпадають. На этом основан способ ь
очистки веществ, называьемый перекристаллизацией.
Поскольку при растворьении происходит дроблеьние
вещества, скорость реаькции при растворении рьезко
возрастает. Кроме того, в растворьах электролитов обра-
зуются частицы — ионы, коьторые имеют совсем дрьугие
свойства, чем исходные ьмолекулы или соответстьвую-
щие атомы. Именно поэтомуь 199 из 200 реакций воз-
можны только в раствораьх и даже такая реакция, ькак
NaOH + HCl →
происходит только в воьде. Об этих процессах пойдьёт
речь в главе 7.
5.4. Задачи по теме «Способы выражения
состава растворов»
Растворы = смеси перемеьнного состава. Этот состьав
может быть вычислен, еслиь известны: а) масса (объём) растворьа;
б) концентрация растворьённого вещества или его
растворимость при даьнных условиях. В свою очередь, концентрьацию растворённого ве-
щества можно выразить пьри помощи:

170 Глава 5. Растворы
а) массовой доли раствьорённого вещества;
б) молярной концентрацииь растворённого веществаь
(см. главу 4.1); в) мольной доли растворьённого вещества и других.
Для того чтобы определитьь массовую долю раствоь-
рённого вещества, нужно вьоспользоваться формулоьй:
ω
(вещества) = m(вещества)
m(раствора)
(1)
Ответ может быть дан в долях (единицы): ω = 0,15;
или в процентах: ω% = 15 %.
ЗАДАЧА 1. В 200 г воды растворили 16 г сахара. Опьре-
делить ω (сахара) в полученном раьстворе.
Решение. В данном случае масса раствора неизвест-
на. Но:
m(раствора) = m(воды) + m(сахаяра)
m(раствора) = 200 + 16 = 216 г
ЗАДАЧА 2. В 300 мл раствора (ρ = 1,2 г/мл) содер-
жится 72 г NаОН. Определить ω (NаОН) в этом рас-
творе. Решение.
В этом случае масса расьтвора неизвестна, но изьве-
стен объём. Найдём массу рьаствора:
m(раствора) = ρ · V = 1,2 · 300 = 360 (г)

5.4. Задачи по теме «Способы выражения состава растворов» 171
ЗАДАЧА 3. В 20 мл воды растворили 4,48 ль хлорово-
дорода. Определить ω(НС1) в соляной кислоте. Плоьт-
ность раствора равна 1,1ь4 г/мл. Решение. При растворении хлоровьодорода в воде по-
лучена соляная кислотаь, её масса равна:
m(раствора) = m(HCl) + m(H
2O)
V · M
m(HCl) =
V
М
m(HCl) = 4,48 · 36,5 : 22,4 = 7,3 г (это — газ!)
m(H
2O) = ρ · V
m(H
2O) = 1 г/мл · 20 мл = 20 г (вода — жидкость!)
m(раствора) = 7,3 + 20 = 27,3 г
m(HCl)
ώ(HCl) = = 7,3 : 27,3 = 0,267 (26,7 %)
m(раствора)
Обратите внимание: в 20 мл воды растворили 4,48 л
газа, но суммарный объём оьтнюдь не равен (4,48 +
+ 0,02), т. е. 4,5 литра! Суммарный объёьм этого рас-
твора равен:
V(раствора) = m(раствора) : яρ(раствора)
V(раствора) = 27,3 г : 1,14 г/мл = 23,9 мл, т. е. при
растворении более 4 литров газа объём жидкого рас-
твора увеличился менеье чем на 4 миллилитра! Выводы.
1. Объёмы жидкостей и объёмьы растворяемых газов
суммировать нельзя. 2. При растворении в жидькости газы сжимаются
более чем в 1000 раз.

172 Глава 5. Растворы
3. Объёмы жидкостей и газоьв рассчитывают (исходяь
из значения массы) по-раьзному:
m · V
М V(газа) = (л) V(жидкоясти) = m/ ρ (мл)
M
Пользуясь формулой (1) нетрудно ьрассчитать и мас-
су раствора, и массу рьастворённого вещества. Ньо при
этом следует учитывать, что обычноь в задачах упомина-
ется о «5%-ном раствореь», «16%-ном растворе» и ть. д.,
т. е. массовая доля вещестьва выражена в процентах.
В этом случае легко видеьть, что: • в 5%-ном растворе ω(вещества) = 0,05;
• в 16%-ном растворе ω(вещества) = 0,16 и т. д.
Зная массовую долю вещьества в растворе, можьно
определить:
m(вещества) = ω(вещества) · m(раствора)ь (2)

m(в-ва)
m(раствора) = ω(в-ва)
(3)
ЗАДАЧА 4. Сколько граммов соли иь воды нужно
взять для приготовлениья 350 мл (ρ = 1,1 г/мл) 12%-ного
раствора? Решение.
m(вещества) = ω(в-ва) · m(р-ра)
ω(вещества) = 12 %, т. е. 0,12
m(раствора) = ρ · V = 1,1 · 350 = 385 (г)
m(вещества) = 0,12 · 385 = 46,2 (г)
m(воды) = m(раствора) – m(вещеьства) =
= 385 – 46,5 = 338,8 (г)

5.4. Задачи по теме «Способы выражения состава растворов» 173
ЗАДАЧА 5. Сколько граммов 8%-ного ьраствора мож-
но приготовить, имея 64 г ьNaCl?
Решение. m(в-ва)
m(раствора) = ω(в-ва)
ω(вещества) = 8 %, т. е. 0,08
m(раствора) = 64

= 800 г
0,08
Такие задачи можно решьать, составляя пропорцьии.
При этом следует знать, что
массовая доля (в %) веществяа показывает, сколько
граммов вещества растворено в 100 граммах растворая: 5 %-ный раствор ==>
5 г вещества в 100 граммах раьствора.
ЗАДАЧА 6. Сколько мл 15%-ного раствьора (ρ = 1,1 г/
мл) можно приготовить иьз 22,5 г вещества?
Обратите внимание: в пропорцяии в одном столбце
должны совпадать и размерность, и наименование ком-
понента, о котором идёт речяь. Аналогично решаются проьстейшие задачи, где реьчь
идёт о растворимости ьвещества.
ЗАДАЧА 7. Из 310 г насыщенного при 20 °C раьство-
ра нитрата свинца при пьомощи упаривания выдельили

174 Глава 5. Растворы
110 г этой соли. Определить рьастворимость нитратаь
свинца при этой темпераьтуре.
Решение.
Растворимость (s) показьывает, сколько граммов соли
образует насыщенный раствор соь 100 граммами воды:
s = ? => х, г Pb(NO
3)2 – 100 г воды
Для составления пропорьции нужны данные:
m(соли) = 110 г
m(Н
2О) = m(раствора) – m(соли) = 310 – 110 = 200 (г)
Составим пропорцию и ьрешим её: х, г соли — 100 г воды
110 г соли — 200 г воды
х = 55 г
Ответ: растворимость нитратьа свинца при 20 °C
равна 55 граммам.
ЗАДАЧА 8. Для получения насыщенного ьраство-
ра требуется 84 г кристаллогидраьта SrCl
2 · 6H 2O и 100 г
воды. Рассчитать раствоьримость SrCl
2 при данных
условиях. Решение.
Для составления необходьимой пропорции (см. за-
дачу 1) нужны данные:
m(SrCl
2); она неизвестна, но извеьстна масса кри-
сталлогидрата SrCl
2 · 6H 2O
m(H
2O); казалось бы, известна, ьно часть воды бу-
дущего раствора входить в состав кристаллогидьрата.
Рассчитаем требуемые величины, сопоставьив состав
кристаллогидрата и беьзводной соли: m = 84 г m = x, г m = y, г
SrCl
2 · 6H 2O → SrCl 2 + 6H 2O
1 моль 1 моль 6 моль
m = 267 г m = 159 г m = 6 · 18 = 108 г

5.4. Задачи по теме «Способы выражения состава растворов» 175
M(SrCl 2) = 88 + 71 = 159 г/моль
M(SrCl
2 · 6H 2O) = 159 + 6 · 18 = 267 г/моль.
После решения двух просьтейших пропорций полу-
чаем:
х = m(SrCl
2) = 50 (г);
y = 34 (г) воды входит в состьав кристаллогидра-
та, а после его растворьения — в состав раствоьра. Таким
образом, общая масса вьоды в растворе составьит:
m(Н
2О) = 34 + 100 = 134 (г)
Составим пропорцию:
s(SrCl
2) = ? → x, г SrCl 2 — 100 г воды
50 г SrCl
2 — 134 г воды
х = 37,3 (г)
Ответ: растворимость хлоридьа стронция равна 37,3 г.
Очень часто в задаче упьоминается об изменениьи ко-
личественного составаь раствора. Это происходит при добьавлении воды (разбавленьии)
или растворённого вещесьтва. При этом массовая ьдоля
его увеличивается. Можно также смешивать ьрастворы, удалять растьво-
ритель — в любом случаеь массовая доля раствоьрённого
вещества, как правило, ьизменяется.
ЗАДАЧА 9. К 200 мл 20%-ного раствора (ρ = 1,2 г/мл)
добавили 30 г того же растворённого ьвещества. Опреде-
лить массовую долю вещеьства в полученном растьворе. Решение. Определим в начале массьу исходного рас-
твора и растворённого вьещества:
m(раствора) = V(раствораь) · ρ =
= 200 мл · 1,2 г/мл = 240 г

176 Глава 5. Растворы
m(вещества) = m(раствора) ·ь ώ(вещества) =
= 240 · 0,2 = 48 г
При добавлении новых порьций растворяемого ве-
щества его масса увелиьчивается:
m(вещества,
Σ) = 48 + 30 = 78 г
На ту же величину увеличьивается масса раствоьра:
m(раствора,
Σ) = 240 + 30 = 270 г
ώ(раствора,
Σ) = 78: 270 = 0,289 (28,9 %)
ЗАДАЧА 10. Сколько граммов 19%-ного раствора
и воды нужно взять для поьлучения 380 г 6%-ного рас-
твора? Решение. При добавлении воды масьса растворённого
вещества не меняется. Поэтому рассчитаем маьссу рас-
творённого вещества в 6%ь-ном растворе:
m(вещества, 6 %) = m(раствора, 6 %) · ώ (вещества) =
= 380 · 0,06 = 22,8 г
Теперь можно рассчитатьь массу 19%-ного растворьа:
m(раствора, 19 %) = m (вещества, 6 %) : ώ =
= 22,8 : 0,19 = 120 г
Теперь задумаемся: почьему возросла масса исьход-
ного 19%-ного раствора? Поьтому что добавили водьу.
Значит, масса воды равна:
m(воды) = m(раствора, 6 %) – m(раствора, 19 %) =
= 380 – 120 = 260 г
Ответ. Нужно добавить 260 г воды.

5.4. Задачи по теме «Способы выражения состава растворов» 177
ЗАДАЧА 11. Сколько граммов 25%-ного раствора
нужно добавить к 210 г 15%-ного раствора, чтобы поь-
лучить 18%-ный раствор? В случаях, когда изменяеьтся и масса раствора,ь и
масса вещества, нужно пьрибегнуть к приёму, когда не-
известная величина (о ней спрашивьается в задаче), при-
нимается за известную и обозначается А .
Решение. Пусть нужно добавить А граммов 25%-ного
раствора, тогда масса 18%-ного расьтвора составит
(210 + А) г. Определим массу вещестьва в 15%-ном рас-
творе:
m(вещества, 15 %) = m(раствора, 15 %) ×
× ώ(вещества) = 210 · 0,15 = 31,5 г
аналогично:
m(вещества, 25 %) = А · 0,25, поэтому
m(вещества, 18 %) = 0,25А + 31,5
m(вещества, 18 %)
0,18 = = (0,25А+31,5) : (210+А)
m(раствора, 18 %)
Решим полученное уравнеьние:
0,18 (210 + А) = 0,25А + 31,5
37,8 + 0,18А = 0,25А + 31,5
6,3 = 0,07А
А = 90 г
Обе задачи (10 и 11) можно реьшить по
правилу «кре-
ста». Оно заключается в том, чьто составляется «креьст»
из данных задачи.

178 Глава 5. Растворы
Составим «крест» дляь задачи 11.
Составим пропорцию, иьспользуя данные задачи:
3 — весовые части 25 %-ного раствора — х, г
7
весовых частей 15 %-ного раствора — 210 г
х = 210 · 3: 7 = 90 г (сравните с ответом!)
Теперь составим «кресьт» для задачи 10:
Поскольку 6 % раствор получают доьбавлением воды
к 19%-ному раствору, число весовых частей еьго полу-
чаем сложением. Теперь, как в предыдущейь задаче со-
ставим пропорцию:
19 весовых частей 6 % раствора — 380 г
13
весовых частей воды — х, гь
х = 13 · 380 : 19 = 260 г воды (сравните с ответом!)

Выводы по главе 5 179
ВЫ В О Д Ы по главе 5
Растворы — это однородные смеси, в ходе образо-
вания которых происходяьт два процесса: гидратация
растворяемого вещестьва и дробление его. Растворение
идёт до тех пор, пока не уьстановится равновесиье с из-
бытком растворяемогоь вещества, при этом обраьзуется
насыщенный раствор. Важнейьшей характеристикой
вещества является его ьрастворимость.

ВОПРОСЫ и УПРАЖНЕНИЯ к главе 5
1. Какие тепловые процессьы сопровождают раствоь-
рение? С чем они связаныь?
2. Какой раствор называеьтся насыщенным? Почему в насыщенном растворе неь растворяются новые
порции вещества?
3. Имеется ненасыщенный растьвор вещества. Ука- жите три способа, приь помощи которых можно
получить насыщенный раствьор.
4. Имеется насыщенный раствьор вещества. Ука- жите три способа, приь помощи которых можно
получить ненасыщенный расьтвор.
5. Как при помощи воды разьличить две сухие соли: AlCl
3 и AlCl 3 · 6 H 2O?
6. Что такое «растворимоьсть»? От каких факторов она зависит?
7. Какой из нижеперечисьленных газов имеет (а) наибольшую; (б) наименьшуью растворимость
в воде:
кислород, азот, сероводород, аммиакь, хлор, хлороводород? Ответ обоьсновать.
8. Как и почему изменяется при нагревьании раство-
римость:
а) хлороводорода;
б) Na
2CO 3 ·10 H 2O;
в) Na
2CO 3;
г) NaOH?

Задания ЕГЭ 181
9. В 1 л этилового спирта ( ρ = 0,79 г/мл) растворе-
но 2 л сероводорода (н. у.). Определить массовую
долю сероводорода в этьом растворе.
10. Сколько граммов сахараь нужно растворить в 3 л воды для того чтобы полуьчить 30%-ный сироп?
11. Чему равна массовая доьля соли в её насыщенном растворе, если раствоьримость этой соли при дьан-
ных условиях равна 50?
Задания ЕГЭ
12. К 700 г водного раствора этьанола с массовой до-лей 20 % добавили 240 мл С
2Н5ОН ( ρ = 0,8 г/мл).
Рассчитать массу спирьта в полученном раствоьре.
13. К 1 л аккумуляторной серьной кислоты ( ρ = 1,3 г/
мл, массовая доля кислоьты 0,3) добавили 2 моль
серной кислоты. Чему равьна массовая доля кис-
лоты в полученном раствьоре?
14. К 80 г раствора с массовьой долей соли 20 % доба-
вили 10 г этой же соли. Скоьлько мл воды нужно
добавить к полученномуь раствору, чтобы полу-
чить 15%-ный раствор?
15. Какой объём аммиака поьтребуется для получения 1 л раствора (ρ = 0,95 г/мл) с массовой долейь ам-
миака 9,91 %?
16. При нагревании 200 г 25%-ногоь раствора амми-
ака 20 г этого вещества улеьтучилось. Чему равна
массовая доля аммиакьа в этом растворе послеь на-
гревания?

182 Глава 5. Растворы
17. Вычислить массу воды, котьорую нужно выпарить
из 1 кг 3%-ного раствора сьоли для получения
5%-ного раствора?
18. Чему равна масса уксусной кислоты, которую
следует растворить в 150 г стоьлового 5%-ного ук-
суса для получения 10%-ногоь раствора?

Глава 6. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ
НЕОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ
Известно, что по химичеьской классификации всеь
вещества можно разделиьть на простые и сложные.
Сложные вещества, в своюь очередь, делят на органиче-
ские и неорганические . Неорганические вещестьва можно
разделить на несколько оьсновных (главных) классов,
важнейшими из которых яьвляются: • оксиды;
• кислоты;
• основания;
• соли.В состав соединений этиьх классов могут входить
любые элементы периодическоьй системы, и в то же
время каждый класс имеьет свои особенности соьстава
и свойств.
6.1. Оксиды
Оксиды — сложные вещества, молекмулы которых
состоят из атомов двух химических элементов, один
из которых кислород, причём атом кислородаь в оксидах
проявляет степень окиьсления –2
*.
Многие оксиды нам хорошоь известны: вода (оксид
водорода) — самое расьпространённое на планетеь Зем-
ля вещество. Поэтому учёньые иногда шутят, что нашу
* Существуют и другие биьнарные соединения кислоьрода — пе-
роксиды, где атом кислоьрода проявляет иную стьепень окисле-
ния (обычно –1).

184 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
планету надо бы назвать «ьВода» (а не «Земля»). Многиье
параметры воды, отражаьющие её свойства: плотноьсть,
теплоёмкость, температьуры кипения и плавленияь —
в разные времена были прьиняты за единицы измере-
ния и системы отсчёта.
Оксиды углерода также хоьрошо известны: углекис-
лый газ мы постоянно выдыхаьем, а оксид углерода
II (угарный газ) препятствьует дыханию и смертельно
опасен. Поэтому некоторые оксиьды имеют особые (триви-
альные) названия: Н
2О — вода,
СО — угарный газ,
СО
2 — углекислый газ,
SiO
2 — силикатный песок, кремнезёмя, кварц,
Fe
2O3 — магнитный железняк,
MnO
2 — пиролюзит,
Al
2O3 — боксит, глинозём, корунд,
СаО — негашёная известь,
N
2O — веселящий газ
и др.
Оксиды классифицируют, исходя из их свойств.
Те оксиды, которые могуть образовывать соли, взаьимо-
действуя с кислотами или щелочаьми, называют соле-
образующими. Их большинство. Несолеобразующие (без-
различные, индифферентныеь) оксиды солей не образуь-
ют. К ним относятся:
H
2O, F 2O, CO, N 2O, NO
Правда, СО (угарный газ) отьносится к этой группе
условно, так как при взаьимодействии со щёлочьюь он
образует соль муравьиной кисльоты, т. е. органическое
соединение:
СО + КОН → НСООК

6.1. Оксиды 185
Но «с точки зрения» неоьрганической химии — этоь
несолеобразующий оксиьд. Солеобразующие оксидьы делят на три группы:
• кислотные;
• основные;
• амфотерные. Эта классификация основьана на известном принци-
пе химии:
в реакции особенно легкьо вступают вещества
с противоположными своьйствами:
металл + неметалл
окислитель + восстановитяель основание + кислота
Поэтому, если оксид образует соль, реагируя с кис-
лотой, но не реагирует со щёлочью, то это — осньовный
оксид. Если оксид образует соль, реагируя с основани-
ем, но не реагирует с кислотой, то это — кьислотный
оксид. Если оксид реагирует и с кислотой, и со щёлочмью
и в каждом случае обраьзуется соль — это амфотерньый
оксид. Свойства оксида завиьсят от его состава, и этьа зави-
симость подробно рассьмотрена в Самоучителеь 1, ч. 1,
гл. 2. Повторим основные прьавила: • неметаллы образуют только кислотные оксиды;
• металлы могут образовывать раьзные оксиды, в за-
висимости от валентности металла.
Предсказать свойстваь оксида может помочь сьхема
(рис. 20).

186 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
Валентность металла: I II III IV V VI VII
Характер оксида: оьсновный кислотный
амфьотерный ZnO, SnO, PbO, BeO Al
2O3, Cr 2O3, Fe 2O3

Рис. 20. Схема определенияь характера оксида в зависимости от валеьнтности металла
Итак, основные оксиды от ькислотных отличить
легко: малая валентностьь металла — основный оксиьд;
большая — кислотный. Но каьк быть с амфотерными
оксидами? Желательно запомнить формулы наиболее
часто встречающихся (вь школьной программе и вь за-
даниях ЕГЭ) амфотерных оксидов:
ВеО, ZnO, SnO, PbO, Al
2O3, Cr 2O3, Fe 2O3*
ЗАДАНИЕ 6.1. Классифицируйте нижепьриведён-
ные оксиды и объясните, пьочему вы так решили:
V
2O5, SO 2, ZnO, Fe 2O3, SO 3, CO 2, Li 2O, FeO,
Al
2O3, H 2O, BaO
Упражнение рекомендуется выполнить по схеме:ь
• определить, не являетсяь ли данный оксид несоле- образующим;
• определить, какой химиьческий элемент входит в состав оксида: метаьлл или неметалл;
• если в состав оксида вьходит атом неметалла — то оксид кислотный;
• для атома металла определить валентность и по
схеме (рис. 20) определитьь характер оксида.
* Fe 2O3 проявляет очень слабые ьамфотерные свойства: неь реа-
гирует в растворами щелочей, но при сплавленьии с твёрдыми
щелочами образует соли.

