Химия. Самоучитель. Книга для тех, кто хочет сдать экзамены, а также понять и полюбить химию. Элементы общей, неорганической..

Формат документа: pdf
Размер документа: 2.69 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.

ISBN 978-5-17-099227-0
УДК 54(075.4)
ББК 24я7
Ф86 Все права защищены. Никакая часть
данной книги не мо жет быть воспроизведена
в какой бы то ни было форме без письменного
разрешения владельцев авторских прав.
Френкель, Евгения Николаевна.
Ф86 Химия. Самоучитель. Книга для тех, кто хочет сдать экза-
мены, а также понять и полюбить химию. Элементы общей,
неорганической и органической химии / Е. Н. Френкель. —
Москва : Издательство АСТ, 2017. — 351 с. — (Средняя и
старшая школа. Лучшие методики обучения).
ISBN 978-5-17-099227-0
Самоучитель основан на методике, которую автор с успехом ис-
пользует более 20 лет. С ее помощью множество школьников смогли
поступить на химические факультеты и в медицинские вузы.
Эта книга — именно Самоучитель, а не Учебник. Вы не столкне-
тесь здесь с простым описанием научных фактов и свойств веществ.
Материал структурирован таким образом, что, встретившись со слож-
ными вопросами, которые вызывают затруднения, вы сразу же найдете
пояснение автора. В конце каждой главы приводятся проверочные за-
дания и упражнения для закрепления материала. Любознательному
читателю, который просто хочет расширить свой кругозор, Самоучи-
тель даст возможность освоить этот предмет «с нуля». Прочитав его,
вы не сможете не влюбиться в эту интереснейшую науку — химию!
© Френкель Е. Н., 2016
© ООО «Издательство АСТ», 2017
Макет подготовлен редакцией

Оглавление
От автора . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7
ЧАСТЬ 1. ЭЛЕМЕНТЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
Глава 1. Основные понятия и законы предмета «Химия» . . . . . . . . . . . 9
1.1. Простейшие понятия: вещество, молекула, атом,
химический элемент . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
1.2. Простые и сложные вещества. Валентность . . . . . . . . . . . . . 13
1.3. Уравнения химических реакций . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17
Глава 2. Основные классы неорганических соединений . . . . . . . . . . . 23
2.1. Оксиды . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23
2.2. Кислоты . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32
2.3. Основания . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 38
2.4. Соли . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 44
Глава 3. Элементарные сведения о строении атома. . . . . . . . . . . . . . . 55
3.1. Структура Периодической системы Менделеева. . . . . . . . . 55
3.2. Ядро атома. Изотопы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 57
3.3. Распределение электронов в поле ядра атома . . . . . . . . . . . 60
3.4. Строение атома и свойства элементов . . . . . . . . . . . . . . . . . . 65
Глава 4. Понятие о химической связи . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 73
4.1. Ионная связь . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 73
4.2. Ковалентная связь . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 75
4.3. Химическая связь и агрегатные состояния вещества.
Кристаллические решётки . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 80
Глава 5. Скорость химической реакции. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 87
5.1. Зависимость скорости химической реакции
от различных факторов. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 87
5.2. Обратимость химических процессов.
Принцип Ле-Шателье. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 95
Глава 6. Растворы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 101
6.1. Понятие о растворах . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 101
6.2. Электролитическая диссоциация . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 105
6.3. Ионно-молекулярные уравнения реакций . . . . . . . . . . . . . 111
6.4. Понятие о рН (водородном показателе) . . . . . . . . . . . . . . . 113
6.5. Гидролиз солей . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 116
Глава 7. Понятие об окислительно-восстановительных реакциях . . . 123