6.1. Оксиды 187
Например:
• Cr
2О3 — амфотерный, так как хроьм — металл с ва-
лентностью III;
• N
2O3 — кислотный оксид, так кьак азот — неметалл;
• CrO
3 — кислотный оксид, так кьак хром — металл
с высокой валентностью ьVI.
Зная характер оксида, мьожно описать его свойсьтва.
Свойства кислотных оксидов
1. Кислотные оксиды (кромье оксида кремния) реа-
гируют с водой, образуья кислоту. Чтобы составить фор-
мулу кислоты, нужно «сложьить» все атомы исходных
веществ, записывая на первом месте атом водорода,
на втором — химическийь элемент, образующий оксид,
и на последнем — кислорьод. Если индексы получилиьсь
чётными, их можно сократиьть:
N
2O3 + H 2O → H 2N2O4, или 2HNO 2
Оксид кремния не вступьает в реакцию с водой, пьо-
тому что полученный гидьроксид (кислота) — нераьс-
творим в воде.
ЗАДАНИЕ 6.2. Составьте уравнения реакций сь во-
дой для кислотных оксидоьв из задания 6.1.
2. Кислотные оксиды реагиьруют с основными ок-
сидами, образуя соль соответствующейь кислоты, т. е.
кислоты, которая образьуется при взаимодейстьвии этого
оксида с водой (см. вышеь пункт 1):
CO 2 + Na 2O Na 2CO 3
H2O
H
2 CO 3
+
III
соль

188 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
Растворимость солей, кислот и осняований в воде
Ионы H
+
K+
Na
+
Ag
+
Ba
2+
Ca
2+
Mg
2+
Zn
2+
Cu
2+
Pb
2+
Fe3+
Al3+
OH

РР–РММННМНН
NO
3 –
РРРРРРРРРРРР
Cl

РРРНРРРРРМРР
S
2–
Р Р Р Н Р – – НННН –
SO
4 2–
РРРМНМРРРМРР
CO
3 2–
Р Р РМННМН–Н– –
SiO
3 2–
НР Р –НННН–Н– –
PO
4 3–
Р Р Р ННННННННН
CH
3COO

РРРРРРРРРРРР
P — растворимые; М — малорьастворимые; Н — нераствьоримые; – — разлагаютсяь под водой или не сущестьвуют

6.1. Оксиды 189
Для того чтобы составитьь такое уравнение, нужноь:
• составить формулу кисльоты («прибавив» к моле-ь куле оксида молекулу вьоды);
• определить валентностьь кислотного остатка (этоь часть молекулы кислоты бьез атомов водорода).
В данном случае кислотныйь остаток имеет составь
(СО
3), его валентность равна чьислу атомов водо-
рода в кислоте, т. е. двум (II);
• составить формулу солиь, записав вместо атомов водорода атом металлаь из основного оксида (в ьдан-
ном случае — натрий);
• составить формулу солиь по валентностям металльа и кислотного остатка.
ЗАДАНИЕ 6.3. Составьте уравнения реакций сь ок-
сидом кальция кислотных оьксидов из задания 6.1.
3. Кислотные оксиды реагиьруют с основаниями, об-
разуя соль соответствующей кисльоты и воду:
CO 2 + Ba(OH) 2 BaCO 3 + H 2O
H
2O + соль
II II
основание
H2CO 3
Принципы составления урьавнения те же, что и дляь
реакции с основным оксиьдом (пункт 2).
ЗАДАНИЕ 6.4. Составьте уравнения реакций сь NаОН
кислотных оксидов из заьдания 6.1.
Свойства основных оксидов
1. Основные оксиды реагируьют с водой, образуя ос-
нование. Реакция происходит, если получающееся ос-
нование (гидроксид) расьтворимо в воде, т. е. является

190 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
щёлочью. Поэтому реально такая рьеакция возможна для
оксидов щелочных и щёлочноьземельных металлов. Эти металлы находятся в рьяду напряжений до маг-
ния:
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg…
Например, СаО + Н
2О → Са(ОН) 2
Fe 2O3 + Н 2О →?
ЗАДАНИЕ 6.5. Составьте уравнения реакций сь во-
дой для основных оксидовь из задания 6.1.
2. Основные оксиды реагируьют с кислотами, обра-
зуя соль и воду:
СаО + 2HNO
3 → Ca(NO 3)2 + H 2O
кислота сьоль
ЗАДАНИЕ 6.6. Составьте уравнения реакций сь Н 2SО 4
для основных оксидов из ьзадания 6.1.
3. Основные оксиды реагируьют с кислотными окси-
дами, образуя соль. 4. Некоторые основные оксьиды реагируют при на-
гревании с водородом, ьпри этом образуется металл
и вода:
CuO + H
2 → Cu + H 2O
Эта реакция лежит в осноьве получения металлов
из их природных оксидовь (руд). Кроме водорода вь ка-
честве восстановителья используют углерод, уьгарный
газ и другие восстановьители (см. ч. 2 Самоучитеьля 2-го
уровня).

6.1. Оксиды 191
Свойства амфотерных оксидов
Амфотерные оксиды (от греьч. аmphi — двойной)
проявляют двойственныье свойства: они могут рьеаги-
ровать и с кислотами, иь с основаниями (щелочамиь).
При этом образуется соль и вода. Например:
ЗАДАНИЕ 6.7. Составьте уравнения реакций сь КОН
и с НNО
3 для амфотерных оксидов иьз задания 6.1.
ЗАДАНИЕ 6.8. С какими веществами (Н
2О, NаОН,
НСl) могут реагировать оьксиды:
Cr
2O3, CrO, SO 3, V 2O5?
Составьте уравнения необходимьых реакций.
* Такая реакция не происхоьдит, но эта схема позволяет ьопреде-
лить состав «кислотногьо остатка» и его валентьность, а затем
составить химическуюь формулу соли по валентноьстям состав-
ных частей.

192 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
Способы получения оксидов
Существует множество способоьв получения окси-
дов. Достаточно сказатьь, что продуктом многих ьреак-
ций является вода. А это —ь оксид! Обычно оксиды получают пьри сгорании в кислоро-
де простых и сложных вещесьтв:
S + O
2 → SO 2
CH 4 + O 2 → CO 2 + H 2O
Обратить внимание!
При сгорании сложных вещеьств образуются оксидьы
химических элементов, коьторые входят в его состьав.
Исключение составляють только азот и галогены, коь-
торые выделяются в видеь простых веществ, посколььку
с кислородом не реагирьуют
*.
Оксиды могут быть получеьны при разложении не-
которых кислот, оснований, солей:
Н
2СО 3 →
← Н 2О + СО 2
Cu(OH) 2 →
CuO + H 2O
Са(НСО
3)2 → Н 2О + СО 2 + СаСО 3
Существуют и специфичеьские способы полученияь
оксидов. Некоторые из ньих будут описаны в послеьду-
ющих главах и книгах Самоуьчителя.
* Галогенпроизводные (кромье СCl 4) горят, образуя кроме окси-
дов СО
2 и Н 2О, галоген, который дополниьтельными реакция-
ми превращают в галогеньоводород или соль сереьбра. Поэтому
во многих задачах, где реьчь идёт о сгорании галогеьнпроизвод-
ных, упоминают именно галоьгеноводород.

6.2. Гидроксиды. Кислоты и основания 193
6.2. Гидроксиды. Кислоты и основания
Многие оксиды реагирують с водой, при этом обра-ь
зуются гидроксиды, причём характер гидроксида всегмда
соответствует характеру моксида . Например, хром об-
разует три оксида: с валентьностью II, III, VI.
ЗАДАНИЕ 6.9. Составьте формулы этих оксидов,
определите их характерь и исходя из этого — формуьлы
их гидроксидов. Если вы поняли схему рис. ь20, то у вас получится:
CrO → Cr(OH)
2 основный гидроьксид
оксид (осноьвание)
Cr 2O3 → Cr(OH) 3 амфотерный амфоьтерный
оксид гидьроксид
CrO 3 → H 2CrO 4 кислотный кисльотный
оксид гидрьоксид
(кислоьта)
Чем выше степень окисленимя элемента в оксиде, тем
сильнее выражены кисломтные свойства оксидам и гидрок-
сида. Кроме того, кислотнмый характер оксидов и гимдрок-
сидов усиливается в пермиоде слева направо, а осмно ´вный
характер оксидов и гидромксидов убывает. В молекулах гидроксидовь всегда присутствует связь
ОН.
ЗАДАНИЕ 6.10. Составьте графические формулы сьо-
единений (в случае затрьуднений см. главу 3.3):
NaOH, Fe(OH)
2, Al(OH) 3, H 2CO 3, H 2SO 4

194 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
ЗАДАНИЕ 6.11. Рассчитайте полярностьь связей
в этих молекулах, т. е. ∆χ (разность электроотрицаь-
тельностей), если электроьотрицательность следуюьщих
элементов равна:
O 3,5; S 2,6; Na 1,01; Fe 1,64; Al 1,47; H 2,1; C 2,5.
Если в молекуле имеютсяь только полярные кова-
лентные связи, то в первьую очередь будет разрьушаться
самая полярная связь.
ЗАДАНИЕ 6.12. Сделайте вывод: какая ьсвязь в каж-
дом соединении будет рьазрушаться в первую оьчередь?
Если вы правильно выполнильи расчёты, то заме-
тили, что в гидроксидаьх металлов с низкой степьенью
окисления ∆χ (Ме–О) больше, чем ∆χ(О–Н), поэтому
диссоциация соединенийь Ме(ОН)
х идёт преимуще-
ственно за счёт разрываь связи Ме–О:
Ме(ОН)
х → Ме х+ + хОН –
Поэтому гидроксиды этогоь типа являются основа-
ниями.
Основания — это электролиты, при димссоциации ко-
торых в качестве анионам образуются только ионы
ОН
–.
У гидроксидов металловь с высокой степенью окиьс-
ления и у гидроксидов ньеметаллов ∆χ(О–Н) = 3,5 –
– 2,1 = 1,4 больше, чем ∆χ(С–О) = 2,5 – 2,1 = 0,4 или
∆χ(S–О) = 2,6 – 2,1 = 0,5, поэтому в первую очерьедь
здесь разрушаются свьязи О–Н:
H
2SO 4 → Н + + HSO 4–
Поэтому гидроксиды этогоь типа — кислоты.

6.3. Способы получения кислот и их свойства 195
Кислоты — это электролиты, при димссоциации кото-
рых в качестве катиона омбразуются только ионы Н +.
Рассмотрим свойства гьидроксидов и их произьводных.
6.3. Способы получения кислот и их свойства
Кислоты — это сложные вещества, вь состав молекул
которых входит активныйь атом водорода и кислоьтный
остаток. Этот активный атом водорода в химичьеских
реакциях способен замеьщаться на атом металла; вь ре-
зультате чего всегда получается соль. С точки зрения теорииь электролитической дисьсо-
циации, кислоты — это электьролиты, при диссоциацииь
которых в качестве катиона образуются только ионы
водорода (см. также гл. 7). В состав любой кислоты кьроме атомов водородаь
входит кислотный остаток. Кислотный остьаток — это
часть молекулы кислоты бьез атомов водорода, кьоторые
могут быть замещены на атоьм металла. Валентность
кислотного остатка равна числу таких атомовм водорода:
III
H3 PO 4
кислотный остаток
При определении валентьности кислотного остатька
учитываются те атомы вьодорода, которые учасьтвовали
в реакции или могут учаьствовать в ней. Так, фосфор-
ной кислоте Н
3РО 4, в зависимости от условий, могут
соответствовать кисльотные остатки иного сосьтава:
I
H3PO 4 (H 2PO 4)
–1H

196 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
–2H II
H3PO 4 (HPO 4)
У органических кислот неь все атомы водорода в мьо-
лекуле способны замещатьься на атом металла:
I
CH 3COOH (CH 3COO)
кислотный остаток
не активный атом активный
атом
С точки зрения теорииь электролитической дисьсо-
циации кислотный остатоьк — это анион, который об-
разуется при диссоциации кисломты:
Н
3РО 4 → Н + + Н 2РО 4–
Н 2РО 4–

← Н + + НРО 42–
НРО 42–

← Н + + РО 43–
СН 3СООН

← СН 3СОО – + Н +
По числу активных атомовм водорода кислоты делят
на одноосновные и многооьсновные: • СН
3СООН — одноосновная, так как один атом во-
дорода способен замеьщаться на атом металла;
• Н
2СО 3 — двухосновная, так как два атома водорода
могут быть замещены.
По составу кислоты деляьт на:
• бескислородные: НСl (соляная), HF (плавиковая),
Н
2S (сероводородная);
• кислородсодержащие: НСlO (хлорноватистая),
Н
2SO 3 (сернистая).

6.3. Способы получения кислот и их свойства 197
Кислородсодержащие кьислоты могут быть получеь-
ны при действии воды на кьислотные оксиды, поэтомуь
являются гидроксидами. Исходные кислотные оксидьы
называются «ангидридаьми кислот», или «кислотьными
ангидридами»:
P
2O5 + H 2O → 2HPO 3 метафоьсфорная
кисьлота
Метафосфорная кислота неьустойчива и, присоеди-ь
няя воду, превращается в более ьустойчивую кислоту:
НРО
3 + Н 2О → Н 3РО 4 ортофоьсфорная
кисьлота
(фосфорнаья кислота)
Или в суммарном виде:
Р
2О5 + 3Н 2О = 2Н 3РО 4
Этот процесс можно ускорить, если получаемьый
раствор прокипятить.ь (См. задачу 26 в конце главьы.) Таким образом, Р
2O5 — ангидрид ортофосфорной
кислоты, а также некотоьрых других, менее устойчи-
вых фосфорных кислот. Состав этих кислот отрьажает
формула
хР
2О5 · уН 2О
ЗАДАНИЕ 6.13. Составьте химическую формулу кьис-
лоты, если х = 1, а у = 2.
Дифосфорная (пирофосфорная) кислота Н
4Р2О7 яв-
ляется структурным элемьентом АДФ, которая являеьт-
ся биологическим аккуьмулятором энергии совмьестно
с АТФ (см также Самоучитеьль 2–2, гл. 6.8).

198 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
Бескислородные кислоты пьредставляют собой рас-
творы некоторых газов в воде, ьпри этом и растворён-
ному газу, и полученному растворьу приписывают оди-
наковые химические формьулы и одинаковые свойстьва,
хотя это не так. Напримерь, из простых веществ водьо-
рода и хлора получаетсья газ хлороводород:
H
2 + Cl 2 → 2HCl
Этот газ не проявляет киьслотных свойств: если он
сухой, его можно перевозить вь металлических ёмкостяьх
и никакой реакции не прьоисходит. Но при растворе-
нии хлороводорода в воьде получается раствоьр, который
проявляет свойства сьильной кислоты; кислоту (ьсоля-
ную) перевозить в метаьллических ёмкостях нельзяь! Этот факт легко объяснитьь с точки зрения теориьи
электролитической дисьсоциации: кислоты — это элеьк-
тролиты, при диссоциациьи которых в качестве катиона
образуются только ионы водородам . А в реакции с метал-
лами участвуют именноь ионы водорода:
Н
+ + Ме → Ме n+ + Н 2
Вопрос. Почему сухой хлороводоьрод и безводные кис-
лоты не реагируют с метаьллами?
Благодаря иону водородьа растворы кислот измеьня-
ют окраску индикаторьов. Кстати, наличие имеьнно это-
го иона в растворах кисьлот обусловливает их кислый
вкус, что, собственно, и дальо название этим веществьам.
При замене иона водороьда кислоты на ион металлаь об-
разуются соли. Такие процессы происходьят, когда рас-
творы кислот реагирують • с основаниями;
• основными и амфотерными ьоксидами;

6.3. Способы получения кислот и их свойства 199
• металлами;
• солями.
Рассмотрим некоторые иьз этих процессов подробьнее.
1. Все кислоты реагируют с раствморами щелочей . Эта
реакция, фактически, опьределяет, относится ли дан-
ное вещество к кислотаьм. Например, нераствориьмые
кислоты (кремниевая, стьеариновая
*) вообще трудно
назвать словом «кислотьа», поскольку они не кисьлые,
не изменяют окраску иньдикатора, не реагирують с ме-
таллами. Но растворы щелоьчей с ними реагироватьь
будут:
Н
2SiO 3 + NaOH → Na 2SiO 3 + H 2O
С
17Н35СООН + NaOH → С 17Н35СООNa + H 2O
Мылоь
Реакция кислоты со щёлочьюь называется реакцией
нейтрализации. Подобнаяь реакция с нерастворимыми
основаниями становится невозможнмой, если в реакцию
вступает нерастворимьая кислота или если в результате
образуется нерастворимамя соль (см. с. 188). Собствен-
но, во втором случае реьакция начинается на повьерх-
ности, но сразу же прекьращается. Так, реакция между
гидроксидом железа (III)
** и фосфорной кислотой заь-
вершается, как только ьна поверхности образуется не-
растворимый фосфат желеьза. 2. Кислоты реагируют с основмными и амфотерными
оксидами, растворяя их, поэтому ьи здесь справедливо
правило, указанное вышеь.
ЗАДАНИЕ 6.14. Составьте уравнения таких реаькций
(в случае затруднения cмь. Самоучитель 1, гл. 2.2).
* Стеариновая кислота Сь 17Н35СООН составляет основу обьыч-
ной свечи. Но какая же этьо кислота?!
** Это вещество составляеьт основу ржавчины.

200 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
3. Растворы кислот способмны реагировать с металлам-
ми, если металл стоит в ряьду напряжений до водорьода:
РЯД НАПРЯЖЕНИЙ
Li К Ba Са Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag
вытесняют водородь из растворов не ьвытесняют
кислот ь водородь
у б ы в а е т а к т и в н о с ьт ь м е т а л л о в
В результате такой реакции доьлжны образовываться
растворимая соль и выдьеляться водород:
Mg + HCl → MgCl
2 + H 2 →
Cu + HCl → не идёт
Кислоты, у которых в реакьцию вступает не ион во-
дорода, а анион кислотнього остатка (HNO
3; концен-
трированная H
2SO 4), могут реагировать и сь менее ак-
тивными металлами (Cu, Hg Ag), ньо водород при этом
не выделяется:
Cu + HNO
3 → Cu(NO 3)2 + H 2O + NO
или Cu + NO
3– →
Cu 2+ + NO
Собственно, в этом процесмсе водород не принимает
участия! Кроме того, следует помнить, что в резулььтате такой
реакции должна образовьаться растворимая соьль, иначе
реакция между металломь и кислотой завершаеться, как
только на поверхности оьбразуется нерастворимая сьоль. 4. Кислоты — это электролитмы, следовательно, они
бывают сильными и слабмыми.

6.3. Способы получения кислот и их свойства 201
Сила кислот уменьшаетсья в ряду:
HClO
4 → HNO 3 → HI → HBr → H 2SO 4 → HCl →
H
3PO 4 → H 2SO 3 → HF →
HNO
2 → H 2CO 3 → H 2S → H 2SiO 3
Здесь в первом ряду покарзаны сильные кислоты, вро
втором — «средней» силы, рв третьем — слабые кис-
лоты
*. Считается, что сильныеь кислоты вытесняют
слабые (менее сильные) кисьлоты из их солей, а об-
ратная реакция не идёт. На самом деле эти процесь-
сы происходят в раствоьре между ионами и являьются
обратимыми процессамиь. А положение равновесияь
зависит от внешних условий. Так, реакция между се-
роводородом и раствоьром сульфата или нитратьа много-
валентного металла при ньормальных условиях смещена
в сторону образованияь осадка сульфида этого мьеталла:
CuSO
4 + H 2S → CuS → + H 2SO 4
А при нагревании направьление реакции изменяеться
в сторону образованияь газа:
CuS + H
2SO 4 → CuSO 4 + H 2S →
Обратите внимание: первая реакция противьоречит
правилу — здесь слабаяь кислота как бы вытесняеьт бо-
лее сильную кислоту. Поэтому нужно помнить бьолее
общее правило:
реакция между кислотойя и солью происходит в стояро-
ну связывания ионов
**.
При н. у. растворимость осадкьа минимальна, и рав-
новесие смещается в стьорону осадка; при нагреьвании
* См. подробнее гл. 7.3.
** См. подробнее гл. 7.4.

202 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
растворимость газа миьнимальна, и равновесие сьмеща-
ется в сторону образоьвания газа.
Если осадка не образуется, то равновесие смьещается
в сторону образованияь летучей кислоты. Такие кислоты образуються при растворении газьов
в воде: это галогенводорьодные кислоты, угольная,
сернистая и азотная киьслота, которая образуьется по
схеме:
NO
2 + O 2 + H 2O → HNO 3 газ газ
Поэтому «летучую» азотьную кислоту получают дьей-
ствием нелетучей концеьнтрированной серной киьслоты
на нитраты:
H
2SO 4 + KNO 3 → K 2SO 4 + HNO 3 →
Аналогично получают хлорьоводород:
H
2SO 4 + KCl → K 2SO 4 + HCl →,
конц. твёрд. ь газ
при растворении котоьрого в воде образуется соляная
кислота.
6.4. Способы получения оснований
и свойства щелочей
Основания — это сложные соединенияь, в состав мо-
лекул которых входит атоьм металла и гидроксогруьппа
ОН:

n
Ме(ОН) n,
где n — число групп ОН и валентность металла.

6.4. Способы получения оснований и свойства щелочей 203
Это определение неточноье, так как все гидроксиды
(и кислородсодержащиеь кислоты, и основания) соьдер-
жат гидроксогруппы:
Al OHOH
OH
SO
HO
O
HO
Поэтому больше соответьствует истине определениеь:
основания — это электролиты, при дяиссоциации кото-
рых в качестве аниона образуются только гидроксид-
анионы ОН
– (см. также гл. 7).
Свойства неорганическього основания проявляеьт
раствор аммиака в водье — NH
4OH — гидроксид ам-
мония
*:
NH
4OH →
← NH 4+ + OH –
По растворимости в воьде основания делят на рьаство-
римые и нерастворимые. ь Растворимые в воде осномвания
называются щелочами. В состав щелочей входять атомы активных металлов
(они находятся в начале рьяда напряжений, до магния).
Эти основания являютсяь сильными электролитами.
Их растворы разъедают раьзличные материалы (бумагьу,
кожу), мылкие на ощупь
**.
Гидроксид аммония тожье относится к щелочам, тьак
как существует только в растворах.
* Молекула такого составьа не обнаружена, но эта «уьсловная»
молекула хорошо отражаьет свойства этого осноьвания, поэтому
её используют при состьавлении уравнений реакьций.
** Щёлочи превращают жиры ькожи в мыло.

204 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
Щёлочи можно получить дьействием активного меь-
талла (К, Nа, Cа, Ва, …) или оксида активного мьеталла
на воду:
Nа + H
2O → NаОН + H 2 →
СаO + H 2O → Са(ОH) 2
Растворы щелочей реагирьуют с кислотными и амфо-
терными оксидами и с кислотами. Последняя реакция
называется реакцией нейтрализации . Реакция нейтра-
лизации характерна для всех кислот!
ЗАДАНИЕ 6.15. Составьте 2–3 уравнения реакцийь
нейтрализации.
Растворы щелочей реагирьуют с растворами солей.
Реакция происходит, если оба исходных вещестьва рас-
творимы (щёлочь и соль), а обьразуется хотя бы одно
нерастворимое соединение (см. с. 188).
ЗАДАНИЕ 6.16. Какие из следующих реаькций воз-
можны:
а) Fe(NO
3)3 + гидроксид калия;
б) Na
2SO 3 + гидроксид кальция;
в) K
3PO 4 + гидроксид аммония;
г) Са
3(РО 4)2 + гидроксид натрия.
Растворы щелочей, как и рьастворы кислот, способ-
ны изменять окраску индикаторов:
фиолетовый лакмус синеет,
оранжевый метилоранж желтеет,
бесцветный фенолфталеин краснеет.
Собственно, на индикатоьр действует не молекула
щёлочи, а гидроксид-аниоьн ОН
–. Поэтому все пере-
численные выше реакции (кьроме реакции с кислотаь-

6.4. Способы получения оснований и свойства щелочей 205
ми) происходят с раствьорами щелочей и не характерны
для нерастворимых осномваний. Нерастворимые основанимя получают, действуя на рас-
твор соли, в состав котьорой входит нужный атомь метал-
ла, раствором щёлочи:
CuSO
4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2SO 4
Cu(OH) 2
Свойства нерастворимьых в воде оснований во мньо-
гом отличаются от свойьств щелочей: нерастворьимые
в воде основания не могьут реагировать с раствьорами
солей, а также с амфотеьрными и некоторыми кислоьт-
ными оксидами. Они не измьеняют окраску индикатьора.
Вопрос. Почему?
Нерастворимые основаниья могут реагировать с кис-
лотами. При этом происходит раьстворение исходного
нерастворимого вещестьва (осадка):
Cu(OH)
2 + H 2SO 4 → CuSO 4 + 2H 2O
осадок ь р
Таким образом, эта реакьция возможна, если обраь-
зуется растворимая соль. Нерастворимые основаниья разлагаются при нагрева-
нии. При этом чем меньше актьивность металла (см. рядь
напряжений), тем легче рьазлагается основание на оксид
и воду:
в момент
получения
Fe(OH) 3 Fe 2O3 + H 2O
Cu(OH)
2 CuO + H 2O
AgOH Ag
2O + H 2O
н. у.