4 Оглавление
ЧАСТЬ 2. ЭЛЕМЕНТЫ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ. . . . . . . 130
Глава 8. Общие свойства металлов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 130
8.1. Внутреннее строение и физические свойства металлов . . . 131
8.2. Сплавы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 133
8.3. Химические свойства металлов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 135
8.4. Коррозия металлов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 139
Глава 9. Щелочные и щёлочноземельные металлы . . . . . . . . . . . . . . 142
9.1. Щелочные металлы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 142
9.2. Щелочноземельные металлы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 145
Глава 10. Алюминий. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 153
Глава 11. Железо . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 158
11.1. Свойства железа и его соединений . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 158
11.2. Получение железа (чугуна и стали) . . . . . . . . . . . . . . . . . . 160
Глава 12. Водород и кислород. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 163
12.1. Водород . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 163
12.2. Кислород. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 165
12.3. Вода . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 166
Глава 13. Углерод и кремний. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 170
13.1. Строение атома и свойства углерода . . . . . . . . . . . . . . . . . 170
13.2. Свойства соединений углерода . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 173
13.3. Строение атома и свойства кремния . . . . . . . . . . . . . . . . . 176
13.4. Кремниевая кислота и силикаты . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 178
Глава 14. Азот и фосфор . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 182
14.1. Строение атома и свойства азота . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 182
14.2. Аммиак и соли аммония . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 184
14.3. Азотная кислота и её соли . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 187
14.4. Строение атома и свойства фосфора . . . . . . . . . . . . . . . . . 189
14.5. Свойства и значение соединений фосфора . . . . . . . . . . . 191
Глава 15. Сера. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 195
15.1. Строение атома и свойства серы. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 195
15.2. Сероводород . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 196
15.3. Сернистый газ и сернистая кислота . . . . . . . . . . . . . . . . . . 197
15.4. Серный ангидрид и серная кислота . . . . . . . . . . . . . . . . . . 198
Глава 16. Галогены. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 202
16.1. Строение атома и свойства галогенов . . . . . . . . . . . . . . . . 202
16.2. Соляная кислота . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 205
РАЗДЕЛ 3. ЭЛЕМЕНТЫ ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ. . . . . . . . . 209
Глава 17. Основные понятия органической химии. . . . . . . . . . . . . . . 210
17.1. Предмет органической химии. Теория строения
органических веществ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 210

Оглавление 5
17.2. Особенности строения органических соединений . . . . . 212
17.3. Классификация органических соединений . . . . . . . . . . . 213
17.4. Формулы органических соединений . . . . . . . . . . . . . . . . . 214
17.5. Изомерия . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 215
17.6. Гомологи . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 217
17.7. Названия углеводородов. Правила международной
номенклатуры . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 218
Глава 18. Алканы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 225
18.1. Понятие об алканах. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 225
18.2. Гомологический ряд, номенклатура, изомерия . . . . . . . . 225
18.3. Строение молекул . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 226
18.4. Свойства алканов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 226
18.5. Получение и применение алканов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 229
Глава 19. Алкены . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 232
19.1. Гомологический ряд, номенклатура, изомерия . . . . . . . . 232
19.2. Строение молекул . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 234
19.3. Свойства алкенов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 234
19.4. Получение и применение алкенов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 238
19.5. Понятие об алкадиенах (диены) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 239
Глава 20. Алкины . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 244
20.1. Определение. Гомологический ряд,
номенклатура, изомерия . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 244
20.2. Строение молекул . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 245
20.3. Свойства алкинов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 246
20.4. Получение и применение ацетилена . . . . . . . . . . . . . . . . . 248
Глава 21. Циклические углеводороды. Арены. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 251
21.1. Понятие о циклических углеводородах.
Циклоалканы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 251
21.2. Понятие об ароматических углеводородах . . . . . . . . . . . . 252
21.3. История открытия бензола. Строение молекулы . . . . . . 253
21.3. Гомологический ряд, номенклатура, изомерия . . . . . . . . 255
21.4. Свойства бензола. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 256
21.5. Свойства гомологов бензола . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 259
21.6. Получение бензола и его гомологов . . . . . . . . . . . . . . . . . . 261
Глава 22. Спирты . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 263
22.1. Определение . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 263
22.2. Гомологический ряд, номенклатура, изомерия . . . . . . . . 264
22.3. Строение молекул . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 265
22.4. Свойства одноатомных спиртов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 266
22.5. Получение и применение спиртов (на примере
этилового спирта) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 268
22.6. Многоатомные спирты. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 269
22.7. Понятие о фенолах . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 271

6 Оглавление
Глава 23. Альдегиды. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 276
23.1. Определение. Гомологический ряд, номенклатура,
изомерия . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 276
23.2. Строение молекул . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 277
23.3. Свойства альдегидов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 278
23.4. Получение и применение альдегидов на примере
уксусного альдегида . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 280
Глава 24. Карбоновые кислоты. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 282
24.1. Определение . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 282
24.2. Гомологический ряд, номенклатура, изомерия . . . . . . . . 283
24.3. Строение молекул . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 284
24.4. Свойства кислот . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 285
24.5. Получение и применение кислот . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 287
Глава 25. Сложные эфиры. Жиры . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 291
Глава 26. Углеводы. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 297
Глава 27. Азотсодержащие соединения . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 304
27.1. Амины . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 304
27.2. Аминокислоты . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 306
27.3. Белки . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 308
Глава 28. Понятие о полимерах . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 313
ЧАСТЬ 4. РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 316
Глава 29. Основные расчётные понятия . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 317
Глава 30. Задачи, решаемые по стандартным формулам. . . . . . . . . . 320
30.1. Задачи по теме «Газы» . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 320
30.2. Задачи по теме «Способы выражения
концентрации растворов» . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 324
Глава 31. Задачи, решаемые по уравнениям реакций. . . . . . . . . . . . . 330
31.1. Оформление расчётов по уравнениям реакций . . . . . . . . 330
31.2. Задачи по теме «Количественный состав смесей» . . . . . . 333
31.3. Задачи на «избыток–недостаток» . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 337
31.4. Задачи на установление формулы вещества . . . . . . . . . . . 342
31.5. Задачи, в которых учитывается «выход»
полученного вещества . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 349

От автора
Уважаемый читатель!
Предлагаемый вашему вниманию Самоучитель — не
обычный учебник. В нём не просто излагаются какие-то
факты, не просто описываются свойства веществ, как
в обычном пособии. Эта книга объясняет и учит, осо-
бенно в тех случаях, если вы не можете или стесняетесь
обратиться за разъяснениями к учителю.
Эта книга в виде рукописи использовалась с 1991 г.
школьниками, и не было ни одного ученика, кото-
рый бы «провалился» на экзамене по химии и в школе,
и в вузах. Большинство из них начинало с «нуля»!
Самоучитель рассчитан на самостоятельную работу
ученика. Главное, чтобы вы отвечали по ходу чтения
на те вопросы, которые встречаются в тексте. Если вы
не смогли ответить на вопрос, — читайте внимательнее
ещё раз: все ответы имеются рядом.
Желательно также выполнять все задания которые
встречаются по ходу объяснения нового материала,
а также задания ЕГЭ, которые взяты из реальных сбор-
ников ФИПИ разных лет издания. В этом вам помогут
многочисленные обучающие алгоритмы, которые есть
в каждой части Самоучителя.
В Самоучителе приведены, в основном, схемы хими-
ческих реакций. Коэффициенты нужно расставлять са-
мим, даже если об этом не сказано в задании.

8 От автора
В конце каждой главы имеются упражнения, вопросы
и задачи, которые проверяют степень усвоения пред-
ложенного материала. Если вы смогли, не подгляды-
вая в текст главы, ответить на эти вопросы, сделать все
упражнения, решить все задачи — замечательно. В про-
тивном случае ещё раз перечитайте главу.
В данной книге в последней главе приведены также
способы решения базовых задач по химии. В случае за-
труднений при решении задачи, условие которой име-
ется в конце главы, найдите эту задачу среди задач для
самостоятельного решения в главах 29–32, а потом по-
смотрите, как решается такая задача.
Изучив данный Самоучитель, вы сможете легко от-
ветить на многие вопросы ЕГЭ и просто понять и, воз-
можно, полюбить этот непростой, но очень интересный
предмет ХИМИЯ.
Желаю успехов!

Часть 1.
ЭЛЕМЕНТЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
Глава 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ
И ЗАКОНЫ ПРЕДМЕТА «
ХИМИЯ»
1.1. Простейшие понятия: вещество, молекула,
атом, химический элемент
Что такое химия? Где мы встречаемся с химическими яв-
лениями? Везде. Сама жизнь — это бесчисленное множество
разнообразных химических реакций, благодаря которым мы
дышим, видим голубое небо, ощущаем изумительный запах
цветов…
Что изучает химия? Химия изучает вещества, а также хими-
ческие процессы, в которых участвуют эти вещества.
Что такое вещество — понятно: это то, из чего состоит окру-
жающий нас мир и мы сами. Но что такое химический процесс
(явление)?
К химическим явлениям относятся процессы, в результате
которых изменяется состав или строение молекул, образую-
щих данное вещество. Изменились молекулы — изменилось
вещество (оно стало другим!), — изменились его свойства:
• свежее молоко стало кислым;
• зелёные листья стали жёлтыми;
• сырое мясо при обжаривании изменило запах.
Все эти изменения — следствие сложных и многообразных
химических процессов. Итак,
химия — это наука о веществах и их превращениях.
При этом исследуются не всякие превращения, а только
такие, при которых
• обязательно изменяется состав или строение молекул;
• никогда не изменяется состав и заряд ядер атомов.