206 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
По этой причине в некотоьрых учебниках нераство-
римые основания не рассьматриваются как индиьвиду-
альные соединения, их счиьтают веществами перемьен-
ного состава, напримерь:
х Fe
2O3 · у H 2O
Среди нерастворимых в вьоде оснований следует вы-
делить особую группу вьеществ — амфотерные гидрокси-
ды. Способы получения их таькие же, как и для нерас-
творимых оснований. Амфотерные гидроксиды прьоявляют двойственные
свойства, т. е. реагируют и с кислотьами, и со щелочами
(и растворяются при этом):
III
Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2O
как
основание кислота
Al(OH) 3 + 3NaOH = Na 3AlO 3 + 3H 2O
как
кислота: основание
III
H
3AlO 3
Если эта реакция происхоьдит в растворах щелочей,
то вместо вещества соьстава Na
3AlO 3 (или NaAlO 2) об-
разуется сложное комплексьное соединение
*:
Na
3[Al(OH) 6] или Na[Al(OH) 4]
ЗАДАНИЕ 6.17. Составьте уравнения реакций сь кис-
лотой и со щёлочью для амфьотерных гидроксидов: а) гидроксида цинка;
б) гидроксида хрома (III).
* Подробнее см. Самоучитьель 2–2, главы 3 и 4.

6.5. Соли 207
6.5. Соли
Соли — это продукты реакции ьмежду кислотой и ос-
нованием, даже если эта ьреакция практически ньеосу-
ществима. Поэтому в сосьтав любой соли входит оста-
ток основания (обычно атом металла илиь группа NH
4)
и остаток кислоты (кислотный остаток). Напьример:
NH
4NO 3 K 2CO 3 CaHPO 4 CuOHCl
ЗАДАНИЕ 6.18. Попробуйте определитьь для каждой
из этих солей, где в её мольекуле остаток кислоты,ь а где
остаток основания. Опрьеделите валентности соьставных
частей.
Обратите внимание, чтоь в состав некоторых солеьй
входят атомы водородаь или группы ОН. Такое различие
подсказывает, что соли могут быть разьных типов. Рас-
смотрим шесть типов сьолей. Средние соли. Такие соли получаются, ьесли кислота
и основание полностью прореагировали:
2NaOH + H
2SO 4 = Na 2SO 4 + 2H 2O
средьняя
сольь
Правила составления наьзваний солей подробноь рас-
смотрены в главе 2.4 Самоуьчителя 1. Кислые соли. Такие соли получаются, ьесли не все ато-
мы водорода кислоты былиь замещены на атом металлаь:
NaOH + H
2SO 4 = NaHSO 4 + H 2O
кислаяь соль
Кислотные остатки такиьх солей содержат атом вьо-
дорода. При составлениьи названий кислых солей ис-
пользуют частицу «гидрьо»:
КНСО
3 — гидрокарбонат калия.

208 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
Кислые соли могут проявьлять некоторые свойствьа
кислот. При диссоциации кислых соьлей сильных кислот об-
разуется кислая среда, т. е. избыток ионов водороьда:
NaHSO
4 →
← Na + + H + + SO 42–
Поэтому кислые соли могуьт реагировать с щелоча-
ми. Реакция идёт даже в тьом случае, когда соль обьра-
зована слабой кислотоьй:
Ca(HCO
3)2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2O
кислая соль средняя соль
При этом образуются срьедние соли, если в состаьв
кислой соли и основанияь входит один и тот же меьталл.
Если основание и соль соьдержат атомы разных метьал-
лов, то образуется двойная соль:
NaHSO
4 + КОН → NaКSO 4 + Н 2О
Эту соль можно изобразиьть так: Na
2SO 4 · К 2SO 4.
В растворе такой соли оьбразуются такие же иоьны, как
если бы в воде раствориьли две соли. К двойным соьлям
относятся квасцы, которые применяются в медицине
и для крашения тканей:
KAl(SO
4)2 и KCr(SO 4)2
Осно´вные соли. Такие соли образуютсяь, если не все
группы ОН основания замещены на киьслотный оста-
ток:
Ca(OH)
2 + HCl = CaOHCl + H 2O
основнаья соль
Такие соли содержат гидьроксогруппу ОН.

6.5. Соли 209
При составлении названьий основных солей исполь-
зуют частицу «гидроксьо»:
АlOНСl
2 — гидроксохлорид алюминия.
Часто основные соли обраьзуются при гидролизе сьо-
лей нерастворимых основьаний. Основные соли могуть
проявлять некоторые свьойства оснований. Напрьимер,
они могут реагировать сь кислотами:
CaOHCl + HCl = CaCl
2 + H 2O
основная срьедняя
соль соьль
В том случае, когда в такьой реакции участвует дру-
гая кислота, образуется смешанная соль:
CaOHCl + HОCl → Са(ОCl)Cl + Н

смешаьнная
сольь
В состав смешанной солиь входят два кислотных
остатка, поэтому в расьтворе такой соли обраьзуется один
катион и два аниона:
Са(ОCl)Cl →
← Са
2+ + ОCl – + Cl –
Состав такой соли можьно выразить формулой
СаОCl
2, что вводит иногда в заьблуждение, поскольку
невозможно вспомнить кьислоту, в состав которой вхо-
дит анион ОCl
2 –
. Такой кислоты просто неьт.
К классу солей относятсмя некоторые комплексныем со-
единения, такие как:
• красная кровяная соль К
3[Fe(CN) 6],
• жёлтая кровяная соль К
4[Fe(CN) 6],
• тетрагидроксоалюмиьнат калия K[Al(OH)
4].

210 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
ЗАДАНИЕ 6.19. Определите, какое осноьвание и ка-
кая кислота могли бы обрьазовать эти комплексные соли.
Комплексный ион очень прьочный и не диссоцииру-
ет, поэтому, в отличие от двойных и сьмешанных солей,
в растворе комплексноьй соли образуется по одному
типу аниона и катиона:
К
3[Fe(CN) 6] →
← 3К + + [Fe(CN) 6]3–
ЗАДАНИЕ 6.20. Составить уравнения рьеакций дис-
социации комплексных сольей.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Установить соответствьие между
формулой соли и названиьем класса (группы), к котьо-
рому она принадлежит. ФОРМУЛА СОЛИ КЛАСС (ГРУППА)
А) К
2НРО 4 1) средняя;
Б) SnOHNO
3 2) кислая;
В) К[Fe(OH)
4] 3) основная;
Г) (NH
4)2Fe(SO 4)2 · 6H 2O 4) комплексная;
5) двойная.
При составлении формул ькислых или основных со-
лей следует придерживаться прьавила:
валентность катиона или аниона определяют по числуя
«потерянных» групп ОН или атомов Н.
Для примера составим фоьрмулу гидроксонитратаь
железа (III). Исходное вещесьтво — Fe(OH)
3. Посколь-
ку в полученном веществье одна гидроксогруппаь (нет
приставки «ди»), то Fe(OH)
3 «потерял» 2ОН группы
и валентность этого аниоьна равна двум:
II I
(FeOH) (NO 3) 2

6.5. Соли 211
Во многих примерах, которьые иллюстрировали
свойства оксидов, кисьлот, оснований — продуктоьм
реакции была соль. Попробьуем обобщить эти сведе-
ния и выяснить, в результате каких процессов мьож-
но получить СОЛЬ заданногоь состава. Прежде всегоь
отметим, что эти спосоьбы получения можно условно
разбить на 2 группы: • 1 — получение солей из веьществ, которые не яв-
ляются солями;
• 2 — получение солей из дрьугих солей (химические
свойства солей).
Реакции 1-й группы основаны на том, что в реьакцию
вступают противополоьжные по свойствам вещесьтва.
В начале следует составить две генетьические последо-
вательности:
Металл → основный оксид → основание
Неметалл → кислотный оксид → кислота
Соединив стрелочкамиь противоположные по свомй-
ствам вещества, получаем 7 спьособов получения солеьй.
Составляя примеры этих ьреакций, следует помнить,
что под словом «неметаьлл» в реакциях 1 и 7, подразь-
умевается галоген или сьера (халькоген)
*, поскольку ре-
ально только эти элементы вьходят в состав кислотньых
остатков бескислородьных кислот (рис. 21). Приведём конкретные приьмеры:
1. Металл + неметалл (галогеныь, сера, селен, тел-
лур):
Fe + S → Fe S
*
Слова «галоген» или «хальькоген» — синонимы, которьые обо-
значают «солерождающиье». К халькогенам относяться теллур,
селен и сера.

212 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
2. Металл + кислота:
Fe + HCl → FeCl
2 + H 2
3. Основный оксид + кислотньый оксид:
CaO + P
2O5 → Ca 3(PO 4)2
4. Основный оксид + кислотаь:
MgO + HNO
3 → Mg(NO 3)2 + H 2O
5. Основание + кислота: NaOH + H
2SO 4 → Na 2SO 4 + H 2O
6. Основание + кислотный окьсид: KOH + CO
2 → K 2CO 3 + H 2O
7. Основание + неметалл: КОН + Cl
2 → KCl + KClO 3 + H 2O
7
Рис. 21. Схема способов поьлучения солей без участия солей какь исходных веществ
ЗАДАНИЕ 6.20. Расставьте коэффициенты в этих
уравнениях. Приведите сьвои примеры каждого тиьпа.

6.5. Соли 213
Реакции 2-й группы являются реакциями обьмена или
замещения. В каждой из тьаких реакций участвует соль.
8. Более активный металл вьытесняет менее актив-
ный из растворов его соьлей:
Fe + CuSO
4 → FeSO 4 + Cu
обратный процесс не идеьт: Cu + FeSO
4 →
Активность металлов можьно определять по ряду
напряжений: любой метаьлл активнее всех металлоьв,
стоящих в этом ряду после него (правее него).
9. Сильная кислота вытесньяет более слабую кислоьту
из соли слабой кислоты:
HNO
3 + CaCO 3 → Ca(NO 3)2 + H 2CO 3
10. Щёлочь, реагируя с солью, образует новое осно-
вание и новую соль:
КОН + АlСl
3 → Аl(OH) 3 + КСl
р р н ь р
Эта реакция происходить, если оба исходных веще-
ства растворимы, а хотя бы одно из полученных ве-
ществ — нерастворимо. 11. Соль, вступая в реакциью обмена с другой сольюь,
образует две новые соли:
2AgNO
3 + BaCl 2 = Ba(NO 3)2 + 2AgCl
р р р ь н
Эта реакция также проиьсходит, если оба исходных
вещества растворимы, а хотя бы одно из полученных
веществ — нерастворимо.

214 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
Например, эта реакция:
K
3PO 4 + NaCl → Na 3PO 4 + KCl
р р р ь р
невозможна, так как обье полученные соли растворимы.
А этот процесс:
СаСО
3 + NaCl →
невозможен потому, что исходное веществоь СаСО 3
(мел) нерастворимо в воьде.
ЗАДАНИЕ 6.21. Составьте по 3–4 уравнения реакь-
ций получения: а) бромида магния;
б) сульфата цинка.
Перечисленные способы пьолучения солей (8) — (11)
одновременно являютсяь и свойствами солей. Ваьжней-
шим свойством некотоьрых солей является их гидролиз
(см. гл. 7).
6.6. Задачи по теме «Способы получения
и свойства неорганических веществ
различных классов»
ЗАДАЧА 1. На нейтрализацию 20 г смеси гидро-
фосфата и дигидрофосфатьа натрия потребовалосьь 25 г
40%-ного раствора NaOH. Опредеьлить состав смеси. Составим уравнения реьакций:
а г х моль
NaH 2PO 4 + 2NaOH → Na 3PO 4 + 2H 2O
m = 120 г 2 моль
(20 – а) у моль
Na 2HPO 4 + NaOH → Na 3PO 4 + H 2O
m = 142 г 1 моль

6.6. Задачи 215
Определим количество вьещества NaOH, которое
содержится в растворье (можно считать, исполььзуя зна-
чение массы этого вещестьва, но более простые чисьла
получаются, если исполььзуется величина «моль»):
m(NaOH) = 25 · 0,4 = 10 г
ν(NaOH) = 10 : 40 = 0,25 моль
Внимание: количество вещества щёьлочи можно рас-
считать сразу:
ν(NaOH) = m(раствора) · ώ(раствора): М(NaOH) =
= 25 · 0,4 : 40 = 0,25 моль
Теперь используем приём, который был отрьаботан
в задаче 11 (гл. 6.2): пусть в смеси содержится а , г диги-
дрофосфата, тогда гидроьфосфата содержится (20 – а), г. Подставим эти величины вь уравнения ре-
акций и найдём значения ьх и у.
х = 2а : 120 = 0, 0167а
у = (20 – а) : 142 = 0,007(20 – а)
Всегда избавляйтесь от дробеяй — превращайте их
в десятичные дроби (коэффициенты).
Поскольку х + у = 0,25 моль, получаем уравнение:
0, 0167а + 0,007(20 – а) = 0,25 или
1,67а + 0,7(20 – а) = 25 (все члены преьдыдущего ра-
венства умножены на 100)
1,67а + 14 – 0,7а = 25
0,97а = 11
а = 11,34, т. е. m(дигидрофосфата) = 11,34 г, а
m(гидрофосфата) = 20 – 11,34 = 8,66 г
Ответ: смесь состояла из 11,34 г дьигидрофосфата
и 8,66 г гидрофосфата.

216 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
Описанный выше приём, котьорый был отработан
в задаче 11 (гл. 6.2) становится единстьвенно возмож-
ным способом решения зьадач, в которых «не хватаьет
данных».
ЗАДАЧА 2. Определить массовую долю сульфата нам-
трия в нейтральном раствореь, полученном при рас-
творении гидрокарбонаьта натрия в 10%-ном раствьоре
серной кислоты. Напомним, что приём закьлючается в том, что опре-
деляемая величина считается известнойь и обозначается
буквой А, решение задачьи начинается со слова «ьпусть».
В данном случае: пусть массовая доля сульфатам натрия
равна А, %, это означает, что 100 г полученного рас-ь
твора содержит А, г сулььфата натрия. Подставимь эти
данные в уравнение реакьции:
z, г х, г А, г ь у, г
2NaHCO 3 + H 2SO 4 = Na 2SO 4 + 2H 2О + 2СО 2 m = 2 · 84 г = 168 г m = 98 г m = 142 г m = 2 · 44 г = 88 г
Найдём массу кислоты в иьсходном растворе:
х = m(H
2SO 4) = 98А/142 = 0,69А, г
и массу исходного растьвора: m(раствора) = 0,69А : 0,1 = 6,9А г
В этом растворе раствоьрили z, г гидрокарбонатаь на-
трия:
z = 168А/142 = 1,18А, г
в результате реакции выделилосьь у, г газа: у = 88А/142 = 0,62А, г

6.6. Задачи 217
Массу полученного раствора всегда следуьет рассчи-
тывать по формуле:
m(полученного раствора)ь = m(исходного раствора) + + m(добавленных веществ) – m(гьаза или осадка).
После выделения у, г газа масса полученногьо рас-
твора равна:
m(полученного раствора)ь = 6,9А + 1,18А – 0,62А =
= 7,46А г, что составляет 100 г.
Найдём значение А:
А = 100 : 7,46 = 13,4 %
При получении растворьов происходят не толькоь фи-
зические процессы (дроьбление вещества, диффузиья),
но и взаимодействие вьещества и растворителья. (Под-
робнее см. Самоучителиь первого и второго уроьвня,
главы «Растворы».) Иногда вь результате такого взаи-
модействия образуються совершенно новые вещеьства.
В этом случае необходимоь составить уравнение иьли
схему происходящего проьцесса, а в расчётной формьуле
указывать, о каком вещеьстве идёт речь.
ЗАДАЧА 3. В каком объёме воды следуьет растворить
14,2 г фосфорного ангидрида, чьтобы получить 49%-ный
раствор ортофосфорнойь кислоты? Составим уравнение реьакции, происходящей приь
растворении оксида фоьсфора:
14,2 г х, г
Р 2О5 + 3Н 2О → 2Н 3РО 4 1 моль 2 моль
m = 142 г m = 2 · 98 = 196 г

218 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
Составив пропорцию, пьолучаем:
14,2 г Р
2О5 – х, г Н 3РО 4
142 г Р 2О5 –196 г Н 3РО 4, отсюда х = 19,6 г Н 3РО 4
Поскольку необходимо поьлучить 49%-ный раствор,
то его количественный сьостав можно выразить тьак:
49 % → 49 г Н
3РО 4 содержится в 100 г раствора, в ко-
тором 51 г воды.
19,6 г Н
3РО 4 → → → → → → → → → → у, г воды.
у = 20,4 г воды потребовалось для растворения полу-
ченной кислоты.
НО! Кислота ещё не получена, поскольку мы не опре-
делили, сколько воды потьребуется для образования
этой кислоты. Вернёмся к уьравнению реакции:
14,2 г z, г х, г
Р 2О5 + 3Н 2О → 2Н 3РО 4 1 моль 3 моль 2 моль
m = 142 г m = 54 г
Отсюда: z = 5,4 г воды потребовалось наь получение
фосфорной кислоты. Общая масса воды:
m(Н
2О) = 5,4 + 20,4 = 25,8 г, следовательно V(Н 2О) =
= 25,8 мл
Ответ: Р
2О5 следует растворить в 25,8 мл воды.
ЗАДАЧА 4. Какой объём водорода вьыделится при
взаимодействии 5,4 г алюминия с 200 г 12%-ного рас-
твора серной кислоты? Чеьму равны массовые доли вье-
ществ в полученном растьворе? Если в условии задачи имеетсья легкоузнаваемый
признак: указаны данные для обоих (или всех) реаги-

6.6. Задачи 219
рующих веществ, то в этомь случае вначале следует про-
вести анализ на «избыток — недостатрок». Для этого
нужно определить количьество (в моль) реагирующьих
веществ. Затем по уравнению реакции определить мо-
лярное соотношение этихь веществ и сделать выводь —
какое из них находится в недостатке. Именно по этой
величине (в моль!) ведутсья последующие расчёты. Решение. Определим массы и количьество вещества
для алюминия и серной кьислоты.
m(H
2SO 4) = ώ · m(раствора) = 0,12 · 200 = 24 г
ν(H
2SO 4) = m : М = 24 : 98 = 0,24 моль
(Всегда определяйте две значащие цифры после за-
пятой!)
ν(Аl) = 5,4 : 27 = 0,2 моль
Составим уравнение реьакции:
2Al + 3H
2SO 4 → Al 2(SO 4)3 + 3H 2 2 моль 3 моль
Из уравнения реакции виьдно, что молярные со-
отношения исходных вещесьтв 2 : 3, это означает, что
0,2 моль алюминия реагируюьт полностью с 0, 3 моль
серной кислоты, но этой кьислоты имеется только 0,ь24
моль, т. е. недостаток. Укажем количество вещеьства
серной кислоты (0,24 моль) в ьуравнении реакции и вы-
полним расчёт по коэффициентам:
0,16 моль ← 0,24 моль → 0,08 моль → 0,24 моль
2Al + 3H 2SO 4 → Al 2(SO 4)3 + 3H 2 2 моль 3 моль 1 моль 3 моль
Теперь можно ответить наь все вопросы задачи. Объь-
ём водорода рассчитатьь несложно, поскольку мы уьже
определили количествоь (моль) этого вещества.

220 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
ЗАДАНИЕ. Рассчитайте объём водоьрода.
Для того чтобы определитьь массовые доли раствоь-
рённых веществ, нужно установить, какие вещесьтва рас-
творимы. В данном случаеь — это серная кислота и сьоль.
Но серная кислота встуьпила в реакцию полностьью.
Массу соли рассчитайтье по количеству вещестьва её. Массу полученного раствьора всегда следует рассчи-
тывать по формуле:
m(полученного раствора)ь = m(исходного раствора) + + m(добавленных веществ) – m(гьаза или осадка)
В данном случае:
m(полученного раствора)ь = m(исходного раствора) + + m(растворённого Al) – m(Н
2)
Обратите внимание : следует добавить не ту массьу
алюминия, которую добаьвили в раствор, а толькоь ту,
которая вступила в реакцию:
m(Аl) = 0,16 моль · 27 г/моль = 4,32 г
ЗАДАНИЕ. Рассчитайте массу расьтвора, предвари-
тельно рассчитав массьу водорода. Теперь рассчитаем масьсовую долю соли в получьен-
ном растворе:
m(соли)
ώ(соли) = = 27,36 : 204,2 = 0,134 (13ь,4 %)
m(раствора)
Ответ: массовая доля сульфатаь алюминия равна
13,4 %, а объём водорода 5,4 литьра. Анализ на «избыток — недоьстаток» позволяет уста-
новить и качественный, иь количественный составь ре-
акционной смеси. Особенньо важен этот анализ в слуь-
чае, когда могут получаьться кислые или осно´ вные соли.

6.6. Задачи 221
ЗАДАЧА 4. Установить состав и масьсу солей, если
в раствор, содержащийь 28 г КОН, пропустить: а) 15 л
СО
2; б ) 10 л СО 2; в) 2,5 л СО 2.
При решении подобных задьач следует учитывать,
что при взаимодействьии щелочей с многоосновьными
кислотами или их ангидрьидами могут получатьсья как
средние, так и кислые соьли. В данном случае, если мьо-
лярное соотношение комьпонентов 1 : 1, то образуется
кислая соль:
КОН + СО
2 → КНСО 3
А если щёлочь в избытке (2 : 1) и более, то получа-
ется средняя соль:
2КОН + СО
2 → К 2СО 3 + Н 2О
Поэтому вначале нужно раьссчитать количество вье-
щества обоих компонентьов:
ν(КОН) = 28 : 56 = 0,5 моль
а) ν(СО
2) = 15 : 22,4 = 0,67 моль
б) ν(СО
2) = 10 : 22,4 = 0,45 моль
в) ν(СО
2) = 2,5 : 22,4 = 0,11 моль
В первом случае (а) ν(СО
2) > ν(КОН), поэтому об-
разуется только кислая сольь:
0,5 моль (0,67 моль)
КОН + СО 2 → КНСО 3
В этом случае углекислый гьаз находится в избытке,ь
а его избыток не может рьеагировать с солью дальшье.
Значит, образуется только кислая сольь в количестве
0,5 моль (считаем по «недоьстатку»).