10 Часть 1. Элементы общей химии
В этом определении встречаются такие понятия, как «веще-
ство», «молекула», «атом». Разберём их подробнее.
Вещество — это то, из чего состоят окружающие нас пред-
меты. Каждому абсолютно чистому веществу (таких в приро-
де, кстати, не существует) приписывают определённую хи-
мическую формулу, которая отражает его состав, например:
• Н
2О — вода;
• Na
8[(AlSiO 4)6SO 4] — лазурит.
Выше приведены молекулярные формулы двух веществ.
Следует отметить, что далеко не все вещества состоят из мо-
лекул, так как существуют вещества, которые состоят из ато-
мов или ионов. Например, алмаз состоит из атомов углерода,
а обычная поваренная соль — из ионов Na
+ и ионов Cl – (ус-
ловная «молекула» — NaСl).
Наименьшая частица вещества, которая отражает его ка-
чественный и количественный состав, называется молекулой.
Молекулы состоят из атомов. Атомы в молекуле соединены
при помощи химических связей. Каждый атом обозначается
при помощи символа (химического знака):
• Н — атом водорода;
• О — атом кислорода.
Число атомов в молекуле обозначают при помощи индекса:
индекс
Н
2
2 атома водорода в одной молекуле водорода
Примеры:
• О
2 — это молекула вещества кислорода, состоящая
из двух атомов кислорода;
• Н
2О — это молекула вещества воды, состоящая из двух
атомов водорода и одного атома кислорода.
Но! Если атомы не связаны химической связью, то их число
обозначают при помощи коэффициента:
коэффициент

два атома водорода
3О три атома кислорода

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «Химия» 11
Аналогично изображают число молекул:
• 2Н
2 — две молекулы водорода;
• 3Н
2О — три молекулы воды.
Почему атомы водорода и кислорода имеют разное назва-
ние, разный символ? Потому что это атомы разных химиче-
ских элементов.
Химический элемент — это частицы с одинаковым зарядом
ядер их атомов.
Что такое ядро атома? Почему заряд ядра является призна-
ком принадлежности атома к данному химическому элементу?
Чтобы ответить на эти вопросы, следует уточнить: изменяют-
ся ли атомы в химических реакциях? Из чего состоит атом
*?
Атом не имеет заряда, хотя и состоит из положительно за-
ряженного ядра и отрицательно заряженных электронов:
атом водорода
+1электрон
ядрое
В ходе химических реакций число электронов любого атома
может изменяться, но заряд ядра атома в химических реакциях
НЕ МЕНЯЕТСЯ!
Поэтому заряд ядра атома — своеобразный «паспорт» хими-
ческого элемента. Все атомы с зарядом ядра +1 принадлежат
химическому элементу под названием «водород». Атомы с за-
рядом ядра +8 составляют химический элемент «кислород».
Каждому химическому элементу присвоен химический сим-
вол (знак), порядковый номер в таблице Менделеева (порядко-
вый номер равен заряду ядра атома); определённое название
и, для некоторых химических элементов, особое прочтение
символа в химической формуле (табл. 1).
Подведём итог. Вещества состоят из молекул, молекулы со-
стоят из атомов, атомы с одинаковым зарядом ядра относятся
к одному и тому же химическому элементу.
Но, если вещество состоит из молекул, то любое изменение
состава или строения молекулы приводит к изменению самого
вещества, его свойств.
*
Подробнее о строении атома рассказано в главе 3.

12 Часть 1. Элементы общей химии
Таблица 1
Символы (знаки) химических элементов
Номер СимволПрочтение
в формулеНазвание
1 H аш водород
6 C це углерод
7 N эн азот
8 O о кислород
9 F фтор фтор
11 Na натрий натрий
12 Mg магний магний
13 Al алюминий алюминий
14 Si силициум кремний
15 P пэ фосфор
16 S эс сера
17 Cl хлор хлор
19 K калий калий
20 Ca кальций кальций
23 V ванадий ванадий
24 Cr хром хром
25 Mn марганец марганец
26 Fe феррум железо
29 Cu купрум медь
30 Zn цинк цинк
35 Br бром бром
47 Ag аргентум серебро
50 Sn станнум олово
53 I иод иод
56 Ba барий барий
79 Au аурум золото
80 Hg гидраргирум ртуть
82 Pb плюмбум свинец

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «Химия» 13
Вопрос. Чем отличаются химические формулы веществ: Н 2О
и Н
2О2?
Хотя по составу молекулы этих веществ отличаются на один
атом кислорода, сами вещества по свойствам сильно отлича-
ются друг от друга. Воду Н
2О мы пьём и жить без неё не мо-
жем, а Н
2О2 — перекись водорода, пить нельзя, а в быту её
используют для обесцвечивания волос.
Вопрос. А чем отличаются химические формулы веществ:
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 — аллозы (А) и глюкозы (Б) — одина-
ков — С
6Н12О6. Отличаются они строением молекул, в данном
случае — расположением групп ОН в пространстве. Глюкоза —
универсальный источник энергии для большинства живых
организмов, а аллоза практически не встречается в природе
и не может быть источником энергии.
1.2. Простые и сложные вещества.
Валентность
Вещества бывают простые и сложные. Если молекула со-
стоит из атомов одного химического элемента, — это простое
вещество:
Са, Сl
2, О 3, S 8 и так далее.
Если в состав вещества входят атомы только одного хими-
ческого элемента — это простое вещество. Причём некоторые

14 Часть 1. Элементы общей химии
химические элементы образуют несколько простых веществ.
Так, химический элемент кислород образует простое вещество
«кислород» О
2 и простое вещество «озон» О 3*. А химический
элемент углерод образует четыре простых вещества, причём
ни одно из них не называется «углерод». Эти вещества отли-
чаются пространственным расположением атомов:
• алмаз — атомы углерода находятся в вершинах вообра-
жаемых тетраэдров;
• графит — атомы углерода находятся в одной плоскости;
• карбин — атомы углерода образуют «нити».
В четвертой модификации «углерода» — фуллерене — атомы
углерода образуют сферу, т. е. молекулы фуллерена напомина-
ют мячик.
Существование элемента в виде нескольких простых ве-
ществ называется аллотропией. Алмаз, графит, карбин, фулле-
рен — аллотропные модификации элемента «углерод», а кисло-
род и озон — аллотропные модификации элемента «кислород»
Таким образом, не следует путать эти понятия: «химический
элемент» и «простое вещество», а также «молекула» и «атом».
Очень часто в письменных записях слова «молекула» или
«атом» заменяют соответствующими символами, но не всег-
да правильно. Так, нельзя писать: «В состав воды входит Н
2»,
так как речь здесь идёт о химическом элементе водороде —
Н. Нужно писать: «В состав воды входит (Н)». Аналогично,
правильной будет запись: «При действии металла на раствор
кислоты выделится Н
2», т. е. вещество водород, молекула ко-
торого двухатомна.
*
В 2002 г. появилось сообщение о существовании ещё одного про-
стого вещества кислорода — O
4.

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «Химия» 15
Молекулы сложных веществ состоят из атомов разных хи-
мических элементов:
H
2O, NO, H 3PO 4, C12H22O11 и так далее.
Как известно, в состав сложных веществ входят атомы раз-
ных химических элементов. Эти атомы соединяются между
собой химическими связями: ковалентными, ионными, ме-
таллическими.
Способность атома образовывать определённое число кова-
лентных химических связей называется валентностью. (Под-
робнее см. главу 4 «Химическая связь».) Правильнее всего
определять валентность по графическим или структурным
формулам:
С валентность Са равна двум (II)
Са
С валентность С равна четырём (IV)
В таких формулах одна чёрточка обозначает одну ковалент-
ную связь, т. е. «одну валентность». На практике чаще всего
валентность определяют по молекулярной формуле, хотя
здесь правильнее говорить о степени окисления элемента (см.
главу 7). Иногда результат определения степени окисления
соответствует реальному значению валентности, но бывают
и неодинаковые результаты.
Задание 1.1. Определите «валентность» (степени окисления)
атомов кальция и углерода по формуле СаС
2. Совпадает ли по-
лученный результат с реальным значением валентности?
В устойчивой молекуле не может быть «свободных», «лиш-
них» валентностей! Поэтому для двухэлементной молекулы
число химических связей (валентностей) атомов одного эле-
мента равно общему числу химических связей атомов другого
элемента.
Валентность атомов некоторых химических элементов по-
стоянна (табл. 2).
Для других атомов валентность
* можно определить (вычис-
лить) из химической формулы вещества.
*
Строго говоря, по нижеизложенным правилам определяют не ва-
лентность, а степень окисления (см. главу 7). Но поскольку в не-
которых соединениях числовые значения этих понятий совпада-
ют, то иногда по формуле можно определять и валентность.

16 Часть 1. Элементы общей химии
При этом следует учитывать изложенное выше правило
о химической связи.
х II
Мn O
2 х·1 = 4; II·2 = 4, где х — валентность Мn;
х = 4, то есть в этой химической формуле марганец
четырёхвалентен.
Сделаем практические выводы.
1. Если один из атомов в молекуле одновалентен, то валент-
ность второго атома равна числу атомов первого элемента (см.
на индекс!):
IV I
CH
4
2. Если число атомов в молекуле одинаково, то валентность
первого атома равна валентности второго атома:
II II
Ca S
3. Если у одного из атомов индекс отсутствует, то его ва-
лентность равна произведению валентности второго атома
на его индекс:
? II
SO
3 II · 3 = 6 SO 3
4. В остальных случаях ставьте валентности «крест-на-
крест», т. е. валентность первого атома равна числу атомов
второго элемента и наоборот:
V II
P
2O5
Таблица 2
Значение постоянных валентностей некоторых элементов
Валентность Символы элементов
I H, F, Ag, Na, K
II O, Ca, Мg, Ba, Zn
III Аl