222 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
В случае (в) ν(СО 2) < ν (КОН), т. е. когда КОН в из-
бытке, происходят обе реакциьи. Легко видеть, что
0,11 моль СО
2 полностью прореагирует с 0,11 · 2 =
= 0,22 моль КОН. Поэтому, фактически, идёт толькоь
вторая реакция:
(0,5 моль) 0,11 моль → 0,11 моль
2КОН + СО
2 → К 2СО 3 + Н 2О
и образуется только средняя соьль К
2СО 3 в количестве
0,11 моль. Во случае (б) идут обе реакции:
(0,5 моль) 0,45 моль → 0,45 моль
КОН + СО 2 → КНСО 3
Здесь остаётся в избыткье 0,5 – 0,45 = 0,05 моль КОН,
который вступает в слеьдующую стадию процессьа:
0,05 моль (0,45 моль) → 0,05 моль
КОН + КНСО 3 → К 2СО 3 + Н 2О
В этой реакции остаётся ь0,45 – 0,05 = 0,4 моль
КНСО
3, и образуется 0,05 моль К 2СО 3.
Смотри также Самоучиьтель 1, раздел 4.
ВЫ В О Д Ы по главе 6
Важнейшими классами неьорганических соеди-
нений являются оксиды, кьислоты, основания, соли.
Между ними существует тесная генетическаья связь.
Каждому оксиду соотвьетствует гидроксид (основаниье
или кислородсодержащаья кислота), который имеьет
аналогичные свойства. Кьаждой соли соответстьвует
определённая кислота и ьоснование.

ВОПРОСЫ и УПРАЖНЕНИЯ к главе 6
1. Классифицируйте и назоьвите эти известные ве-
щества:
• поваренная соль — NaCl
• питьевая сода — NaHCO
3
• стиральная сода — Na 2CO 3
• кристаллическая содаь Na 2CO 3 · 10Н 2О
• песок — SiO
2
• каустическая сода — NaOH
• мел, мрамор, известнякь — CaCO
3
• калийная селитра — KNO 3
• угарный газ — CO
• силикатный клей — Na
2SiO 3
• негашёная известь — CaO
• гашёная известь, известьковая вода — Ca(OH)
2
• ляпис — AgNO 3
• поташ — K 2CO 3
• углекислый газ — CO 2
• аммиачная селитра — NH 4NO 3
• нашатырь — NH 4Cl
• вода — H
2O
• нашатырный спирт — NH
4OH
• сернистый газ — SO
2
Запомните эти формулы и ньазвания!
2. С какими из перечислеьнных ниже веществ: • гидроксид натрия;
• соляная кислота;
• вода;
• оксид кальция;
• гидроксид цинка;
• оксид серы (VI)

224 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
будут реагировать:
а) оксид алюминия;
б) карбонат натрия;
в) оксид меди;
г) азотная кислота?
3. Закончить уравнения теьх реакций, которые воз- можны:
а) оксид железа (III) + сернаяь кислота →
б) углекислый газ + гидроксиьд бария →
в) оксид цинка + азотная киьслота →
г) негашёная известь + гидроьксид калия →
д) сернистый газ + соляная кьислота →
е) оксид цинка + гидроксидь калия →
ж) оксид железа (II) + вода →
з) оксид бария + вода→
Если процесс невозможен, пояснить почему.
4. С какими веществами рьеагирует соляная кислота: • магний,
• медь,
• оксид алюминия,
• оксид серы (IV),
• гидроксид железа (III),
• сульфат калия,
• карбонат цинка,
• сульфид натрия.
Составить уравнения вьозможных реакций.
5. С какими из перечислеьнных ниже веществ будет реагировать раствор щёьлочи:
• оксид фосфора (V);
• оксид меди;

Вопросы и упражнения к голаве 6 225
• оксид алюминия;
• фосфорная кислота;
• гидроксид кальция;
• гидроксид алюминия;
• силикат калия;
• карбонат кальция;
• сульфат хрома?
Будет ли с этими же вещесьтвами реагировать гидь-
роксид меди (II)? Составьить уравнения возмож-
ных реакций.
6. Как: а) исходя из натрия, получьить гидроксид натрия;
б) исходя из железа, получьить гидроксид железа;
в) исходя из меди, получитьь гидроксид меди;
г) исходя из серы, получитьь серную кислоту?
Составить уравнения неьобходимых реакций.
7. Классифицировать соли: • CuSO
4 · 5H 2O,
• NaH
2PO 4,
• (NH
4)2Cr 2O7,
• (CuOH)
2CO 3,
• NH
4NO 2,
• KAl(SO
4)2,
• NaHSO
3,
• CaOCl
2,
• Ca(HCO 3)2,
• K
3[Fe(CN) 6],
• ZnS.
8. Составить уравнения рьеакций получения: а) фосфорной кислоты,
б) углекислого газа (три ьспособа),

226 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
в) нитрата аммония,
г) гидроксида калия (триь способа),
д) фосфата кальция,
е) кремниевой кислоты,
ж) гидроксида алюминияь.
Задания ЕГЭ
9. Установить соответствьие между названием вещье-
ства и классом (группоьй) неорганических соедиь-
нений, к которому оно прьинадлежит (собраны
примеры из нескольких ваьриантов):
НАЗВАНИЕ
ВЕЩЕСТВА КЛАСС (ГРУППА)
СОЕДИНЕНИЙ
а) гидроксохлорид
цинка;
б) угарный газ;
в) хлорат натрия;
г) гидрокарбонат
свинца (II);
д) дихромовая
кислота;
е) соляная кислота;
ж) гидроксид
бериллия;
з) перманганат калия;
и) оксид хрома (III);
к) гашёная известь;
л) мрамор;
м) пищевая сода. 1) бескислородная
кислота;
2) несолеобразующий
оксид;
3) средняя соль;
4) кислород-
содержащая кислота;
5) амфотерный
гидроксид;
6) осно´вный гидроксид;
7) щёлочь;
8) кислая соль;
9) осно´вная соль;
10) кислотный оксид;
11) амфотерный оксид.
Составьте формулы этих соединениьй.

Вопросы и упражнения к голаве 6 227
10. Установить соответствьие между формулой веще-ь
ства и классом (группоьй) неорганических соедиь-
нений, к которому оно прьинадлежит (собраны
примеры из нескольких ваьриантов):
ФОРМУЛА
ВЕЩЕСТВА КЛАСС (ГРУППА)
СОЕДИНЕНИЙ
а) NH
3
б) Fe(OH) 2
в) NaAlO 2
г) HClO
д) CO
е) NaAl(SO
4)2
ж) B 2O3
з) FeOHCl
и) NO
2
к) КСNS
л) K
3[Fe(CN) 6] 1) бескислородная
кислота;
2) двойная соль;
3) амфотерный оксид;
4) кислая соль;
5) осно´вный гидроксид;
6) кислотный оксид;
7) средняя соль;
8) кислородсодержащая
кислота;
9) осно´вная соль;
10) амфотерный
гидроксид;
11) несолеобразующий
оксид;
12) комплексная соль.
Назовите эти соединениья.
11. Установить соответствьие между формулой и на- званием вещества:
НАЗВАНИЕ
ВЕЩЕСТВА ФОРМУЛА
ВЕЩЕСТВА
а) хлорная известь; 1) (CuOH)
2CO 3
б) бертолетова соль; 2) FeS 2

228 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
в) малахит;3) NaOH
г) пирит; 4) N
2O
д) железный купорос; 5) CuSO
4·5H 2O
е) каустическая сода; 6) KClO
3
ж) веселящий газ; 7) Na 2CO 3·10H 2O
з) питьевая сода; 8) CaOCl
2
и) медный купорос. 9) NaHCO 3
10) FeSO 4 · 7H 2O
12. Установить соответствьие между формулой кис- лоты и соответствующегьо этой кислоте оксида:
ФОРМУЛА ФОРМУЛА
КИСЛОТЫ ОКСИДА
а) H
2SO 3 1) SO 3
б) H2SO 4 2) SO 2
в) H 2S2O7 3) S 2O7
г) H 2SiO 3 4) S 2O
5) SiO
2
6) SiO
13. Среди перечисленных вещеьств гидроксидами являются:
а) Fe(OH)
3
б) Н 2О
в) Н
2О2
г) HClO
д) FeOHCl
е) СsОH
14. При растворении оксидьа в воде нельзя получить две кислоты:
1) пирофосфорную,

Вопросы и упражнения к голаве 6 229
2) плавиковую,
3) угольную,
4) кремниевую,
5) азотную.
15. Среди перечисленных вещеьств средними солями являются:
а) NаNO
2
б) ClCH 2СООН
в) (NH
4)2Cr 2O7
г) С
2Н5NO 2
д) C
6H5СООК
е) (CuOH)
2CO 3
16. В ряду гидроксосоединеьний (гидроксидов)
NаОН → Аl(ОН)
3 → (НО) 2SО → (НО) 2SО 2
1) уменьшаются осно ´
вные свойства и растуть кис-
лотные;
2) усиливаются осно´вные свойства;
3) осно´ вные свойства не изменяьются с ростом
степени окисления центрьального атома;
4) кислотные свойства осльабевают.
17. При взаимодействии сь каким веществом гидроь- карбонат калия превраьщается в карбонат калиья?
1) NаОН
2) Fe(OH)
3
3) СаСО 3
4) СО
2
18. Для получения дигидрофоьсфата кальция средний фосфат следует обработать:
1) серной кислотой;
2) угольной кислотой;

230 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
3) водой;
4) гидроксидом кальция.
19. Оксид фосфора (V) взаимодьействует с каждым из двух веществ:
1) гидроксид бария и соьляная кислота;
2) гидроксид аммония и циьнк;
3) вода и оксид стронцияь;
4) оксид азота (III) и оксиьд цинка.
20. Из предложенного спискаь выберите два оксида, которые реагируют с угьлекислым газом:
1) Li
2O
2) SO
2
3) NO
2
4) Al
2O3
5) ВаО
21. Из предложенного спискаь выберите два веще- ства, которые могут реаьгировать с гидроксони-
тратом меди (II):
1) CaCl
2
2) CuO
3) MgSO
4
4) КОН
5) Н
2SO 4
22. Щёлочь и соль образуютсья при взаимодействииь: 1) СаСl
2 и NаОН
2) СаСО
3 и NаОН
3) Са(ОН)
2 и К 2СО 3
4) Са
3(РО 4)2 и NаОН
23. К раствору гидроксидьа натрия массой 1200 г прибавили 490 г 40%-ного расьтвора серной кис-

Вопросы и упражнения к голаве 6 231
лоты. Для нейтрализации поьлученного раство-
ра потребовалось 143 г крьисталлической соды.
Рассчитайте массовуюь долю щёлочи в исходном
растворе.
24. 8,4 г карбоната магния расьтворили в 250 мл 15%- ного раствора серной кьислоты (ρ = 1,1 г/мл). Вы-
числить массовую долюь соли в полученном рас-
творе.
25. Какую массу фосфора нужьно сжечь в кислоро- де, чтобы, растворив поьлученный оксид в 1000 г
50%-ного раствора ортофоьсфорной кислоты, по-
лучить 75%-ный раствор этоьй кислоты?
26. В 120 г 18%-ной ортофосфорной ькислоты рас- творили 5,68 г оксида фосфоьра (V), полученный
раствор прокипятили.ь Какая соль и в каком коь-
личестве образуется, если к полученномьу раство-
ру добавить 50 г едкого наьтра?
27. Через 100 мл 1,48%-ного раствоьра сульфата меди (II) (ρ = 1,08 г/мл) пропущено 320 мл (н. у.) серо-
водорода. Рассчитать мьассу полученного осадкьа
и массовую долю сернойь кислоты в полученном
растворе.
28. 5,6 л (н. у.) углекислого газа пропуьстили через 164 мл 20%-ного раствора гидьроксида натрия
(ρ = 1,22 г/мл). Определить состаьв и массовые
доли веществ в полученньом растворе.
29. Смешали 100 мл 30%-ного растьвора хлорной кис- лоты (ρ = 1,15 г/мл) и 300 мл 20%-ного раствьора
гидроксида натрия (ρ = 1,22 г/мл). Сколько мл

232 Глава 6. Основные классы неорганических соединений
воды нужно добавить к поьлученной смеси, чтобы
массовая доля соли в неьй составила 8 %?
30. Смесь гидросульфата и сьульфата натрия с мас- совой долей гидросульфаьта в ней 45,8 % может
вступить в реакцию с 80 гь 5%-ного раствора ги-
дроксида натрия. На исхьодную смесь подействоь-
вали избытком растворьа гидроксида бария. Найь-
ти массу полученного осьадка.
31. К 100 г 24,5%-ного раствора сеьрной кислоты до- бавили 200 г 5%-ного раствоьра гидроксида на-
трия. Определить средуь раствора и массовую
долю соли натрия в нём.
32. Какую массу натрия нужьно растворить в 200 мл 10%-ного раствора гидрокьсида натрия (плотность
ρ = 1,11 г/мл), чтобы концентрация вещесьтва
в растворе возросла дьо 30 %?
33. Какую массу карбонатьа кальция следует добавить к 600 г 31,5%-ного раствора азьотной кислоты,
чтобы массовая доля киьслоты в нём уменьшилась
до 10,5 %?
34. В 250 мл воды растворили 13,8 гь натрия, а затем добавили 400 г 10%-ного растьвора сульфата меди
(II). Определить массовуюь долю соли в получен-
ном растворе.
35. Определить массовую доьлю азотной кисло- ты в растворе, полученноьм смешением 200 мл
15%-ного раствора сернойь кислоты (ρ = 1,2 г/мл)
и 150 мл 10%-ного раствора ниьтрата бария ( ρ =
= 1,04 г/мл).

Вопросы и упражнения к голаве 6 233
36. В каком отношении (по маьссе) следует смешать
5%-ные растворы серной киьслоты и гидрокси-
да калия для получения ьнейтрального раствора
соли? Определить массовьую долю соли в полу-
ченном растворе.

Глава 7. Э Л Е КТ Р ОЛИТИЧЕСКАЯ
ДИССОЦИАЦИЯ И ИОННЫЕ
ПРОЦЕССЫ
7.1. История создания теории
электролитической диссоциации
В XIX веке широко проводьились исследования элекь-
тропроводности простьых и сложных веществ, а такжье
их смесей. Было установлено, что существьует целый ряд
сложных веществ, которые ьв сухом или безводном сьо-
стоянии не проводят элеьктрический ток. В то жеь время
было обнаружено, что расьтворы и расплавы этих же вье-
ществ электропроводны. Фарадей
* предложил назвать
эти вещества электролитьами. Причина электропроьвод-
ности растворов электрьолитов оставалась тайьной. 26 мая 1884 года в Упсальском университетье состо-
ялась ничем не примечатьельная защита диссертаьции
на тему: «Исследования гьальванической проводиьмости
электролитов». Авторомь работы был 25-летний учёный
* Фарадей Майкл (22.09.1791–25.08.1867) — английский фиьзик
и химик, член Лондонскогоь королевского обществаь. Родился
в Лондоне. Учился самостоятельно. Мьножество открытий в обь-
ласти химии и физики. Впеьрвые получил жидкий хлорь, H
2S,
CO
2, NH 3, NO 2, HF, HBr, HI, этилен. Открыл (1825) бензол.
Первым начал исследоватьь (1826) натуральный каучук. Один
из пионеров исследоваьния каталитических реаькций. Устано-
вил (1833) количественные заьконы электролиза. Ввёл поняьтие
диэлектрической прониьцаемости.

7.1. История создания теории электролитической диссоциации 235
Сванте Аррениус *. Хотя за эту работу соиьскателю была
присуждена степень доьктора философии, однакоь Уп-
сальский университет ьне хотел себя компромеьтировать
официальным приглашениемь в свои стены автора «сьу-
масшедшей идеи». Аррениус не смог в этот год стать
доцентом уважаемого уньиверситета, ибо в своьей дис-
сертации он выдвинул «суьмасшедшую идею» о томь, что
электролиты в раствореь самопроизвольно распьадаются
на активные частицы и поэьтому проводят электриьче-
ский ток. В 1887 году Аррениус опубликовал статью, в кьото-
рой предложил всесторьонне обоснованную теорьию
электролитической дисьсоциации. В основе её было
следующее. 1. Электролиты в раствораьх состоят из частично диссоциированных молекуьл, число которых ра-
стёт при разбавлении рьастворов.
2. Образующиеся при диссьоциации молекул ионы определяют специфичеськие физические и хими-
ческие свойства растьворов электролитов.
3. В бесконечно разбавленньых растворах молекулы электролитов существуюьт только в виде ионов.
* Аррениус Сванте Август (19.02.1859–2.10.1927) — шведский
фи зикохимик, член Королевьской шведской Академиьи наук.
Окончил Упсальский ун-т (1878). Работаьл в множестве ун-тов,
в том числе в Риге (1886, лабоьратория Вильгельма Ф. Оствальда)
и в Амстердаме (1888, лаборьатория Якоба Х. Вант-Гоффа). Один
из основоположников фиьзической химии. В 1884 выскьазал
идею об электролитичеськой диссоциации, нашёл раьзнообраз-
ные зависимости междуь химическими свойстваьми растворов
электролитов и их провоьдимостью, объяснил смысль поправоч-
ного коэффициента i , введённого Вант-Гоффом. Разработал те-
орию гидролиза солей. Ввьёл понятие энергии активьации. Вывел
множество других законьомерностей. Нобелевская премия по хи-м
мии (1903).

236 Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы
4. Соединение в раствореь тем более активно, чемь
больше оно диссоциировьано на ионы.
Эта теория объясняла очьень многие свойства расьтво-
ров электролитов, и в 1903 гьоду её автор был удостоьен
Нобелевской премии поь химии «в признание особого
значения теории электролмитической диссоциацими для
развития химии».
7.2. Научные основы теории
электролитической диссоциации
Если постараться выделиьть суть этой теории одноьй
фразой, то эта фраза звуьчит так:
электролиты в раствораях распадаются на ионы.
Именно это, с современнойь точки зрения очевидноье
положение, вызвало бурюь критики со стороны самьых
маститых учёных, таких какь Менделеев. Было непонят-
но, почему ионы отрываються друг от друга; что меьшает
полученным ионам притяньуться друг к другу? Кромье
того, оппоненты утверждьали, что этот процесс невьоз-
можен, так как для термьической диссоциации NaClь
требуется нагреть это веществьо почти до 800 °C. Откуда
у холодной воды берётся ньеобходимая для диссоциьации
энергия? Теоретические исследоьвания тех лет подсказывьали,
что на диссоциацию 1 мольь NaCl требуется затратить
около 800 кДж энергии. Это означает, что при растворении 1ь моль этой соли
(58,5 г) в 1 литре воды темперьатура раствора должнаь
понижаться на 200 градусов (!). Но этого не происхоь-
дит, значит, одновременно в ходе диьссоциации выде-
ляется теплота.

7.2. Научные основы теории электролитической диссоциации 237
Вопрос. За счёт какого процессаь при растворении вы-
деляется теплота?
Парадоксально, но факт — ьответ можно найти в раь-
ботах самого Менделееваь. Именно он создал гидрат-
ную теорию растворов, в кьоторой рассматривалоьсь
образование гидратов как продуктов взаимоьдействия
растворяемого вещестьва и растворителя. В ходе такого
взаимодействия (гидратации) и выделяется теплота .
Логично было предположиьть, что подобный про-
цесс происходит и для иьонов. Эта теория была выдьви-
нута русским учёным Каблуковым
* и подтверждена экс-
периментально. С учётомь этой теории процесс раьство-
рения и диссоциации элекьтролита можно предстаьвить
следующим образом: • растворяемое веществьо гидратируется, т. е. взаи-модействует с молекулами воды, в рьезультате чего
выделяется теплота;
• эта теплота расходуется на дробление (растьворение) вещества и его диссоциаьцию (распад на ионы);
• полученные ионы тоже гидрьатируются, т. е. вокруг них образуется достаточно плотньая гидратная обо-
лочка;
• за счёт гидратации ионоьв выделяется значитель-ь ное количество теплотьы:
Е
гидратации (Na +) = 456 кДж/моль
Е
гидратации (Cl –) = 322 кДж/моль
* КАБЛУКОВ Иван Алексеевич (2.09.1857–5.05.1942) — совет-
ский физикохимик. Окончьил Московский ун-т (1880). Рабьо-
тал в области электрохимьии неводных растворов. Ввьёл пред-
ставление о сольватацииь (гидратации) ионов. Положьил нача-
ло сближению физическоьй и химической теорийь растворов.

238 Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы
Кроме того,
• гидратные оболочки, котьорые образуются в ре- зультате гидратации, не тольько препятствуют сблиь-
жению ионов, но и сущестьвенно уменьшают силу
притяжения их.
Дело в том, что полярные растворители имеют вьы-
сокое значение диэлектьрической проницаемосьти ( ε),
которая показывает, во сколько раз уменьшаьется при-
тяжение заряженных частьиц в данной среде по сраьвне-
нию с вакуумом:
ε(Н
2О) = 81
ε(С
2Н5ОН) = 26,8
ε(С
6Н6) = 4,5
Вопрос. В каком растворителе —ь воде, спирте или бен-
золе — наиболее вероятьен процесс электролитичьеской
диссоциации?
Важно отметить, что без гидратации ионов прмоцесс
диссоциации невозможмен. Поэтому становится поньятной современная трак-
товка теории электролитическяой диссоциации. 1. Электролиты под действьием полярных молекул растворителя способны диссоциироваьть на ионы
и, вследствие этого их раьстворы проводят элек-
трический ток.
2. Под действием внешнегоь электрического поля положительно заряженныеь ионы двигаются к ка-
тоду и называются «катионы», а отрицательно
заряженные ионы направляьются к аноду и на-
зываются «анионы».
3. Число катионов и анионоьв может быть различ- ным, но их суммарный зарядь всегда равен нулю.
4. Процесс диссоциации обрьатим.

7.3. Электролитическая диссоциация соединений различных классов 239
Таким образом, электролиты — это вещества, спо-
собные в растворах или ряасплавах диссоциировать
на ионы, и вследствие этого ихя растворы или расплавы
проводят электрическийя ток.
К электролитам относяться основания, кислоты и
соли. Большинство органическьих соединений, кото-
рые не являются кислотаьми или солями, являютсяь не-
электролитами, например спирты, углевьоды. Заметьте,
хотя сахароза (углевод) иьли глицерин (спирт) очень хьо-
рошо растворяются в вьоде, их водные растворы эльек-
трический ток не провьодят, поскольку и спирт и саьхар
не диссоциируют на ионы.ь
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Электролитом являетсяь каждое из
двух веществ: 1) глюкоза и этиловый спирьт,
2) ацетат натрия и гидрокьсид калия,
3) уксусная кислота и бензол,
4) сахар и поваренная сольь.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Электрический ток проьводят:
1) спиртовой раствор иьода,
2) расплав парафина,
3) расплав ацетата калияь,
4) водный раствор глюкозьы.
7.3. Электролитическая диссоциация
соединений различных классов
Электролиты бывают сильными (неассоциирован-
ные) и слабыми (ассоциированные). Сила электроли-
та — это способность его рьаспадаться на ионы. Так,

240 Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы
в растворах сильных электролитов практически отсут-
ствуют молекулы, вещество находится в иьонизирован-
ном (неассоциированном)ь состоянии. В этом случаеь
степень диссоциации разбавленных растворов сильных
электролитов α = 1 (или близка к этой величьине):
α = n
,
N
где
n — число молекул, распавьшихся на ионы; N —
общее число молекул элекьтролита в растворе. Для слабых электролитов α < 0,05, т. е. в разбавлен-
ных растворах слабых электроьлитов число распавшихсья
молекул не превышает 5 %. В растворах таких вещеьств
очень мало ионов по сравнению с общим чиьслом раство-
рённых молекул электролитаь. Обратите внимание, чтоь в обоих случаях речь идёьт
о разбавленных растворах, поскольку α зависит от раз-
бавления: в концентрироьванном растворе даже оьчень
сильного электролита очеьнь мало молекул растворьи-
теля. А именно молекулы раьстворителя являются при-
чиной диссоциации. Тем не менее важно отметьить, что сила электролита
никак не связана с его рмастворимостью . Так, в растворах
плохо растворимых солейь (BaSO
4, CaCO 3) существу-
ют только ионы, посколькуь растворы таких веществь
чрезвычайно разбавленьы. Значит, эти соли — сильные
электролиты. И наоборот, даже в очень разбавленьном
растворе сероводороьда, аммиака, уксусной кислоты
преобладают молекулы. Пьоэтому при составленииь ион-
ных уравнений реакций
химические формулы слабых электролитовя записы-
вают в виде молекул.
Более точно силу электроьлита можно оценить при
помощи константы диссоьциации. Дело в том, что диьс-

7.3. Электролитическая диссоциация соединений различных классов 241
социация — процесс обраьтимый, а это значит, что
в растворе электролитаь устанавливается равновьесие:
АВ →
← А
+ + В –
Константа равновесия ьравна:

+] · [В –]
К = .
[AB]
Для разбавленных растворьов сильных электроли-
тов константа равновеьсия не вычисляется, поськольку
[AB] = 0 (молекул в таком расьтворе нет). А для прочих
электролитов значение кьонстанты позволяет сраьвнить
их силу (табл. 7). Процесс диссоциации слаьбых электролитов — про-
цесс обратимый, поэтомуь зависит от различных факь-
торов: разбавления, нагьревания, реакции среды ьи при-
сутствия одноименногоь иона. Степень диссоциацьии
слабых электролитов возрьастает при разбавлениьи и на-
гревании и уменьшаетсяь под действием одноимьенного
иона, например добавлеьнии соли этой же кислотыь, со-
гласно принципу Ле-Шательеь.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Степень диссоциации укьсусной
кислоты СН
3СООН в водном растворе увеьличится,
если: 1) интенсивно перемешатьь этот раствор,
2) добавить в раствор аьцетат натрия СН
3СООNa,
3) разбавить раствор СНь
3СООН водой,
4) увеличить концентрациюь СН
3СООН
Напоминаем: диссоциация СН
3СООН происходит
так:
СН
3СООН →
← СН 3СОО – + Н +

242 Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы
Вопрос: как сместится равновьесие, если увеличить коьн-
центрацию СН
3СОО –? (См. главу 4.2.)
Сила электролита в первую очередь зависит от типа
химических связей в молекуле. Так, если в веществе
имеется ионная связь, то именно она будет раьзрушать-
ся в первую очередь. Такие вещества будут сьильными
электролитами.
Кислоты — это электролияты, при диссоциации котоя-
рых в качестве катиона образуются только ионы Н
+.
Поскольку в молекулах киьслот имеются только поь-
лярные ковалентные связиь, то, во-первых, среди кислот
есть сильные и слабые электьролиты, во-вторых, много-
основные кислоты диссоциьируют ступенчато. Так, к сильным кислотам относят галогеноводорьод-
ные кислоты (кроме HF), а таькже азотную, серную и неь-
которые другие кислотыь (табл. 7).
Таблица 7
Классификация кислот по сяиле
Электролиты
Сильные Средние Слабые
HClO 4 HMnO 4 HNO 3 HBr HI
H
2SO 4
Н3РО 4 H2SO 3 HF HNO
2 H2CO 3 H2S
H
2SiO 3
К слабым кислотам относят угольную, азотиьстую,
сероводородную, кремьниевую. Фосфорную и серьни-
стую кислоты относят кь электролитам средней силы.

7.3. Электролитическая диссоциация соединений различных классов 243
Такое деление не лишено фоьрмализма, так как сила
кислоты определяется не только её составом, оьснов-
ностью, степенью окислеьния центрального атома,
но и стадией диссоциациьи её. Рассмотрим последьний
фактор на примере фосфоьрной кислоты.
Н
3РО 4 → Н + + Н 2РО 4–
Н2РО 4

← Н + + НРО 42–
НРО 4 2–

← Н + + РО 43–
Вопрос. Какой из этих процессоьв идёт в бо´льшей сте-
пени, т. е. какие ионы образуються в бо´льшей степени:
Н
2РО 4 –, НРО 42– или РО 43–?
Задание ЕГЭ. Какие суждения о диссьоциации кис-
лот в водных растворах веьрны? А. Кислоты в воде диссоциьируют с образованиемь
в качестве катиона тоьлько иона Н
+.
Б. Среди анионов, образуьющихся при диссоциа-
ции кислот, могут присутствоватьь разные кислотные
остатки.
Разумеется, верны оба сьуждения.
Поскольку отрыв катионаь от двухзарядного анионьа
в высшей степени затруьднён (более реальным кажеться
обратный процесс), то поьследний процесс практиьче-
ски не происходит. Этот вывод подтверждаьет табл. 8. Прежде чем обратитьсяь к этой таблице, рассчитьаем,
чему равна константа дьиссоциации для одноосноьвной
сильной кислоты (α > 0,3):
K = [H
+] · [An –]

[HA n
]

244 Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы
Таблица 8
Константы диссоциации раязличных кислот
Кислоты HAn An – Константа
диссоциа- ции
Сильные
Хлорная HClO 4 ClO 4– 108
Марганцевая HMnO 4 MnO 4– 108
Азотная
HNO 3 NO 3– 103
Иодоводородная HI I – 103
Бромоводородная HBr Br – 103
Хлороводородная HCl Cl – 103
Серная (1)
H 2SO 4 HSO 4– > 1
Средней силы
Сернистая(1) H 2SO 3 HSO 3– 1,5·10 –2
Серная (2)
HSO 4– SO 42- 1,2·10 –2
Ортофосфорная (1) Н 3РО 4 Н2РО 4– 7,5·10 –3
Азотистая
HNO 2 NO 2– 4,6·10 –4
Фтороводородная HF F – 3,5·10 –4
Слабые
Угольная (1) H 2CO 3 HCO 3– 4,3·10 –7
Сернистая (2) HSO 3– SO 42- 1·10 –7
Сероводородная (1) H 2SHS – 9,1·10 –8
Ортофосфорная (2) Н 2РО 4– НРО 42- 6,2·10 –8
Хлорноватистая HСlO ClO – 3,2·10 –8
Угольная (2) HCO 3– CO 32- 5,6·10 –11
Сероводородная (2) HS – S2- 1,1·10 –12
Ортофосфорная (3) НРО 42 PO 43- 2,2·10 –13
Вода
Н 2ОOH – 1,8·10 –16

7.3. Электролитическая диссоциация соединений различных классов 245
Уравнение диссоциации этьой кислоты можно изо-
бразить так:
HAn →
← H
+ + An –
Примем число молекул в ьрастворе за 1, если стеьпень
диссоциации этой кислотьы равна α, то образуется α ио-
нов H
+ и α ионов An –. При этом в растворе осьтанется
(1 – α) молекул.
K = α · α
= α
2
.
(1 – α) (1 – α)
Таким образом, для:
• α = 0,3 (электролит средней сиьлы) получаем К =
= 0,13
• α = 0,01 (слабый электролит) — К = 1 · 10
–4
Обратимся к табл. 8 и опрьеделим силу перечислеьн-
ных выше кислот и их анионоьв. Таким образом, сила электролита , т. е. способность
его диссоциировать на мионы, зависит от: • степени полярности свьязей в молекуле;
• стадии, по которой прьоисходит диссоциация;
• степени окисления центрьального атома: чем она выше, тем сильнее проявльяются кислотные свой-
ства.
Вопрос. Зная, что чем больше стьепень окисления цен-
трального атома, тем боьльше степень поляризациьи
связей (при прочих равьных условиях), предположитеь,
какая кислота более сиьльная: а) азотная или азотистая;
б) серная или сернистая?

246 Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. В ряду Sc → Ti → V → Cr
1) увеличивается число эньергетических уровней
в атомах,
2) усиливаются металличеськие свойства гидроксьи- дов,
3) уменьшается высшая стеьпень окисления элемен- тов,
4) возрастает кислотносьть высших гидроксидов.
Ступенчатая диссоциаьция характерна и для слабых
оснований. В отличие от ькислоты — это нерастворимые
вещества, поэтому в расьтвор переходит ничтожьное ко-
личество ионов. Тем не менее диссоциацияь происходит
по той же схеме:
Ве(ОН)
2 →
← ВеОН + + ОН –
ВеОН + →
← Ве 2++ ОН –
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Заряд аниона, образующьегося на
второй стадии диссоциьации гидроксида хрома (ьIII),
равен: 1) –1
2) –2
3) –3
4) +3
Щёлочи как сильные электрьолиты, построенные по
ионному типу, диссоциируют сразу, образуя катионы
металла и анионы ОН
–.
Вопрос. Как вы полагаете, к какоьй группе электролитов
(по силе) относится болььшинство солей? Почему? Большинство солей являюьтся ионными соединени-
ями. Таковыми являются все соли кислородсодержаь-
щих кислот и соли аммониья. У солей бескислородньых

7.3. Электролитическая диссоциация соединений различных классов 247
кислот ионная связь возьникает, если между катионом
и анионом ∆χ > 1,8. Перечисленные соли относятся
к сильным электролитам, поэтому такие средниеь соли
диссоциируют в разбавьленных растворах практичьески
полностью:
III II
Fe 2(SO 4)3 → 2Fe 3+ + 3SO 42–
Обратите внимание:
заряд иона по величине рамвен
валентности атома илим группы атомов. Кислые соли могут диссоциироьвать ступенчато, если
полученный на первой стьадии анион соответствьует
сильному электролиту илиь электролиту средней сиьлы:
NaHCO
3 → Na + + HCO 3–
остаток
слабого
электролита, дальней-
шая диссоциация
почти не идёт
(см. табл. 8).
NaH 2PO 4 → Na + + H 2PO 4–
остаток электролита
средней силы, даль-
нейшая диссоциация
идёт в заметной
степени (см. табл. 8).
H2PO 4 –

← Н + + НРО 42-
ЗАДАНИЕ ЕГЭ.
В каком из растворов сь одинаковой
молярной концентрацией ьсодержание фосфат-ионоьв
наибольшее: 1) NaH
2PO 4
2) Na 2HPO 4

248 Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы
3) H 3PO 4
4) Na 3PO 4
Аналогично должны диссоциьировать основные соли.
Но поскольку щёлочи (сильныье и растворимые осно-
вания) построены по ионньому типу, то их основные
соли диссоциируют в одьну стадию:
Ва(ОН)Cl → Ва
2+ + ОН – + Cl –
Двойные и смешанные соли тьоже образуют в рас-
творе смесь ионов метаьллов и кислотных остаткоьв так,
словно в раствор попальи соответствующие среьдние
соли:
СаОCl
2 → Са 2+ + ОCl – + Cl –
КAl(SO 4)2 → К ++ Al 3+ + 2SO 42–
7.4. Ионные реакции в растворах
Все вышеприведённые уравьнения диссоциации
показывают, что в растворах электрьолитов находятся
ионы, которые могут реагьировать друг с другом. Пьоэто-
му уравнения реакций, кьоторые происходят в раьстворе
электролитов, нужно сосьтавлять не только в молеьку-
лярном, но и в ионном видье. Для того чтобы составитьь молекулярно-ионное
уравнение реакции, необьходимо выполнить правильо:
в виде ионов записывают формулы сильных и раство-
римых электролитов.
Рассмотрим подробнееь алгоритм составления моле-
кулярно-ионных уравненимй реакций.

7.4. Ионные реакции в растворах 249
1. Составить схему реакьции обмена, для чего:
• определить валентностьь исходных атомов или групп и перенести их без изменения в правую часть
схемы:

I I III II III I I II
KOH + Al 2(SO 4)3 → Al(OH) + KSO 4
• составить химическиеь формулы полученных ве-
ществ по валентностям сьоставных частей:
I I III II III I I II KOH + Al
2(SO 4)3 → Al(OH) 3 + K 2SO 4
2. Расставить коэффициенты, считая атомы или груп-
пы в полученных и исходных соьединениях:
6KOH + Al
2(SO 4)3 → 2Al(OH) 3 + 3K 2SO 4
3. Определить, какие электьролиты являются силь-
ными, а какие — слабыми:
• вода — слабый электролит;
• соли — сильные электролиты;
• основания — сильные электролиты, если металл,ь
который входит в состаьв основания, находится
в ряду напряжений до магния; остальные основа-
ния — слабые электролиты;
• кислоты — сильные: HNO
3, H 2SO 4, HCl;
слабые: H
2CO 3, H 2SiO 3, HNO 2, H 2S —
(см. табл. 7 и 8).
4. Указать под химическимьи формулами соедине-
ний силу электролита, а для сильных электролитов —

250 Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы
определить по таблице рьастворимости их раствьори-
мость в воде:
KOH + Al
2(SO 4)3 → 2Al(OH) 3 + 3K 2SO 4
сильный сильный слаьбый сильный
р р молеькулы р
или другой вариант запьиси:
6KOH + Al
2(SO 4)3 → 2Al(OH) 3 + 3K 2SO 4
сила: + + – +
раство-
римость: + + молекулы +
5. Сильные и одновременно с этим растворимые элек-
тролиты записать в видье ионов, формулы остальных ве-
ществ — в виде молекул:
6KOH + Al
2(SO 4)3 → 2Al(OH) 3 + 3K 2SO 4
сильный сильный слаьбый сильный
р р н р
(ионы) (ионы) (молекьулы) (ионы)
Получаем:
6K
+ + 6OH – + 2Al 3+ + 3SO 42– →
→ 2Al(OH)
3 + 6K + + 3SO 42–
6. Зачеркнуть (сократитьь) одинаковые ионы и по-
лучить краткое молекулярно-ионное уравнение реакции :
6K
+ + 6OH – + 2Al 3+ + 3SO 4 2– →

→ 2Al(OH)
3 + 6K + + 3SO 42–
6OH – + 2Al 3+ →
2Al(OH) 3

7.4. Ионные реакции в растворах 251
или
Al
3+ + 3OH – → Al(OH) 3
Важно отметить, что реаькции ионного обмена идуьт
в сторону связывания ионов. Поэтому признаками осуще-
ствимости таких реакций служат: образование осадка,
газа или слабого электролита. В данном случае образовьался нерастворимый слаь-
бый электролит, т. е. реакция осуществима в растворе.
Часто в таком случае пиьшут и говорят:
реакция идёт до конца.
Это выражение не всегда ьверно, поскольку боль-
шинство ионных процессовь с теоретической точкьи
зрения обратимы, и напрьавление процесса зависьит
от условий. Например, при наьгревании идёт процесс:
CuS + H
2SO 4 → CuSO 4 + H 2S ,
так как выделяется газ, а при н. у. — обратная реакция: CuSO
4 + H 2S → CuS + H 2SO 4,
так как образуется осадок . В этом и многих других
случаях лучше говорить ьне об обратимости проьцесса,
а о его осуществимостиь.
ЗАДАНИЕ 7.1. Составить уравнения рьеакций в мо-
лекулярно-ионном виде иь сделать вывод, возможнаь ли
данная реакция в раствьоре, отметив признак этьой ре-
акции: а) гидроксид железа (III) + ьсерная кислота;
б) нитрат аммония + гидрьоксид бария;
в) хлорид алюминия + сульфаьт магния;
г) карбонат калия + хлоридь кальция.

252 Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы
Если реакция ионного обмьена осуществима, то её
можно записать в виде ькраткого молекулярно-иьонного
уравнения, которое явльяется своеобразным «пьаспор-
том» реакции такого виьда. Например, краткое мьоле-
кулярно-ионное уравнениье реакции нейтрализациьи
выглядит так:
Н
+ + ОН – → Н 2О
ЗАДАНИЕ 7.2. Какие молекулярные ураьвнения со-
ответствуют этому проьцессу:
а) H
2SO 4 + Ba(OH) 2 →
б) NH
4OH + HNO 3 →
в) H
2S + RbOH →
г) HCl + NaOH → ?
ЗАДАНИЕ 7.3. Проанализируйте уравьнения из за-
дания 7.2, используя правила, изложенные ниже.
Для того чтобы составитьь молекулярное уравнениье
реакции, соответствуюьщее данному ионному ураьвне-
нию, нужно выполнить следуьющие правила: • вместо иона Н
+ записать химическую фоьрмулу
сильной кислоты;
• вместо иона ОН
– записать химическую фоьрмулу
сильного основания (щёлочиь);
• вместо любого другого иона записать ьхимическую
формулу соответствуюьщей растворимой соли;
• составить необходимоеь молекулярное уравнениье реакции;
• записать полученное урьавнение реакции в моле- кулярно-ионном виде и уьбедиться, что оно соот-
ветствует заданному.

7.5. Понятие о водородном показателе (рН). Реакция среды 253
ЗАДАНИЕ 7.4. Записать в молекулярноьм и молеку-
лярно-ионном виде уравньения, соответствующиеь пред-
ложенным кратким молекуьлярно-ионным уравнениям:ь
а) H
+ + MgCO 3 → Mg 2+ + CO 2 + Н 2О
б) NH
4 + + OH – →
NH 4OH
в) Ca
2+ + PO 4 3– →
Ca 3(PO 4)2
7.5. Понятие о водородном показаРтеле (рН).
Реакция среды
Любой водный раствор соьдержит ионы Н + или ОН –
независимо от того, каькое вещество содержиться в рас-
творе. Дело в том, что воьда как слабый электролить дис-
социирует на ионы:
Н
2О →
← Н + + ОН –
Установлено, что в чистоьй воде равновесные кон-
центрации этих ионов равньы:
[H
+] = [OH –] = 10 –7 моль/л
Для того чтобы оценить содьержание ионов в любом
растворе, используют зьначение рН ( водородного пока-
зателя), который равен отрицатьельному десятичному
логарифму концентрации иьонов водорода
*:
рН = –lg[H
+]
Таким образом, значениеь рН чистой воды равно 7.
Раствор, у которого рН я= 7, называется нейтральяным.
* Логарифм (lg) — это величинаь, равная показателю стьепени при
основании 10. Например: lg 1ь00 = lg 10 2 = 2.

254 Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы
Если к такому растворуь добавить кислоты, то кон-
центрация ионов водорода увеличится; например,ь она
составит 10
–4 моль/л. В этом случае рН = 4.
Легко показать, что в сльучае избытка ионов водоромда
в растворе
pН < 7, среда кислая.
При добавлении щёлочи увеличивается концентьрация
ионов ОН
–, и одновременно уменьшаьется концентрация
ионов Н+. Дело в том, что для любогьо водного раствора
[H
+] · [OH –] = 10 –14
Поэтому, если концентрация ионовь ОН – составит
10 –3, то [H +] = 10 –11 , т. е.
рН > 7, среда щелочная.
Определить реакцию среьды конкретного растворьа
можно при помощи индикаторов.
Индикаторы — это вещества, котяорые изменяют свой
цвет в присутствии избыткяа ионов Н
+ или ОН –.
Существует множество неорганичьеских веществ,
растворы которых содерьжат избыток одного из этих
ионов. Ионы Н
+ или ОН – могут образовываться ьв ходе
диссоциации некоторых соединений.
Вопрос. Какие вещества при диьссоциации образуют
ионы Н
+ или ОН –?
Эти ионы могут образовывьаться при диссоциации
растворимых кислот, оснований, некоторых киьслых
и основных солей. Напримеьр, дигидрофосфат натрияь

7.5. Понятие о водородном показателе (рН). Реакция среды 255
образует при диссоциации ионыь водорода, а гидрофос-
фат натрия — нет.
Вопрос. Почему?
ЗАДАНИЕ 7.5. Составить уравнения дьиссоциации
дигидрофосфата натрия, гидрокарбоната натрия, гидрок-
сонитрата алюминия, гидроксосуяльфата бария . Опреде-
лить реакцию среды в этихь растворах. В случае затьруд-
нений см. гл. 6.4 и 7.3.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Гидросульфат натрия взаьимодей-
ствует с каждым из двух вещеьств: А) NaHCO
3 и Zn
Б) Cu(OH)
2 и Cu
В) СаСО
3 и NaCl
Г) КNO
3 и ВаCl 2
Решение. Сначала составьте уравнение диссоциацьии
гидросульфата натрия и ьопределите реакцию срьеды
в этом растворе — средьа кислая, избыток Н
+. Значит,
нужно установить, в каком случьае кислота взаимодей-
ствует с каждым из двух вещеьств. Очевидно, Cu, NaCl,
КNO
3 и ВаCl 2 таких реакций не дают. Остаётся А). Со-
ставьте эти реакции в молекуьлярном и ионном виде,
например:
НСО
3– + Н + = Н 2О + СО 2
Кроме того, ионы Н + или ОН – могут образовывать-
ся в ходе взаимодействия некоторых веществ с водой.
Вопрос. Какие неорганическиеь вещества, реагируя с во-
дой, могут образовыватьь растворимые кислоты иьли щё-
лочи?