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «Химия» 17
Задание 1.2. Определите валентности элементов в соеди-
нениях:
CO
2, CO, Mn 2O7, Cl 2O, P 2O3, AlP, Na 2S, NH 3, Mg 3N2
Вначале укажите валентности атомов, у которых она посто-
янна! Аналогично определяется валентность атомных групп
(ОН), (РО
4), (SО 4) и так далее.
Задание 1.3. Определите валентности атомных групп (в фор-
мулах выделены курсивом):
Ca(OH)
2, Fe(OH) 3, H 3PO 4, Ca 3(PO 4)2, H 2SO 4, CuSO 4
Обратите внимание! Одинаковые группы атомов (OH),
(РО
4), (SO 4) имеют одинаковые валентности во всех соединениях.
Зная валентности атома или группы атомов можно соста-
вить формулу соединения. Для этого пользуются правилами:
• если валентности одинаковы, то и число атомов одина-
ково, т. е. индексы не ставим: II II
С О
• если валентности кратны (одно число делится на другое),
то число атомов элемента с меньшей валентностью опре-
деляем делением:
IV II
CO x IV : II = 2 формула CO 2
• в остальных случаях индексы определяют «крест-на-
крест»:
III II
Al2O3
Задание 1.4. Составьте химические формулы соединений:
III VI I II V II IVа) CrO, CrO, NO, NO, PO, ZnS, SO
III II II I II III
б) Fe(SO 4), Cu(NO 3), Ca(SO 4), Mg(PO 4)
1.3. Уравнения химических реакций
Вещества, состав которых отражают химические формулы,
могут участвовать в химических процессах (реакциях). Графи-

18 Часть 1. Элементы общей химии
ческая запись, соответствующая данной химической реакции,
называется уравнением химической реакции. Например, при
сгорании (взаимодействии с кислородом) угля происходит
химическая реакция:
С + O
2 = CO 2
Запись показывает, что один атом углерода С, соединяясь
с одной молекулой кислорода O
2, образует одну молекулу
углекислого газа СО
2. Число атомов каждого химического эле-
мента до и после реакции должно быть одинаково! Это пра-
вило — следствие Закона сохранения массы вещества: масса
исходных веществ равна массе продуктов реакции. Закон был
открыт в 18-м веке М. В. Ломоносовым и, независимо от него,
А. Л. Лавуазье.
Выполняя этот закон, необходимо в уравнениях химиче-
ских реакций расставлять коэффициенты так, чтобы число
атомов каждого химического элемента не изменялось в резуль-
тате реакции. Например, при разложении бертолетовой соли
КClO
3, получается соль КСl и кислород О 2:
КClO
3 → КСl + О 2
Число атомов калия и хлора одинаково, а кислорода — раз-
ное. Уравняем их:
2 КClO
3 → КСl + 3О 2
Теперь изменилось число атомов калия и хлора до реакции.
Уравняем их:
2КClO
3 → 2КСl + 3О 2
Теперь между правой и левой частями уравнения можно по-
ставить знак равенства:
2КClO
3 = 2КСl + 3О 2
Полученная запись показывает, что при разложении двух
молекул КClO
3 получается две молекулы КСl и три молекулы
кислорода O
2. Число молекул показывают при помощи коэф-
фициентов.
При подборе коэффициентов необязательно считать от-
дельные атомы. Если в ходе реакции не изменился состав

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «Химия» 19
некоторых атомных групп, то можно учитывать число этих
групп, считая их единым целым:
CaCl
2 + Na 3PO 4 → (CaPO 4) + (NaCl)
Последовательность действий такова:
1. Определим валентность исходных атомов и группы PO
4:
II I I III
CaCl 2 + Na 3PO 4 → … + …
2. Перенесём эти числа в правую часть уравнения:
II I I III II III I I
CaCl 2 + Na 3PO 4 → (CaPO 4) + (NaCl)
3. Составим химические формулы полученных веществ по
валентностям составных частей:
II III
CaCl 2 + Na 3PO 4 → Ca 3(PO 4)2 + NaCl
4. Обратим внимание на состав «самого сложного» соеди-
нения: Ca
3(PO 4)2 и уравняем число атомов кальция (их три)
и число групп РО
4 (их две):
3СаС1
2 + 2Na 3PO 4 → Ca 3(PO 4)2 + NaCl
5. Число атомов натрия и хлора до реакции теперь стало
равным шести; доставим соответствующий коэффициент:
3CaCl
2 + 2Na 3PO 4 = Ca 3(PO 4)2 + 6NaCl
Эти правила образуют Алгоритм составления уравнений
химических реакций обмена, так как, пользуясь этой после-
довательностью, можно уравнять схемы многих химических
реакций, за исключением более сложных окислительно-вос-
становительных реакций (см. главу 7).
Химические реакции бывают разных типов. Основными
являются:
1. Реакции соединения:
А + В → АВ
Здесь из двух и более веществ образуется одно вещество:

20 Часть 1. Элементы общей химии
Са + С1 2 = CaCl 2
2. Реакции разложения:
АВ → А + В
Здесь из одного вещества получаются два вещества и более
веществ:
Ca(HCO
3)2 → CaCO 3 + CO 2 + H 2O
3. Реакции замещения:
А + ВХ → АХ + В
Здесь реагируют простое и сложное вещества, образуются
также простое и сложное вещества, причём простое вещество
замещает часть атомов сложного вещества:
Fe + CuSO
4 → Cu + FeSO 4
4. Реакции обмена:
АВ + XY → АY + XВ
Здесь реагируют два сложных вещества и получаются два
сложных вещества. В ходе реакции сложные вещества обме-
ниваются своими составными частями:
Al(OH)
3 + HCl → AlCl 3 + H 2O (это H–OH)
Существуют и другие типы химических реакций.
Задание 1.5. Расставьте коэффициенты в предложенных
выше примерах.
Задание 1.6. Расставьте коэффициенты и определите тип
химической реакции:
Fe(OH)
3 → Fe 2O3 + H 2O
Al + H
2SO 4 → Al 2(SO 4)3 + H 2 HNO 3 + Cu(OH) 2 → Cu(NO 3)2 + H 2O
P + O
2 → P 2O5
ВЫВОДЫ по главе 1
Вещества бывают простые и сложные. Состав веществ по-
казывают при помощи химических формул. Формулы веществ

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «Химия» 21
составляют, учитывая валентности составных частей этих ве-
ществ. Запись химического процесса при помощи формул на-
зывается уравнением химической реакции. Химические реак-
ции бывают разных типов: обмена, замещения, разложения,
соединения и другие.
Вопросы и упражнения к главе 1
1. Что изучает химия?
2. Из каких частиц состоит вещество?
3. Дайте определения следующим понятиям: «молекула»,
«атом», «ион», «химический элемент».
4. Замените в следующих фразах слова «кислород» и «озон»
соответствующими химическими символами или химически-
ми формулами.
а) Рыбы дышат кислородом, растворённым в воде.
б) Кислород образует два простых вещества — кислород
и озон.
5. Проставьте в следующих фразах вместо многоточия сло-
ва: «химический элемент», «простое вещество», «молекула»,
«атом».
а) …водород — самый распространённый во Вселенной.
б) В состав … воды входят два … водорода.
в) При действии на кислоту металла выделяется … водород.
6. Указать число атомов каждого химического элемента
в соединениях:
Al
2S3, СаS, МnО 2, NH 3, Mg 3P2, SO 3, Са(NО 3)2.
7. Определите, какие из веществ являются простыми, а ка-
кие — сложными:
Na
2O, Na, O 2, CaCl 2, Cl 2.
Прочитайте формулы этих веществ.
8. Выучите значение постоянных валентностей некоторых
элементов (табл. 2). Составьте химические формулы веществ,
обозначив в формулах значение постоянных валентностей:
III II III I IV III
a) NaN, AlS, PH, MgCl, SO, NO;

22 Часть 1. Элементы общей химии
III II I II II I
б) NaPO 4, ZnSO 4, CaNO 3, KSiO 3, CuOH.
9. Определите валентность химических элементов в соеди-
нениях:
N
2O, Fe 2O3, PbO 2, N 2O5, HBr, SiH 4, H 2S, MnO, Al 2S3.
10. Расставьте коэффициенты и укажите тип химической
реакции:
а) Mg + O
2 → MgO
б) Al + CuCl
2 → AlCl 3 + Cu
в) NaNO
3 → NaNO 2 + O 2 г) AgNO 3 + BaCl 2 → AgCl + Ba(NO 3)2 д) Al + HCl → AlCl 3 + H 2 е) KOH + H 3PO 4 → K 3PO 4 + H 2O
ж) CH
4 → C 2H2 + H 2