256 Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы
Как известно, именно таьк могут реагировать с вьо-
дой многие кислотные окьсиды, активные металлы и иьх
оксиды, а также аммиакь:
NH
3 + H 2O →
← NH 4OH
NH
4OH →
← NH 4+ + OH –
В результате двух последоватеьльных процессов в вод-
ном растворе аммиакаь образуется щелочная среда (из-
быток ионов ОН
–, рН>7).
Полученные ионы Н + или ОН – действуют на моле-
кулу индикатора, и индиькатор меняет цвет по-раьзному,
в зависимости от реакьции среды и вида самогоь инди-
катора (табл. 9).
Таблица 9
Индикаторы и их действие
Индикатор Реакция среды
Кислая Нейтральная Щелочная рН < 7 рН = 7 рН > 7
Избыток Н
+ Н2О Избыток
ОН –
Лакмус Красный Фиолето-
выйСиний
Фенолфталеин Бесцветный Бесцветный Красный
Метилоранж Розовый Оранжевый Жёлтый
РКС
(универсальный) Красный Жёлтый Сине-
зелёный

7.6. Гидролиз солей 257
Как отмечалось выше, реьакция среды может измеь-
ниться в результате диссоциации некотьорых кислых
и основных солей. Средние соли при диссоьциации ионов Н
+ или ОН –
не образуют. Тем не менее многие растьворимые средние соли иьз-
меняют окраску индикаьтора. Это происходит в рьезуль-
тате гидролиза соли.
7.6. Гидролиз солей
Гидролиз соли — это реакция взаимодеймствия ионов
соли с молекулами воды. В реакции гидролиза учаьствует только тот ион соли,
который соответствует слабому электролиту. Поэтому молекулярно-ионьное уравнение реакции
гидролиза соли рекомеьндуется составлять, пользуьясь
следующим алгоритмом.
Алгоритм составления ионного уравнения реакции гидролиза соли
1. Указать, какое основаниье и какая кислота обраь-
зуют данную соль:
Al(NO
3)3
Al(OH) 3 HNO 3
2. Указать силу этих электролитов (основьания и кис-
лоты) и сделать вывод: идёть ли гидролиз (гидролиз

258 Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы
соли происходит, если хотя бы один из этих ьэлектро-
литов является слабым):
Al(NO
3)3
Al(OH) 3 HNO 3 слабый сильный
гидролиз идёт (!)
3. Составить уравнение дьиссоциации соли и подчеьр-
кнуть ион, который соотвьетствует слабому электролиту:
Al(NO
3)3 →
← Al 3+ + 3NO 3–
ион
слабого
электролита
4. Для иона слабого электролита составитьь уравне-
ние реакции гидролиза сь одной молекулой воды:
Al
3+ + H–OH →
← Al(OH) 2+ + H +
(+) (–)
Внимание!
• Ион соли притягивает изь воды противоположно
заряженную частицу.
• Сумма зарядов до и поьсле процесса одинакова. 5. Определить реакцию среьды:
• кислая — есть избыток ионов воьдорода Н
+
• щелочная — есть избыток гидроксьид-анионов ОН –
и цвет индикатора (напрьимер, лакмуса):
3 +
Al3+ + H–OH →
← AlOH 2+ + H +
среда кислая,
рН< 7
лакмус — красный

7.6. Гидролиз солей 259
Для того чтобы составитьь молекулярное уравнениье
реакции гидролиза, следьует воспользоваться реькомен-
дациями, изложенными вышье:
Al
3+ + H–OH →
← AlOH 2+ + H +
растворимая ьрастворимая сильная
соль соьль кислота
II I
Al(NO 3)3 + H 2O →
← AlOH(NO 3)2 + HNO 3
Химическая формула осньовной соли
AlOH(NO 3)2
была составлена по валентности, которая совпадает
по величине с зарядом соомтветствующего иона.
ЗАДАНИЕ 7.6. Составить в молекулярьном и моле-
кулярно-ионном видах урьавнения реакций гидролиьза
сульфата цинк а, сульфида натрия, сульфаьта натрия.
ЗАДАНИЕ 7.7. Как при помощи индикатьора раз-
личить бесцветные раствьоры хлорида калия, силика-
та натрия, нитрата марганца (II)? Ответ подтвердить
уравнениями реакций.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Уравнение Cr
3+ + HOH →
← CrOH 2+ +
+ OH – описывает гидролиз:
1) гидроксонитрата хромьа (III);
2) сульфида хрома (III);
3) сульфата хрома (III);
4) карбоната хрома (III).
Напоминаем: гидролизу пьодвергаются только рас-
творимые соли. Экспериментально установлено, что разные сьоли
гидролизуются по-разньому: одни полностью, друь-
гие — в незначительной сьтепени. Степень гидролиза,

260 Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы
т. е. доля молекул, котораья подверглась превращеьнию,
зависит от:
• силы электролита, образуьющего соль: чем слабее электролит, тем сильнее идёт гидрольиз;
• концентрации раствораь: чем разбавленнее рас- твор, тем сильнее идёт гиьдролиз;
• температуры: гидролиз ьусиливается при нагревьа- нии;
• присутствия кислот иь щелочей: ионы Н
+ и ОН –
действуют на равновесьие гидролиза согласно
принципу Ле-Шателье.
Исходя из этого становиться понятно, почему в таь-
блице растворимости иьмеются «прочерки»: таьк обо-
значаются соли, которыье полностью подвергаються
гидролизу. Обычно эти соли образовьаны слабым осно-
ванием и слабой кислотмой. Такие соли в растворе полу-
чить нельзя. Так, если слить растворы ькальцинированной соды
и хлорида алюминия, то вьначале произойдёт следьую-
щая реакция:
Na
2CO 3 + AlCl 3 → NaCl + Al 2(CO 3)3
Полученная соль Al 2(CO 3)3 полностью гидролизуется
в момент образования:
Al
2(CO 3)3 + H 2O → Al(OH) 3 + H 2CO 3
Суммируя эти уравнения, получаеьм:
Na
2CO 3 + AlCl 3 + H 2O → NaCl + Al(OH) 3 + CO 2
ЗАДАНИЕ 7.8. Составьте, с учётом возможногоь ги-
дролиза, уравнения реаькций между: а) сульфидом натрия и нитьратом хрома (III);
б) силикатом калия и суьльфатом железа (III).

7.6. Гидролиз солей 261
ЗАДАНИЕ ЕГЭ (фрагмент). Железо сожгли вь броме.
Полученную соль добавильи к раствору карбонатьа калия,
при этом выпал бурый осаьдок, который отфильтровали
и прокалили. Написать урьавнения всех реакций.
Решение. 1. При сжигании железа вь броме образуется
бромид трёхвалентного жьелеза, так как бром — сьиль-
ный окислитель (см. такжеь Самоучитель 2–2, глава 3.5):ь
Fe + Br
2 → FeBr 3
2. Сначала происходит реьакция обмена:
FeBr
3 + К 2СО 3 → Fe 2(СО 3)3 + КBr,
в которой образуется соль слабого основания и слабой
кислоты, которая сразу и полностью подвергается гри-
дролизу:
Fe
2(СО 3)3 + Н 2О → Fe(ОН) 3 + Н 2СО 3
Расставьте коэффициенты в обеих схеьмах и сложите
их. Если вы всё сделали праьвильно, получится урав-ь
нение:
2FeBr
3 + 3К 2СО 3 +3 Н 2О → 2Fe(ОН) 3 + 6КBr + 3СО 2
3. Бурый осадок Fe(ОН) 3 при прокаливании обраьзует
оксид Fe
2О3.
Если учесть, что сила элеьктролита существенно зьа-
висит от того, на какойь стадии происходит диьссоциа-
ция, то соли одной и той ьже кислоты могут по-разьному
подвергаться гидролизьу. Так, дигидрофосфат натриья ги-
дролизу практически ьне подвергается, так кьак H
2PO 4 –

остаток электролита срьедней силы, но зато подвьергает-
ся ступенчатой диссоьциации:
NaH
2PO 4 → Na + + H 2PO 4– остатьок электролита
средьней силы

262 Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы
H2PO 4–

← Н + + НРО 42–
Вопрос. Какая реакция среды в рьастворе этой соли?
С другой стороны, фосфат калия содержит анион
той же фосфорной кислотьы, который образуется уже
на третьей стадии диссьоциации:
НРО
42– →
PO 43– + Н +
Вопрос. Насколько сильно происхоьдит данная диссо-
циация?
Этот процесс практичеьски не идёт, так как между
фосфат-ионом и ионом водьорода существует сильное
электростатическое пьритяжение. Фактическьи, равно-
весие диссоциации смеьщено в левую сторону. Таким
образом, PO
43– соответствует очень слабому электролиту,
и все растворимые фосфаьты практически полностьью
подвергаются гидролизьу.
ВЫВОД по главе 7
Электролиты находятся в ьрастворах в виде ионовь,
поэтому суть процессовь, происходящих в растворьах,
наиболее точно отражаьют молекулярно-ионные урьав-
нения реакций.

ВОПРОСЫ и УПРАЖНЕНИЯ к главе 7
1. Что такое «электролиты»ь? В каком состоянии и
почему они могут провоьдить электрический токь?
2. Верны ли утверждения «раьстворимое вещество — всегда сильный электролиьт» и «малорастворимоье
вещество — всегда слабьый электролит»? Ответ
обосновать.
3. Как изменится электропьроводность раствора, если слить эквимолярные рьастворы (равное чис-
ло моль) гидроксида барьия и серной кислоты?
4. Безводный CuCl
2 имеет тёмно-жёлтую окраьску,
насыщенный водный растворь его — зелёную,
а разбавленный растворь — голубую. Как это мож-
но объяснить?
5. Какая реакция среды устанавливается в растьворе фосфата калия? Гидрофосфата аммония? Диьги-
дрофосфата калия? Почемьу?
6. Какой содой — Na
2CO 3 или NaHCO 3 нужно:
а) полоскать горло;
б) стирать бельё,
если известно, что для сьтирки нужна сильно ще-
лочная среда, а такой рьаствор может вызвать оьжог
горла при полоскании?
7. Какой объём газов можеть выделиться, если слить горячие растворы: 200 мл 5 %-ного раствора
К
2СО 3 ( ρ = 1,05 г/мл) и 300 мл 10 %-ного раство-
ра хлорида аммония (ρ = 1,1 г/мл). Определить
массовые доли веществ вь полученном растворе.

264 Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы
8. В водный раствор хлоридаь цинка опустили ку-
сочек цинка с зачищеннойь от оксидов поверх-
ностью. Какой газ выделяьется на поверхности
металла?
Задания ЕГЭ
9. Наибольшее количествоь ионов калия образуется при диссоциации 1 моль:
1) хлорида калия;
2) пирофосфата калия
*;
3) силиката калия;
4) фосфата калия.
10. В растворе одновременньо могут находиться ионы: 1) Ag
+ и NO 3–
2) Ag + и Cl –
3) Ba 2+ и SO 4 2–
4) Fe 3+ и OH –
11.
Cумма коэффициентов в сокьращённом ионно-
молекулярном уравненииь реакции
CuO + HNO
3 → Cu(NO 3)2 + Н 2О
1) 5 2) 6 3) 7 4) 9
12. Сокращённое ионно-молекуьлярное уравнение Са
2+ + СО 32– = СаСО 3 соответствует молекуляр-
ному уравнению:
1) Са(ОН)
2 + СО 2 → СаСО 3 + Н 2О
2) СаО + СО
2 → СаСО 3
3) Са 3(РО 4)2 + Н 2СО 3 → СаСО 3 + Н 3РО 4
4) Са(NО 3)2+ K 2СО 3 → СаСО 3 + KNO 3
*
См. с. 197, а также Самоучиьтель 2–2, гл. 6.8.

Задания ЕГЭ 265
13. Установите соответствьие между названием сольи
и отношением её к гидрольизу:
А) нитрат аммония; 1) гидролизуется
Б) перхлорат цезия; по катиону;
В) фосфат натрия; 2) гидролизуется
Г) сульфид алюминия. по аниону;
3) не гидролизуется;
4) необратимый гидролиз.
14. Установите соответствьие между реагирующимиь веществами и признакаьми протекающей между ь
ними реакцией:
ВЕЩЕСТВА ПРИЗНАКИ
РЕАКЦИИ
А) HCl + Na
2СО 3 1) выделение
бесцветного газа;
Б) СаCl + Na
2СО 3 2) образование
чёрного осадка;
В) Са(НСО
3)2 + Са(ОН) 2 3) образование
белого осадка;
Г) Са(НСО
3)2 + NаОН 4) изменение окраски
раствора;
5) видимых
признаков
не наблюдается.
15. Фенолфталеин становитсья малиновым в раство- ре соли:
1) фосфат натрия;
2) сульфат аммония;
3) сульфат цезия;
4) хлорид натрия.

266 Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы
16. Установите соответствьие между формулой веще-ь
ства и реакцией среды еьго водного раствора:
А) (СН
3СОО) 2Са 1) среда кислая;
Б) FeCl
2 2) среда нейтральная;
В) Na
2SiO 3 3) среда щелочная.
Г) MnBr
2
17. Нейтральную среду имееьт водный раствор соли, образованной:
1) сильным основанием и слаьбой кислотой;
2) сильным основанием и сиьльной кислотой;
3) слабым основанием и сиьльной кислотой;
4) слабым основанием и слаьбой кислотой.
18. Установите соответствьие между формулой веще-ь ства и окраской лакмуьса в его водном раствоьре:
А) СН
3СООLi 1) синяя;
Б) СН
3СООNH 4 2) красная;
В) Pb(NO
3)2 3) фиолетовая;
Г) MnBr
2 4) оранжевая.

Глава 8. ОКИСЛИТЕЛЬНО -
ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ
8.1. Понятие об окислительно-
восстановительных реакциях
Окислительно-восстаноявительные реакции (ОВР) —
это процессы, в ходе кояторых изменяются степени
окисления химических элементов, которые входят
в состав исходных вещесятв.
Степени окисления измьеняются потому, что одни
атомы (элемента-окислитеьля) перетягивают к себье
электроны от другого атоьма (элемента-восстановиь-
теля). Говорят, что этот другой атом «ьотдаёт» электроны.
В результате степень окисленияь атома-окислителя всегь-
да понижается, а степеьнь окисления восстановьителя —
повышается. Процессы окисления (отдаьчи электронов) и вос-
становления (приёма элекьтронов) происходят одньо-
временно, причём число пьринятых электронов всегдьа
равно числу отданных элекьтронов, согласно законаьм
сохранения. На этом основан способ рьасстановки коэффициен-
тов методом электронного балманса. Этот метод подробно раьссмотрен в главе 7 Самоуьчи-
теля 1, 1-я часть. Тем не менее повторим оьсновные положения методьа
и рассмотрим его подрьобнее (гл. 8.3).

268 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
8.2. Степень окисления и поведение
атомов в ОВР
В правилах расстановки коэффициентьов методом
электронного баланса перьвый пункт гласит: расста-
вить степени окислениям.
Степень окисления химического элемента — это услов-
ный заряд воображаемого иона, который мог бы полу-
читься при полной диссояциации вещества или в резуяль-
тате полного перехода электронов от атомов с большей
электроотрицательностью к атомам с меньшей электро-
отрицательностью.
Степень окисления можньо определить по химичеь-
ской формуле вещества. ьПри этом следует пользовать-
ся следующими правиламьи. 1. Степень окисления атоьмов химических элементоьв
в простом веществе равнам нулю:
0 я 0
Сu, Сl 2
2. Степени окисления атома металлов в соедине-
ниях всегда положительны и равны их валентностям:
+1← I +3←III
NaNO 3 Cr 2(SO 4)3
3. Степень окисления атома неметалла постоянна
только у F: –1; • степень окисления атома Н + 1 (кроме гидридов —
Li
+1
H
–1
);
ь
+1 –1 –1 +2
• степень окисления атома О – 2 (кроме Н 2 О 2, F 2 О ).

8.2. Степень окисления и поведение атомов в ОВР 269
4. Степени окисления химьических элементов в кись-
лотном остатке соли таькие же, как в соответсьтвующей
кислоте:
+2← II +5 –2 +2 +5 –2 Ca 3(PO 4)2 → Ca 3(PO 4)2
+1 +5 –2
H 3PO 4
+3 ? –8

5. Алгебраическая суммаь степеней окисления всьех
атомов в любом соединеьнии равна нулю. Степени окисления даннього химического элементьа
можно определить, исходья из строения атома:
И хотя степень окисленияь — «условный заряд вооб-
ражаемого иона», при пьомощи этого понятия можьно
предсказывать вполне рьеальное поведение вещесьтва
в окислительно-восстаньовительном процессе. На-ь
пример, легко определиьть, что в перманганате кьалия
КMnO
4 атом марганца имеет стьепень окисления +7.
Вопрос. Может ли атом марганца иьметь бо´льшую сте-
пень окисления, чем +7? Почьему?
Поскольку у атома маргаьнца семь валентных элек-
тронов, степень окисленьия +7 является высшей (мак-
симально возможной). Приь достижении этой степеьни
окисления атом уже задьействовал все валентные элек-

270 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
троны. Поэтому в любой ОВР тьакой атом способен
только принимать электрьоны, т. е. быть окислителем.
Рассуждая аналогичным оьбразом, можно показатьь,
что атом Mn (+2) может прояьвлять и свойства окисльи-
теля (принимать электроьны, восстанавливаясь доь про-
стого вещества), и свойьства восстановителя (оьтдавая
электроны, повышая степеьнь окисления до +7). Это
возможно, поскольку стьепень окисления +2 являеться
промежуточной для марганца. Находясь в низшей степени окисления 0, атьом мар-
ганца может быть только вьосстановителем. Это не уьди-
вительно, поскольку марьганец — металл, а простые ьве-
щества металлы способны ьтолько отдавать электроьны. Сделаем выводы:
• в низшей степени окисления атоьм любого хими-
ческого элемента можеть быть только восстанови-
телем;
• в высшей степени окисления атоьм любого хими-
ческого элемента можеть быть только окислителем;
• имея промежуточную степень окисления, атоьм лю-
бого химического элеменьта может быть и окисли-
телем, и восстановителеям.
Следует заметить, что высшая степень окисления
обычно совпадает по веьличине с номером группыь, в ко-
торой находится химичеьский элемент. Используя эти правила, обычно расьсуждают так:
поскольку КMnO
4 содержит атом марганца в высшей
степени окисления +7, тоь это вещество является ьокис-
лителем. Свойства воссьтановителя для него не хаьрак-
терны. Предсказывая такьим образом поведениеь ве-
ществ в ОВР, следует различать понятия «ьвещество»
и «атом». Утверждая, что КMnO
4 является окислителемь,
мы учитываем, что атомы ькалия и кислорода находьятся
в стабильной, характерньой для них степени окисльения
и «предпочитают» не иьзменять её. Но определитье, ка-

8.2. Степень окисления и поведение атомов в ОВР 271
кие химические элементьы изменяют степень окисьления
в реакции:
КMnO
4 → К 2MnO 4 + MnO 2 + О 2
Вопрос. Какой (или какие) атом(ьы) является: а) окис-
лителем; б) восстановитьелем? Какими свойстваьми об-
ладает вещество КMnO
4 в этой реакции?
Если всё было сделано праьвильно, то получаем, чтоь
атом Mn(+7) превращается иь в Mn(+6), и в Mn(+4),
каждый раз принимая электроны, т. е. в обоих случаях
является окислителем. А вот атом кислорода вь степени
окисления –2, который тоьже входит в состав перьманга-
ната калия КMnO
4, отдаёт электроны и является вос-
становителем. Таким образом, само вещество КMnO
4
в данном случае являетсья и окислителем, и восстамно-
вителем. Отсюда выводы:
• в окислительно-восстаньовительных реакциях каждый химический элемеьнт «отвечает» только
«за себя»;
• рассуждения о высшей иь низшей степени окис- ления касаются только кьонкретного химическогоь
элемента, если этот химичьеский элемент участву-
ет в данном процессе.
Например, в хлороводороьде HCl атом водорода на-
ходится в высшей степеьни окисления +1, а атом хлоь-
ра — в низшей –1.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Какие свойства в ОВР прьоявляет
хлороводород: 1) только окислителя,
2) только восстановителья,

272 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
3) и окислителя, и восстаьновителя,
4) не участвует в ОВР?
Решение.
Всё зависит о того, какоьй химический элемент учьа-
ствует в данном процессе. Напьример, в реакции с ме-
таллами участвует атом водорода:
Zn + HCl → ZnCl
2 + H 2
или:
Н
+ + 1е – → Н 0
Поскольку атом водороьда принимает электрон,
это — окислитель, поэтомьу и HCl проявляет свойстьва
окислителя. В реакции с диоксидом мьарганца участвует атом
хлора того же вещества:
HCl + MnO
2 → Cl 2 + MnCl 2 + H 2O,
или: Cl
– – 1е – → Cl 0
Поскольку атом хлора отьдаёт электрон, это — вос-
становитель, поэтому и HьCl в этой реакции является
восстановителем. Таким образом, предскаьзывая свой-
ства атома, исходя из сьтепени окисления его, неь следу-
ет переносить эти предьсказания на вещество вь целом,
можно делать заключениье об окислительно-восстьано-
вительных свойствах вещеьства только в данной химьи-
ческой реакции. Кромеь того, составляя электроьнный
баланс, следует описывать свойстваь не молекулы, а от-
дельного атома, химичеського элемента в данной стье-
пени окисления. И наконец, если такие ионыь или вещества, содержа-ь
щие атомы с высшей и низшьей степенями окислениья,

8.2. Степень окисления и поведение атомов в ОВР 273
находятся в одном растьворе, то они неминуемо про-
реагируют.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Только окислительные свойьства
(в водном растворе) проьявляет: 1) сульфид натрия;
2) серная кислота;
3) сера;
4) сульфит калия.
Решение. Если имеются в виду свьойства атома серы,
то следует заметить, что ни серьа (по причине нераствоь-
римости), ни серная кисьлота в растворе окислительные
свойства не проявляют. Сульфид содержит атомь серы
в низшей степени окисльения — это восстановитьель.
Сульфит содержит атом ьсеры в промежуточной сьтепени
окисления — это и восстьановитель, и окислитель.ь По-
лучаем, что только окисьлительные свойства проявля-
ет… серная кислота, но за ьсчёт атома водорода, кьоторый
находится в высшей степьени окисления +1 (в реакциьях
с металлами).
ЗАДАНИЕ ЕГЭ (фрагмент; начало см. гл. 7.6). …ь
Твёрдый остаток (Fe
2О3) растворили в иодоводьородной
кислоте… Решение. Поскольку Fe(III) — окислитель, а HI —
восстановитель (низшаяь степень окисления иодаь), то
происходит ОВР:
+3 +2
Fe + е – → Fe
–1 0
I – е – → I
В результате получаем: Fe
2О3 + НI → Fe I 2 + I 2 + Н 2О

274 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
Повторим основные правьила расстановки коэффи-
циентов методом электрьонного баланса.
8.3. Метод электронного баланса.
Типы ОВР
Правила расстановки коэффициентов методом электронного баланса
1. Расставить степени окьисления всех химическиьх
элементов веществ в ураьвнении реакции. 2. Выписать химические элеьменты, изменившие
степени окисления, укаьзав число отданных и приьнятых
электронов. Определить оькислитель и восстановиьтель. 3. Поставить дополнителььные коэффициенты, урав-
няв число отданных и приньятых электронов. 4. Составить краткое урьавнение окисления-воссьта-
новления. 5. Проверить коэффициенты вь этом уравнении: они
должны соответствоватьь числу атомов данного хими-
ческого элемента в молеькуле. Например, если допьол-
нительный коэффициент нечётьный, а в молекуле чёт-
ное число атомов (наприьмер, Сl
2), то коэффициенты
удваиваются. 6. Проверенные коэффициенты переносят вь уравне-
ние, считая атомы, к тем химическим элемеьнтам, ко-
торые с данной степенью окислрения встречаются в уравр-
нении реакции ОДИН раз. 7. Затем уравнивают посьледовательно атомы:
• металлов;
• неметаллов;
• водорода. 8. Проверяют баланс по кьислороду.
Рассмотрим эти правилаь на примере.

8.3. Метод электронного баланса. Типы ОВР 275
Требуется уравнять (т. е. расставить коэффициентьы
в уравнении реакции):
KMnO
4 + HCl → Cl 2 + MnCl 2 + KCl + H 2O
Выполним пункты 1, 2, 3:
+1 +7 –2 +1 –1 0 +2 –1 +1 –1 +1 я –2
KMnO 4 + HCl → Cl 2 + MnCl 2 + KCl + H 2O
ь +7 +5 e–
+2
окислитель Mn Mn 1
ь –1 –1e–
0
восстановитель Cl Cl 5
4. Проверять полученные кьоэффициенты удобнее,
составляя краткое урьавнение процесса. Из пунькта 3
получаем:
+7 –1я +2 0
Mn + 5Cl → Mn + 5Cl
5. Поскольку число атомоьв хлора в молекуле Cl
2 чёт-
ное (2), а коэффициент к хлоруь нечётный (5), удвоим
все коэффициенты:
+7 –1 я +2 0
2Mn + 10Cl → 2Mn + 10Cl
6. Переносим коэффициенты кь атомам марганца и
хлора, кроме атомов Сl
–1
, которые встречаютсяь в уравне-
нии реакции более одногьо раза (три раза):
+7 –1 0 +2я –1 –1
2KMnO 4 + HCl → 5Cl 2 + 2MnCl 2 + KCl + H 2O
Не поставили коэффициент!ь

276 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
Обратите внимание, что перед молекулой хльора по-
ставлен коэффициент 5, а не 1ь0, так как нужно считатьь
атомы хлора: 5 · 2 = 10 атомов. 7. Уравняем остальные атомыь:
2КMnО
4 + 16НСl = 5Сl 2 + 2МnСl 2 + 2КСl + 8Н 2O
8. Атомы кислорода до и поьсле реакции пересчитаьй-
те сами (их должно быть поь 8). Рассмотренная окислитьельно-восстановительнаяь
реакция, в которой атоьм-окислитель и атом-восьста-
новитель находятся в разных молекулах, называется
межмолекулярной ОВР. Существуют и другие тиьпы ОВР, например:
0 –1 я +5
Cl 2 + KOH → KCl + KClO 3 + H 2O
ь 0 –1
окислитель Cl + 1 e–
Cl 5
ь 0 +5
восстановитель Cl – 5 e–
Cl 1
Составим краткое сумьмарное уравнение:
0 0 +5 –1
Cl + 5Cl → Cl + 5Cl
или
0 я +5 –1
6Cl → Cl + 5Cl
Подставим полученные коьэффициенты в уравнение
реакции:
0 я +5 –1
6Cl → Cl + 5Cl
0 я –1 +5
3Cl 2 + KOH → 5KCl + KClO 3 + H 2O

8.3. Метод электронного баланса. Типы ОВР 277
Используя пункты 5 и 6 алгоритма, рьасставим
остальные коэффициенты:
0 я –1 +5
3Cl 2 + 6KOH → 5KCl + KClO 3 + 3H 2O
Вопрос. Какие атомы проявляють в данной реакции
свойства окислителя? Вьосстановителя?
Вопрос. В состав какой молекульы входят эти атомы?
Вопрос. Какие свойства проявьляет эта молекула: окис-ь
лителя или восстановитьеля? Если вы правильно поняли мьатериал, то ваши от-
веты на вопросы будут сьледующие: • свойства окислителя иь восстановителя проявьляют атомы хлора в степени окьисления 0;
• оба атома входят в сосьтав молекулы хлора;
• поэтому вещество хлор в этой реакции являьется и
окислителем, и восстаньовителем.
Такие ОВР, где один и тот же химическийя элемент
является и окислителем, ия восстановителем, назыяваются
реакциями диспропорционирования, или самоокисления-
самовосстановления. Попробуем определить тип ранеье рассмотренной
реакции:
+7 –2 +6 я +4 0
КMnO 4 → К 2MnO 4 + MnO 2 + О 2
Поскольку в реакцию встьупает одно вещество, тоь
и атом-окислитель, и атоьм-восстановитель входяьт в со-
став одной молекулы. Этоь внутримолекулярная реакция.

278 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
Попытки составить электьронный баланс к этой ре-
акции обычно вызывают заьтруднения, поскольку онь
состоит из трёх (а не двуьх) строчек:
+7 я +6
Mn + 1 е – → Mn
+7 я +4
Mn + 3 е – → Mn
–2 0
O – 2 е – → О
Но выход есть: сгруппируем атомы-окислители и
атомы-восстановители:
+7 +6 +4
2Mn + 4 е – → Mn + Mn 1
–2 0
O – 2 е – → О 2
Получаем:
+7 –2 я +6 +4 0
2Mn + (2)O → Mn + Mn + 2О
или
+7 –2 я +6 +4 0
2КMnO 4 → К 2MnO 4 + MnO 2 + О 2
Вопрос. Почему оказался «непрьавильным» коэффици-
ент к атому О
–2? (В случае затруднения сьм. пункт 6 ал-
горитма.)

8.4. Метод электронно-ионных полуреакций 279
Упражнение 8.1. Расставить коэффициенты вь уравне-
ниях реакций методом элеьктронного баланса: а) Zn + HNO
3 → Zn(NO 3)2 + N 2O + H 2O
б) Al + H
2SO 4 → Al 2(SO 4)3 + H 2S + H 2O
в) KMnO
4 + H 2SO 3 → K 2SO 4 + H 2SO 4 + MnSO 4 + H 2O
г) NaOH + S → Na
2S + Na 2SO 3 + H 2O
д) Cu(NO
3)2 → CuO + NO 2 + O 2
Определить тип этих реакьций.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Используя метод электронного баь-
ланса, составить уравнеьние реакции:
As
2S3 + HNO 3 + … → H 3AsO 4 + NO + H 2SO 4
8.4. Метод электронно-ионных полуреакций
Более надёжным способом ьрасстановки коэффици-
ентов для окислительно-вьосстановительных реакциьй,
которые происходят в рьастворе, является метьод элек-
тронно-ионных полуреакцийь. Метод основан на том,
что выписывают реальные ионы, которые находятся
в растворе и состав кьоторых изменился в ходе ОьВР. Например, для реакции:
KMnO
4 + H 2SO 3 →
→ K
2SO 4 + H 2SO 4 + MnSO 4 + H 2O,
которая в ионно-молекуьлярном виде предваритьельно
может выглядеть так: K
+ + MnO 4– + 2H + + SO 3 2– →
2K + + SO 42– + 2H + +
+ SO
4 2– + Mn 2+ + SO 42– + H 2O,

280 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
выписывают ионы:
MnO
4– →
Mn 2+
SO 32– →
SO 42–
Затем уравнивают эти пьолуреакции, считая атоьмы
водорода и кислородаь. В случае необходимостиь исполь-
зуют «пары»: Н
+ и Н 2О или ОН – и Н 2О.
Например, при уравниваьнии первой полуреакцииь
можно рассуждать так: ьв левой части атомов «ьО» боль-
ше, чем в правой, реакциья идёт в кислой среде, зьначит,
следует использовать пару Н
+ и Н 2О. Для того чтобы
уравнять «по кислородьу», следует добавить 4 молекулы
воды:
MnO
4– + Н + →
Mn 2+ + 4Н 2О
Теперь понятно, что следьует в левой части добавьить
8 ионов водорода:
MnO
4– + 8Н + →
Mn 2+ + 4Н 2О 1-я полуреакция.
Рассуждая аналогично, пьри уравнивании второйь по-
луреакции следует добавить в левую чаьсть Н
2О (здесь
меньше атомов кислороьда), а в правую — Н+:
SO
3 2– + Н 2О →
SO 42– + 2Н + 2-я полуреакция.
Теперь подсчитаем зарьяды и скомпенсируем их при
помощи электронов. Для 1-й полуреакции в левоьй части имеем 7 поло-
жительных зарядов, а в прьавой — только два. Значиьт,
для того чтобы уничтожиьть избыточный положительь-
ный заряд, следует добавить 5 электроновь:
MnO
4– + 8Н + + 5е – →
Mn 2+ + 4Н 2О

8.4. Метод электронно-ионных полуреакций 281
Рассуждая аналогично, пьолучаем, что во 2-й полу-ь
реакции следует убрать 2 электрона в леьвой части её:
SO
32– + Н 2О – 2е – →
SO 42– + 2 Н +
Теперь осуществим электьронный баланс, умножим
каждую полуреакцию на ьполученный коэффициент
и суммируем обе полуреакции:
MnO
4– + 8Н + + 5 е – →
Mn 2+ + 4Н 2О 2
SO
3 2– + Н 2О – 2 е – →
SO 42– + 2Н + 5
2MnO 4– + 16Н + + 5SO 3 2– + 5Н 2О →

→ 2Mn
2+ + 8Н 2О + 5SO 42– + 10Н +
или после сокращения одьинаковых частиц:
2MnO
4 – + 6Н + + 5SO 3 2– →
2Mn 2+ + 5SO 42– + 3Н 2О
Подставим полученные коьэффициенты в уравнение
реакции:
2MnO
4 – + 6Н + + 5SO 3 2– →
2Mn 2+ + 5SO 42– + 3Н 2О
2KMnO
4 + 5H 2SO 3 → K 2SO 4 + H 2SO 4 + 2MnSO 4 + 3H 2O
Остальные коэффициенты подбьираем, подсчитав
атомы серы и атомы водорьода. Достоинством этого метьода является то, что неьт не-
обходимости рассчитывьать условные степени окисле-ь
ния. Кроме того, при помьощи этого метода получаьем
готовые коэффициенты. Очень часто продукты окьислительно-восстанови-ь
тельной реакции зависяьт от реакции среды. Напрьимер,
если в процессе участвьует перманганат калия KMnO
4, то

282 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
в кислой среде образуьются соединения Mn(II), в неьй-
тральной — Mn(IV), а в щелочнойь — Mn(VI) (рис. 22).
Mn (II) (бесцветный раствор
соли марганца)
Mn (VII) Mn (IV) (бурый осадок MnО
2)
Mn (VI) (зелёный раствор
К
2MnО 4)
рН < 7
рН = 7
рН > 7
Рис. 22. Схема восстановлеьния Mn (VII) в зависимости от реакции среды
Упражнение 8.2. Закончить уравнения реьакций, урав-
нять методом электронноь-ионных полуреакций:
а) KMnO
4 + К 2SO 3 + H 2SO 4 → K 2SO 4 + … + H 2O
б) KMnO
4 + К 2SO 3 + H 2O → K 2SO 4 + … + КOН
в) KMnO
4 + К 2SO 3 + КОН → K 2SO 4 + … + H 2O
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Установите соответствьие между ре-
агентами и схемами преьвращения элемента маргаьнца:
РЕАГЕНТЫ СХЕМА ПРЕВРАЩЕНИЯ
А) оксид серы (IV), вода
и перманганат калия; 1) Mn
+7 →
Mn +2
Б) оксид серы (IV),
едкое кали и перманга-
нат калия; 2) Mn +7 →
Mn +4
В) сульфит натрия, вода
и перманганат калия; 3) Mn +7 →
Mn +6

8.4. Метод электронно-ионных полуреакций 283
Г) оксид марганца (IV)
и серная кислота.4) Mn +4 →
Mn +2
5) Mn +6 → Mn +2
Решение. Посмотрите внимательньо на рис. 22, опре-
делите степени окислеьния марганца в указанных сьо-
единениях, реакцию средьы и сделайте единственньо
правильный выбор: А –1
* Б — 3 В — 2 Г — 4
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Используя метод электронного баь-
ланса, составьте уравнение реакции:
Na
2SO 3 + … + KOH → K 2MnO 4 + … + Н 2О
Определите окислитель иь восстановитель.
Решение. Посмотрите внимательньо на рис. 22, опре-
делите реакцию среды, иь вы поймёте, что K
2MnO 4 полу-
чился при восстановлеьнии KMnO
4. Окислитель и про-
пущенное (до реакции) вещьество — найдено. Тогда
восстановитель — Na
2SO 3, который превращается ьпри
этом в сульфат. Остальное сделайте самьи. Метод полуреакций особьенно актуален тогда, когьда
степени окисления расьставить невозможно, напьример
в органической химии.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Используя метод электронного баь-
ланса, составьте уравнение реакции:
С
6Н5С2Н5 + KMnO 4 + H 2SО 4 →
→ С
6Н5СООН + СО 2 + … + …
Поэтому в Самоучителе ь2–3 он будет рассмотрень
повторно.
* В этом случае следует учесть, что SO 2 + H 2O = кис-
лота.

284 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
8.5. Электрохимические процессы.
Электрохимический ряд
металлов
Хотя в ОВР происходит перьеход электронов, элек-
трический ток не возниькает, поскольку не соблюдены ь
условия его возникновеньия. Электрический ток —ь на-
правленное движение элеьктронов — возникает, если
имеется источник электрической энергии иь замкнутая
электрическая цепь, котьорая состоит из провоьдников
первого или второго роьда. Проводниками первоьго рода
являются металлы, а провьодниками второго родаь — рас-
творы электролитов. Истоьчник электрической энерьгии
должен создавать напряьжение (разность потенциалов)
на концах цепи. Именно это условие не выполняется
в «обычных» ОВР.
Электрохимические прояцессы — это ОВР, в ходе ко-
торых возникает электярический ток, или ОВР, кото-
рые происходят под дейяствием электрическогоя тока.
Электрохимические проьцессы первого типа про-ь
исходят при электрохимиьческой коррозии метаьллов.
Причиной такой коррозьии является образоваьние галь-
ванических элементов в металлической констьрукции. Гальванический элемент —ь химический источник
электрической энергии. Возникает вопрос: каким образом в резуьльтате хи-
мического процесса воьзникает напряжение (раьзность
потенциалов)? Для того чтобы ответить ьна этот вопрос, рассмо-ь
трим, что происходит, если погрузить в раствьор элек-
тролита пластинку метьалла. Атомы металла соединены мьежду собой особой
металлической связью.ь Эта связь возникает заь счёт
перекрывания электронныьх облаков всех атомов, ко-

8.5. Электрохимические процессы. Электрохимический ряд металлов 285
торые образуют этот меьталл. В местах перекрываньия
электронных облаков находьятся валентные электро-
ны данного металла, которьые слабо связаны с ядромь
(вспомните, атомы метальла легко расстаются соь сво-
ими валентными электронаьми, имея низкое значениье
энергии ионизации).
Поэтому многие атомы метьалла находятся в иони-
зированном состоянии,ь в виде катионов, а своьбодные
электроны образуют «элекьтронный газ». Такие элек-
троны могут свободно пеьремещаться по зонам прьово-
димости (местам пересьечения электронных облакоьв).
Поэтому эти электроны стаьновятся общими. Итак,
металл представляет сяобой совокупность атомов и ка-
тионов этого металла, котяорые погружены в «элек-
тронный газ».
Когда металл погружають в водный раствор электрьо-
лита или просто в водуь, происходят процессы, кьоторые
очень напоминают процесьс электролитической диьс-
социации.
Вопрос. С какими частицами меьталла могут взаимо-
действовать полярные мьолекулы воды?
В результате взаимодействияь с полярными молеку-
лами воды катионы металльа переходят в растворь и ги-
дратируются.
Вопрос. Какой заряд возникаеьт в растворе? На пла-
стинке металла?
После перехода части кьатионов в раствор (он пьриоб-
ретает избыточный полоьжительный заряд) в пластьинке
остаётся избыточное коьличество электронов (пльастина

286 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
приобретает избыточньый отрицательный заряд). Пьо-
этому на границе «металл — растмвор» возникает раз-
ность потенциалов Е(Ме
n+/Ме). Потенциал, который
возникает на пластинкеь, называется электродным
потенциалом, а сам металл, погружённыйь в раствор
электролита, — электродом. Электродный потенци-
ал невозможно измеритьь непосредственно, но моьжно
его сравнить с потенциаьлом другого электрода. Таким
электродом сравнения яьвляется водородный элекьтрод:

+/Н 2. Эта запись говорит о тоьм, что газ водород на-
ходится в контакте с иоьнами водорода. Что же рьеально
представляет собой вьодородный электрод? Газ водород растворяеьтся в некоторых металлахь
(платина, палладий). Пластьинку такого металла, на-
сыщенного водородом, погьружают в раствор кисльоты
*.
Потенциал такого электроьда принимают за 0 В, а разь-
ность потенциалов, измеьренную в стандартных услови-
ях, называют стандартным электроднымм потенциалом.
Чем меньше значение этогоь потенциала, тем больше
значение отрицательногоь заряда, тем активнее мьеталл
растворяется в водноьм растворе.
* Стандартный водородныйь электрод состоит из пльатиновой
пластинки, которая погьружена в одномолярный рьаствор сер-
ной кислоты и омываетсяь струёй газообразного вьодорода под
давлением 101,325 кПа при 25 °ьC.
Рис. 23. Ряд стандартных электьродных потенциалов метальлов
Электрод
Окисленная
форма Усиление окислительных свьойств
Li+ K+ Ca 2+ Na +Mg 2+ Al3+ Mn 2+ Zn 2+
Восстанов-
ленная форма Li K Ca Na Mg Al Mn Zn

Е °, В
–3,04 –2,92 –2,87 –2,71 –2,37 –1,66 –1,18 –0,76

8.5. Электрохимические процессы. Электрохимический ряд металлов 287
Если расположить метальлы по возрастанию стан-
дартных электродных потенцьиалов, то получится
электрохимический ряд нампряжений металлов (ряд стан-
дартных электродных потенцьиалов металлов) (рис. 23). В этом ряду активность мьеталлов уменьшается сльева
направо. В данном случаеь речь идёт о той активноьсти,
которую проявляют реьальные металлы (а не их отдеьль-
ные атомы) в растворах. Поьэтому по положению метьал-
ла в этом ряду можно опрьеделить следующие свойьства
его. 1. Металл способен вытесняьть водород из раство-
ров кислот, если этот металл стоить в ряду напряжений
до водорода. 2. Металл способен реагирьовать с водой, если его
потенциал меньше, чем –0,4ь1 В. 3. Более активный металл вьытесняет менее актив-
ный из раствора его солиь, если более активный меьталл
не реагирует с водой. Рассмотрим эти правилаь более подробно.
1. Краткое уравнение этоьго процесса:
Ме + Н
+ → Ме n+ + Н 2
показывает, что окислителем в данньом процессе яв-
ляется катион водорода из кислоты. Значит, если роль
Рис. 23. Ряд стандартных электьродных потенциалов метальлов
Cr3+ Fe2+ Ni2+ Sn 2+ Pb 2+ 2H + Cu 2+ Hg 22+ Ag + Pt2+ Au 3+
Cr Fe Ni Sn Pb H 2 Cu 2Hg Ag Pt Au
Усиление восстановителььных свойств
–0,74 –0,44 –0,25 –0,14 –0,13 0,00 0,34 0,79 0,80 1,20 1,50

288 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
окислителя играет аниоьн кислоты, то ряд напряжьений
«ни при чём» и водород ьв такой реакции НЕ выделяьет-
ся. Такими кислотами, чьи аьнионы могут реагироватьь
с металлами, являются HNO
3 (любой концентрации)
и концентрированная H
2SO 4. С этими кислотами могуьт
реагировать металлы, коьторые стоят в ряду напрьяжений
и до, и после водорода,ь водород при этом не выдьеля-
ется!
Упражнение 8.3. Составьте краткие молекулярньо-ион-
ные уравнения для реакциьй:
а) Zn + HNO
3 → Zn(NO 3)2 + N 2O + H 2O
б) Al + H
2SO 4 → Al 2(SO 4)3 + H 2S + H 2O
Определите, какой атомь (ион) является окислитеьлем.
Кроме того, следует учитывать, что если вь резуль-
тате такой реакции обьразуется нерастворимая сьоль, то
она покрывает поверхноьсть металла, что исключьает его
контакт с кислотой. Поэтьому такая реакция преькраща-
ется, едва начавшись. Наьпример, фосфорная кислоьта
практически не взаимьодействует с многовалентными
металлами. Более того, еюь обрабатывают поверхноьсть
стальных изделий, чтобы оньи не подвергались корроь-
зии. 2. Металлы, более активные, чьем железо (его потен-
циал –0,41 В), могут реагировьать с водой, но по-разному: • металлы, которые стоят вь ряду напряжений послеь алюминия, реагируют в иьзмельчённом состоянии
с водяными парами при ньагревании; при этом об-
разуется оксид металла и вьодород:
Zn + H
2O → ZnO + H 2

8.5. Электрохимические процессы. Электрохимический ряд металлов 289
• более активные металлы рьеагируют с водой при
обычных условиях, образуя гидроксид и водородь:
Na + H
2O → NaOH + H 2
Возникает вопрос: почеьму же алюминий не реагиь-
рует с водой? Мы же кипятиьм в алюминиевой посудеь
воду — и ничего? Дело в тоьм, что алюминий покрыт
тонкой, но прочной оксиьдной плёнкой (Al
2O3), которая
с водой не реагирует. 3. Более активный металл выьтесняет менее актив-
ный из растворов его соьлей:
Fe + CuSO
4 → FeSO 4 + Cu
обратный процесс не идеьт: Cu + FeSO
4
Если в раствор соли опустить металл, который ре-
агирует с водой, то прежде всего будеть происходить
именно реакция с водойь, а потом продукт этой рьеакции
реагирует с солью. Например, больее активный натрий
не вытесняет железо из сьоли железа:
Na + FeSO
4 → Na 2SO 4 + Fe
Дело в том, что натрий реьагирует с водой: Na + H
2O → NaOH + H 2
А полученная щёлочь реагирьует с солью:
FeSO
4 + NaOH → Fe(OH) 2 + Na 2SO 4
Суммарное уравнение рьеакции выглядит так:
Na + FeSO
4 + Н 2О → Fe(OH) 2 + Na 2SO 4 + Н 2

290 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
Обратите внимание: действительно, металл (ьжелезо)
из соли НЕ вытесняется. Интересно, что при погруьжении в раствор соли
алюминиевой пластинкиь реакция вытеснения метьал-
ла тоже не происходит, хотя алюминий с водой нье ре-
агирует.
Вопрос. Почему?
Алюминий с водой не реагьирует потому, что алю-
миний покрыт оксидной ьплёнкой. Но если эту плёнку ь
разрушить, реакция начьнётся и протекать будеьт доста-
точно активно. Простейьший способ разрушениья этой
плёнки — посолить раствьор. Хлорид-ионы замещают
атомы кислорода в оксиьде, и плёнка растворяеться. По-
этому алюминий реагируьет с хлоридами менее актив-
ных металлов, а с прочимиь солями этих же металловь
не реагирует:
Al + CuCl
2 → AlCl 3 + Cu
Al + CuSO
4
Упражнение 8.4. Закончить уравнения реьакций:
а) Al + FeSO
4 → е) Zn + H 2O →
б) Mg + H
3PO 4 → ж) Cu + AgNO 3 →
в) Cu + HNO
3 → з) Al + NiCl 2 →
г) Pb + H
2O → и) Ba + H 2O →
д) K + CuSO
4 → к) Fe + H 2SO 4 →

8.6. Гальванический элемент. Коррозия металлов 291
8.6. Гальванический элемент.
Коррозия металлов
Электрохимический рядь напряжений подсказываьет
причину, по которой на металличьеской пластинке воз-
никает заряд (электродьный потенциал). Если в растьвор
электролита погрузить дьва металла разной актиьвности,
то между ними возникаеьт разность потенциалов.
Вопрос. Чему равна разность потьенциалов между цин-
ковой и медной пластинькой? (См. электрохимический
ряд напряжений металловм, рис. 23.)
Таким образом, соблюдаьется первое условие воз-
никновения электрическього тока. Поскольку расьтвор
электролита электропроьводен, то выполняется и ьвто-
рое условие, если пластинки соединьены друг с другом
проволочкой или непосьредственно. Поэтому контакт
двух металлов разной акмтивности, погружённых в рамс-
твор электролита, образует химический источниьк
электрической энергии —ь гальванический элемент. Рассмотрим, как работьает гальванический элемьент,
состоящий из цинковой иь медной пластинок, котоь-
рые погружены в соляную кьислоту. Если между ними
нет контакта, то раствьоряется в кислоте тольько цинк
и с его поверхности медленно поднимаются пузырьки ь
водорода. Но если пластьинки соприкоснулись, тоь ско-
рость процесса резко возрастает , но водород будет вы-
деляться с поверхностиь … меди (!). В чём дело? Неужели медь всьтупила в реакцию? Нет.
По-прежнему окисляетсья (растворяется в кисьлоте)
только цинк:
Zn – 2e
– → Zn 2+

292 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
Поскольку между пластиьнками возникла разностьь
потенциалов, причём на циьнковой пластинке избы-
ток электронов, начинаеьтся направленное движеьние
заряженных частиц (электрьонов). Они за счёт разностьи
потенциалов переходят ьна медную пластинку, где вос-
станавливают водородь:
(Cu): Н
+ + е – → Н.
Поэтому водород выделяьется с поверхности медьи.
Пластинки, которые обраьзуют гальванический элеь-
мент, называются электродами, причём, • электрод, на котором идьёт окисление, называется анодом, а
• электрод, на котором идьёт восстановление, назы- вается катодом.
В данном случае анодом яьвляется цинковая пластьин-
ка, а катодом — медная.ь Схему этого гальваническього
элемента можно изобразьить так: Zn/Cu, раствор HCl. Подведём итог:
1) гальванический элементь возникает, если имеется
контакт двух металлов, оьпущенных в раствор электрьо-
лита; 2) в гальваническом элемеьнте окисляется более ак-
тивный металл; это — анод; 3) менее активный металл (катод) не изменяется,
на нём восстанавливаютсья катионы (или другие чаь-
стицы) из раствора. Такие (микро)гальваничеськие элементы являются
причиной электрохимичеьской коррозии.
Коррозия — самопроизвольный процесся окисления
металла под действиемя факторов окружающей среяды.
Коррозия бывает химическая и электрохимическая.
В первом случае металл оькисляется под действьием
кислорода, кислот, причём процесс не сопрьовождается

8.6. Гальванический элемент. Коррозия металлов 293
появлением электричеського тока. Процесс идёт мьед-
ленно и вполне предсказьуем.
Причиной электрохимичеьской коррозии являються
(микро)гальванические элементы, которые возникают
самопроизвольно практьически в любом металлиьческом
изделии, которое содеьржит металлическую ильи токо-
проводящую примесь. Расьтвором электролита в этьом
случае является атмосьферная влага, которая всьегда
содержит растворённый ькислород и углекислотуь. На-
пример, стальные изделиья содержат примесь угльерода
(токопроводящая примеьсь). Если на изделие попаьдает
влага, то создаются условия для работы гальваьническо-
го элемента. При этом окисьляется железо как болеье
активный металл:
Fe – 2e
– → Fe 2+
Катодом является углеьрод (или сплав железа с ьугле-
родом — цементит). На нём пьроисходит восстановлеь-
ние компонентов атмосьферной влаги:
2H
2O + O 2 → 4OH –
В результате образуется гидроксид железаь (II), ко-
торый, окисляясь, преврьащается в ржавчину:
Fe
2+ + OH – → Fe(OH) 2 → Fe(OH) 3 → xFe 2O3 · yH 2O
ьржавчина
Таким образом, чтобы умьеньшить потери от атмоь-
сферной коррозии, следьует устранить причины, кото-
рые её вызывают. Поскольку гальваническьий элемент
не работает без электрьолита, металлические пьредметы
следует изолировать от влагиь. Это можно сделать раз-
ными способами, напримьер хранить изделие в сухьом
месте, что далеко не всьегда возможно. Кроме тього,
можно поверхность предьмета покрасить, смазаьть во-

294 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
доотталкивающим состьавом, создать искусственную
оксидную плёнку.
В последнем случае в сосьтав сплава вводят хромь,
который «любезно» распьространяет собственнуью ок-
сидную плёнку на поверхноьсть всего металла. Стальь
становится нержавеющеьй. Изделия из нержавеющейь стали дороги. Поэтому
для защиты от коррозии ьиспользуют тот факт, что ка-
тод в гальваническом элеменьте не изменяется, т. е.
не участвует в процессе. Поэтому если сохраняемоье изделие покрыть или
к сохраняемому изделиюь приварить более активный
металл, то, пока он не разьрушится, изделие — катьод —
корродировать не будеьт. Этот способ защиты назывьает-
ся протекторной защитой. В данном случаеь покрытие
из более активного метьалла будет анодом, соотьвет-
ственно, покрытие называьется анодным.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Для защиты железного издеьлия от
коррозии в качестве кьатодного покрытия испоьльзуют:
1) медь, 2) олово, 3) серебро, 4) цинк.
Аналогом протекторной зьащиты является электро-
защита, когда за счёт внеьшнего источника электриьче-
ской энергии создают наь рельсах, мостах, трубопрьово-
дах потенциал, который прьевращает эти протяжённыеь
изделия в катод. А анод, ьсделанный из металлоломаь,
где-то мирно ржавеет. Есть ещё один способ борььбы с коррозией: получеь-
ние металлов высокой чиьстоты. В этом случае исчеьза-
ет обязательное условие образования гаьльванического
элемента — второй метаьлл. Получение таких метальлов
и их очистка (рафинировьание) возможно при помьощи
электролиза.

8.7. Электролиз 295
8.7. Электролиз
Электролиз — это окислитьельно-восстановитель-
ные реакции, которые проьтекают в растворах илиь
расплавах электролитовь под действием постояьнного
электрического тока. Если электролиз происхоьдит в расплаве, то при ьна-
гревании происходит термическая диссоциация веще-
ства:
CaCl
2 → Ca 2+ + 2Cl –
Затем катионы переходяьт к катоду, где происходит
их восстановление:
К (–): Са
2+ + 2е – → Са
Анионы переходят к анодуь и окисляются: А (+): 2 Cl
– — 2е – → Cl 2
Таким образом, на электрьодах получается металльи-
ческий кальций и газообьразный хлор. Однако на плавь-
ление солей и других твёрьдых веществ затрачиваеьтся
слишком много теплоты (эньергии). Поэтому очень часто проьводят электролиз раствьо-
ров. Возникает вопрос: ьможно ли получить те жеь про-
стые вещества электролиьзом раствора? Рассмотьрим,
что происходит при элекьтролизе раствора хлориьда
кальция CaCl
2.
При растворении соли вь воде происходит электро-
литическая диссоциация её:
CaCl
2 → Ca 2+ + 2 Cl –
Поскольку вода слабо диьссоциирует:
Н
2О →
← Н + + ОН –,

296 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
у электродов находятсяь не по одному, а по два вида
ионов:
Катод (–): Са
2+ Анод (+): Cl –
Н + ОН –
Для того чтобы узнать, какьой из ионов будет уча-
ствовать в ОВР, нужно знать следующие пьравила элек-
тролиза растворов: 1. На катоде восстанавлиьваются катионы металлоьв,
которые стоят в ряду наьпряжений после алюминия. Вме-
сто катионов более актьивных металлов восстанаьвлива-
ются катионы водородаь. 2. На аноде окисляются аньионы бескислородных
кислот (кроме F
–), а вместо анионов кисльородсодер-
жащих кислот окисляютсья анионы ОН – по схеме:
4ОН
– – 4е – → О 2 + 2Н 2О
Применим эти правила в ньашем случае. На като-
де будет восстанавливьаться водород, посколььку каль-
ций — более активный метьалл, чем алюминий. На ано-
де по-прежнему будет оькисляться хлор Cl
– как анион
бескислородной кислотьы. Получаем следующую схеьму
процесса электролиза рьаствора CaCl
2:
CaCl
2 → Ca 2+ + 2 Cl –
Н2О →
← Н + + ОН –
К (–): Са 2+ А (+): 2 Cl – — 2е – →
Сl 2
Н+ + е – → Н 0 ОН –
точнее, 2Н + + 2е – → Н 2

8.7. Электролиз 297
В растворе остаются иьоны Са 2+ и ОН –, т. е. образу-
ется раствор гидроксида кальция. Зная продукты реакции, ьможно составить молекьу-
лярное уравнение электрьолиза:
Электрический тьок
CaCl 2 + Н 2О Са(ОН) 2 + Н 2 + Сl 2
Такое уравнение реакцииь следует использовать при
решении задач, где упоьминается электролиз.
Упражнение 8.5. Составить схемы электроьлиза раство-
ра и суммарные уравнениья происходящих реакций
для нитрата алюминия, сьульфата меди (II) и бромидьа
цинка.
Строго говоря, при электьролизе солей и соединеьний
металлов, которые в элекьтрохимическом ряду стьоят
после алюминия, но до воьдорода, совместно с меьтал-
лом выделяется и водорьод. Его массой при решеьнии
задач можно пренебречьь.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. При электролизе водногоь раствора
нитрата никеля (II) на катьоде выделяется:
а) Н
2 б) О 2 в) Ni г) Ni и Н 2
Электроды, на которых проьисходят окислительно-
восстановительные процеьссы, могут быть инертными ь
и растворимыми. Вышеприьведённые рассуждения
справедливы для инертныьх электродов, которые не ьуча-
ствуют в процессе (уголььные электроды). Если анод
сделан из металла, то имьенно он, а не анион из рас-ь
твора, окисляется:
Ме – n е
– → Ме n+

298 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
Ионы металла переходят вь раствор или расплав
и восстанавливаются ньа катоде. Таким образом и про-
водят рафинирование (оьчистку) металлов. При этьом
учитывают порядок восьстановления ионов метаьлла
на электродах: чем ниже аьктивность металла (вышеь
стандартный электродныйь потенциал), тем легче вось-
станавливается на катьоде (и труднее окисляеьтся на ано-
де) данный металл. Напримеьр, если анод состоит изь же-
леза с примесью меди, тьо вначале растворяютсья ионы
железа. Если в растворе будут ьтолько ионы железа, то наь ка-
тоде будет восстанавьливаться чистое железьо. Но если
в растворе будут присьутствовать ионы менее аьктивного
металла (никеля, меди), тоь именно эти ионы будут воьс-
станавливаться раньше ьжелеза.
Вопрос. В каком порядке будуть восстанавливаться
ионы железа, никеля и медьи?
Электролиз применяетсья не только для получениья
и очистки некоторых метьаллов, но и для полученияь не-
которых неметаллов (хлор, ькислород), щелочей и кись-
лот. Кроме того, при помощиь электролиза наносят тоьн-
кие слои металла на разьличные поверхности. В этом случае использують так называемые активные
электроды. Например, делают анод иьз меди. Поскольку на ано-ь
де идёт процесс окисленьия, медь охотно отдаёт элеьк-
троны, превращается в кьатион и переходит в расьтвор
или расплав своей солиь. Поскольку других катиоьнов
в растворе или расплавье нет, то на катоде восстанаьв-
ливается только медь. Так проводят рафинировьание
(очистку) металлов и поькрытие изделий тонким ьслоем
металлов, в том числе бльагородных.

8.8. Типы химических реакций 299
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Установите соответствьие между
исходными веществами, уьсловиями и продуктамьи
электролиза:
ВЕЩЕСТВА
И УСЛОВИЯ
ЭЛЕКТРОЛИЗА ПРОДУКТЫ
ЭЛЕКТРОЛИЗА
А) расплав CuCl
2 с гра-
фитовыми электродами; 1) Cu, Cl 2;
Б) расплав CuCl
2 с мед-
ными электродами; 2) Cu, Н 2, О 2, НCl;
В) раствор CuCl
2 с гра-
фитовыми электродами; 3) Cu, Н 2, Cl 2;
Г) раствор CuCl
2 с мед-
ными электродами. 4) анод растворяется,
на катоде выделяется мье-
талл;
5) анод растворяется,
на катоде выделяется мье-
талл и водород.
Решение. Если составить схему элеьктролиза расплава
и раствора этой соли, иьспользуя вышеуказанные прави-
ла, получим, что продукьты электролиза (Cu, Cl
2) не за-
висят от этих условий. Поэтому, если инертный (графи-
товый) электрод заменитьь на металл, ионы в раствоьре
и расплаве будут одинаьковыми (Cu
2+ и Cl –), поэтому
и продукты электролизаь будут одинаковыми. Приьчём
на катоде будет выделяьться только металл, поскьольку
медь стоит после водорьода. Ответы: А, В — 1; Б, Г — 4.
8.8. Типы химических реакций
Подведём некоторые итоьги, рассмотрев типы химьи-
ческих реакций. Химичеськие реакции бывают разьных
типов.

300 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
Основными являются:
1. Реакции соединения:
А + В → АВ
Здесь из двух и более веьществ образуется одно ве-
щество:
Са + С1
2 = CaCl 2
2. Реакции разложения:
АВ → А + В
Здесь из одного веществьа получаются два вещесьтва
и более:
Ca(HCO
3)2 → CaCO 3 + CO 2 + H 2O
3. Реакции замещения:
А + ВХ → АХ + В
Здесь реагируют простое и сложное вещества, об-
разуются также простое и сложное вещества, причём
простое вещество замеьщает часть атомов сложьного
вещества:
Fe + CuSO
4 → Cu + FeSO 4
4. Реакции обмена:
АВ + XY → АY + XВ
Здесь реагируют два сложных вещества и получа-
ются два сложных вещества. В ходе реакцииь сложные
вещества обмениваютсья своими составными чаьстями:
Al(OH)
3 + HCl → AlCl 3 + H 2O(H–OH)

Вывод по главе 8 301
Существуют и другие тиьпы химических реакций.
Например, с точки зрениья термохимии различаюьт эк-
зотермические реакциьи (идут с выделением тепьлоты)
и эндотермические проьцессы (идут с поглощениемь
теплоты). Некоторые реакции переьчисленных типов (кроме
реакций обмена) могут бьыть окислительно-восстаьно-
вительными (ОВР).
Вопрос. Какие реакции относяться к ОВР?
Существуют разные типы ьОВР, например: межмо-
лекулярные, внутримолекьулярные и диспропорциоьни-
рования (см. главу 8.3). В органической химии раьссматривают и другиеь
типы реакций — см. главу ь6.7 Самоучителя 2–3.
ВЫ В О Д по главе 8
Окислительно-восстановьительные реакции — это
реакции, в которых изменьяются степени окисленьия
химических элементов. Этиь процессы могут приносиьть
несомненную пользу (электьролиз, дыхание, фотосин-
тез, горение топлива), ноь и наносить огромный ущерьб
(пожары, коррозия метаьллов).

ВОПРОСЫ и УПРАЖНЕНИЯ к главе 8
1. Какие вещества являються сильными окислите-
лями? Восстановителямиь? Привести по 2–3 при-
мера веществ каждого тьипа.
2. Какие свойства в ОВР проьявляют выделенные атомы:
КClO
4; Na 2SO 3; H 2SO 4; CaCl 2; KNO 2; NH 3; N 2;
Al?
3. Какие типы окислительноь-восстановительных реакций вам известны?
4. Закончить и уравнять (люьбым методом). Указать окислитель, восстановиьтель. Указать тип каждой
из реакций:
а) K
2MnO 4 + H 2O →
→ MnO
2 + KMnO 4 + KOH
б) KMnO
4 + H 2O → O 2 + KOH + …
в) KMnO
4 + H 2O2 + H 2SO 4 →
→ O
2 + … + K 2SO 4 + H 2O
г) KMnO
4 +H 2C2O4 + H 2SO 4 →
→ K
2SO 4 + H 2O + …+ СО 2
д) KMnO 4 + H 2O + С 3Н6 →
→ С
3Н6(ОН) 2 + … + КОН

Вопросы и упражнения к голаве 8 303
5. Составить молекулярныеь уравнения, определив,
какая из них является ОВРь:
а) Bi + NO
3– + H + →
Bi 3+ + NO + H 2O
б) Bi
3+ + H 2O → BiOH 2+ + H +
6. В раствор сульфата медиь (II) опустили пластин-
ки цинка и меди. Соединиьли их проволокой. Че-
рез некоторое время мьасса цинка уменьшилась
на 2 г. Как изменится масса мьеди?
7. Почему нельзя хранить раьствор медного купоро- са в оцинкованном ведреь?
8. Составить схему гальваньического элемента для систем:
а) Mn/Fe, раствор H
2SO 4
б) Cu/Ni, раствор NiCl 2
Указать анод, катод, сосьтавить процессы, проис-ьходящие на электродах.
9. При электролизе 25%-ного водного раствора ьни-
трата серебра на инертьных электродах на аноде
выделилось 8,4 л кислорода. Чему равнаь масса
серебра и масса исходьного раствора?
10. Электролиз 400 мл 6%-ного раствора сульфатаь
меди (II) (пл. = 1,02 г/мл) продолжали до тех
пор, пока масса раствьора не уменьшилась на 10 г.
Определить массовые доьли соединений в остав-
шемся растворе и массьы продуктов, которые вы-ь
делились на инертных электьродах.

304 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
Задания ЕГЭ
11. Установите соответствьие между формулой веще-ь
ства и степенью окислеьния атома серы в нём.
ФОРМУЛА СТЕПЕНЬ
ВЕЩЕСТВА ОКИСЛЕНИЯ
А) Nа
2S2 1) +1
Б) SOCl
2 2) +2
В) Н
2S3O10 3) –1
Г) Cа(HSО
4)2 4) +4
5) –2
6) +6
12. Установите соответствьие между формулой ионаь
и степенью окисления цеьнтрального атома в нём:
ФОРМУЛА ИОНА СТЕПЕНЬ
ОКИСЛЕНИЯ
А) NCl
4 + 1)
+7
Б) BF
4 – 2)
+2
В) S
2O7 2- 3)
+3
Г) Cu(NH
3)4 2+ 4) +4
Д) [Cr(H
2O) 2F4]– 5) +5
6) +6
13. Могут одновременно находьиться в водном рас- творе, не реагируя друг с другом:
1) CuSO
4 и BaCl 2
2) Fe(NO 3)2 и K 2S

Задания ЕГЭ 305
3) NaCl и К 3РО 4
4) HI и HNO
3
14. Окислительно-восстановьительная реакция про- текает между:
1) SiO
2 и PbO
2) SO
2 и Li 2O
3) NO
2 и H 2O
4) СаO и H
2O
15. Водород является окисьлителем в реакции с 1) оксидом меди;
2) хлором;
3) кальцием;
4) серой.
16. Установите соответствьие между окислительно-
восстановительной реаькцией и свойством, котьо-
рое проявляет азот в ньей:
УРАВНЕНИЕ СВОЙСТВО
РЕАКЦИИ АЗОТА
А) NН
4НСО 3 =
= NН
3 + H 2O + СО 2 1) окислитель;
Б) СuO + NН
3 →
→ N
2 + H 2O + Сu 2) восстановитель;
В) NН
3 + О 2 → 3) и окислитель,
→ NО + H
2O и восстановитель;
Г) Li + N
2→ Li 3N 4) ни окислитель,
ни восстановитель.
17. Установите соответствьие между окислительно- восстановительной реаькцией и коэффициентом
перед формулой восстаьновителя.

306 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
УРАВНЕНИЕ КОЭФФИЦИЕНТ
РЕАКЦИИ
А) НNО
3 + Сu → Сu(NО 3)2 + H 2O + NО 2 1) 1
Б) СuO + NН
3 → N 2 + H 2O + Сu 2) 2
В) NН
3 + О 2 → NО + H 2O 3) 4
Г) Li + N
2→ Li 3N 4) 5
5) 6
18. Установите соответствьие между формулой солиь и продуктом, образующьимся на катоде при элекь-
тролизе её водного растьвора:
ФОРМУЛА СОЛИ ПРОДУКТ НА КАТОДЕ
А) NiSО
4 1) Ni, H 2
Б) NaClO 4 2) NiO
В) LiCl 3) Na
Г) AgNO
3 4) H 2
5) Li
6) Ag
19. Установите соответствьие между формулой солиь и продуктами, образуюьщимися на инертных
электродах при электролиьзе её водного раствораь:
ФОРМУЛА СОЛИ ПРОДУКТЫ
ЭЛЕКТРОЛИЗА
А) К
2SО 4 1) Са, О 2, Cl 2
Б) FеCl 2 2) Fe, Н 2, Cl 2
В) Fе(NO 3)3 3) К, Н 2, SO 3
Г) CаCl 2 4) Fе, Н 2, О 2
5) Н 2, Cl 2
6) Н 2, О 2

Задания ЕГЭ 307
20. Установите соответствьие между формулой солиь
и продуктом, образующьимся на аноде при элек-
тролизе её водного растьвора:
ФОРМУЛА СОЛИ ПРОДУКТ НА АНОДЕ
А) КВr 1) О
2
Б) RbF 2) Cl 2
В) Cu(NO 3)2 3) Br 2
Г) CuCl 2 4) F 2
5) NO
2
21. Установите соответствьие между исходными ве- ществами, условиями и продуктамьи электролиза:
ВЕЩЕСТВА И УСЛОВИЯ
ЭЛЕКТРОЛИЗА ПРОДУКТЫ
ЭЛЕКТРОЛИЗА
А) расплав КВr с графито-
выми электродами; 1) Br
2, О2, К, Н 2
Б) раствор КВr с инерт ными
электродами;2) Br 2, К
В) раствор CuВr
2 с графи-
товыми электродами; 3) КOН, Н 2, Br 2
Г) раствор НВr
с инертными электродамиь.4) Cu, Н 2, Br 2
5) Cu, Вr 2
6) Н 2, Br 2
22. Используя метод электронного баьланса, составь-
те уравнения реакций:
FeSO
4 + … + … → … + MnSO 4 + К 2SO 4 + Н 2О
SO
2 + КMnO 4 + … → … + MnSO 4 + Н 2SO 4

308 Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции
23. Электролиз водного растьвора хлорида натрия
применяется для получьения:
1) натрия и кислорода;
2) гидрида натрия, хлора иь кислорода;
3) натрия, хлора и водороьда;
4) гидроксида натрия, хлоьра и водорода.
24. Не может быть получен прьи электролизе водного
раствора соли:
1) свинец;
2) калий;
3) серебро;
4) цинк.
25. Для защиты железного издеьлия от коррозии в ка-
честве анодного покрытьия используют:
1) медь;
2) олово;
3) серебро;
4) цинк.

Литература
1. Глинка Н. Л. Общая химия: учебное поьсобие. —
М.: КНОРУС, 2012. — 752 с. 2. Дикерсон Р., Грей Г., Хейт Дж. Основные законы
химии: В 2 т. Пер. с англ. — М.: Мир, 1982. — Т. 1. —
652 с. 3. Некрасов Б. В. Основы общей химии. — Т. 1. —
М.: Химия, 1973. — 656 с. 4. Полинг Л. Общая химия. Пер. сь англ. — М.: Мир,
1974. — 846 с.

Евгения Николаевна Френкель
ОБЩАЯ ХИМИЯ. САМОУЧИТЕЛЬ. Эффективная методика,
которая поможет сдать экзамены и понять химию
Подписано в печать 14.08.2017. Фотрмат 84 108/32.
Усл. печ. л. 16,8. Тираж экз. Заказ №
Общероссийский класстификатор продукции ОК-005-93т, том 2–953000, книги, брошюры.
ООО «Издательство АСТ»
129085, г. Москва, Звездный бульвар, дт. 21, стр. 1, комн. 39
Издание для дополнительнтого образования
12+
Макет подготовлен редакцитей