Глава 2. ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ
НЕОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ
2.1. Оксиды
Оксиды — сложные вещества, молекулы которых состоят
из атомов двух химических элементов, один из которых — кис-
лород. Атом кислорода в оксидах всегда имеет степень окис-
ления –2.
Определите, какое из следующих соединений — оксид:
PH
3, H3PO 4, P 2O5.
Оксидом является последнее соединение — P
2O5 (в состав
РН
3 не входит атом кислорода, а в состав H 3PO 4 входят атомы
трёх химических элементов: H, Р, O).
Оксиды называют по схеме:
оксид чего? (название элемента).
Например: СаО — оксид кальция.
Если оксид образован химическим элементом с переменной
валентностью, то после названия элемента, нужно указать его
валентность.
Например: Fe
2О3 — оксид железа III,
FеО — оксид железа II.
Задание 2.1. Среди следующих соединений найдите оксиды
и назовите их:
N
2O3, NH 3, MnO 2, H 2O, HCl, NaOH, Na 2O, P 2O5, H 2SO 4.
Задание 2.2. Составьте формулы следующих оксидов: оксид
хрома III, оксид углерода IV, оксид магния, оксид серы VI,
оксид азота V, оксид калия, оксид марганца VI.
Многие оксиды могут реагировать с кислотами или осно-
ваниями. Продуктами таких реакций являются соли. Поэтому
такие оксиды называются солеобразующими.

24 Часть 1. Элементы общей химии
Однако существует небольшая группа оксидов, которые
к таким реакциям не способны. Такие оксиды называются
несолеобразующими:
H
2O, CO, N 2O, NO, F 2O.
Задание 2.3. Назовите эти несолеобразующие оксиды.
Некоторые оксиды имеют особые (тривиальные) названия:
Н
2О — вода,
СО — угарный газ,
СО
2 — углекислый газ и др.
Солеобразующие оксиды делятся на три группы: основные,
кислотные, амфотерные.
Точно установить характер оксида можно, только изучая его
химические свойства. Например, кислотные оксиды реаги-
руют с основаниями и не реагируют с кислотами. Основные
оксиды реагируют с кислотами и не реагируют с основаниями.
Амфотерные оксиды могут реагировать и с кислотами, и с ос-
нованиями, причём, реагируя с кислотами, они проявляют
свойства основных оксидов, а реагируя с основаниями, — кис-
лотных.
Отсюда вывод: в химических реакциях участвуют вещества
с противоположными свойствами:
• основание и кислота;
• металл и неметалл;
• окислитель и восстановитель.
Впрочем, последние два случая мы рассмотрим позднее (см.
главы 2.4 и 7).
Поэтому, если определить по формуле оксида, какими свой-
ствами он обладает, — можно предсказать, возможна ли эта
реакция или нет! Но КАК это сделать?
Вот некоторые правила:
• неметаллы образуют только кислотные оксиды
*;
• металлы могут образовывать разные оксиды — основные,
амфотерные, кислотные — в зависимости от валентности
металла.
*
Обратите внимание, что и безразличные оксиды образуются толь-
ко неметаллами.

Глава 2. Основные классы неорганических соединений 25
Предсказать свойства оксида металла может помочь эта
схема.
Валентность металла: I II III IV V VI VII
Характер оксида: основный кислотный
амфотерный
ZnO, SnO, PbO
Al
2O3, Cr 2O3

Итак, основные оксиды металлов от кислотных оксидов
металлов отличить легко: малая валентность металла — основ-
ный оксид; большая — кислотный. Но как быть с амфотерными
оксидами? «Любимая» валентность металлов в этих оксидах —
III. Но есть и исключения. Поэтому желательно запомнить
формулы наиболее часто встречающихся амфотерных оксидов:
ZnO, Al
2O3, SnO, PbO, Cr 2O3.
Задание 2.4. Назовите эти амфотерные оксиды.
Задание 2.5. Классифицируйте нижеприведённые оксиды:
V
2O5, SO 2, ZnO, Fe 2O3, SO 3, CO 2, Li 2O, FeO, Al 2O3, H 2O, BaO.
Упражнение рекомендуется выполнить по схеме:
• определить, не является ли данный оксид несолеобра-
зующим;
• определить, какой элемент входит в состав оксида: ме-
талл или неметалл, для чего выписать из таблицы Мен-
делеева символы элементов – неметаллов: они располо-
жены в главных подгруппах выше линии БОР — АСТАТ
и на этой линии. Это:
Н
В С N O F
Si P S Cl
As Se Br
Te I
At
Рис. 1. Неметаллы в Периодической системе
химических элементов Менделеева
• если в состав оксида входит атом неметалла — то оксид
кислотный;

26 Часть 1. Элементы общей химии
• для атома металла определить валентность, и по схеме
определить характер оксида: основный, амфотерный или
кислотный.
Например:
• Сr
2О3 — амфотерный, так как хром — металл с низкой
валентностью III;
• N
2O3 — кислотный оксид, так как азот — неметалл;
• СrO
3 — кислотный оксид, так как хром — металл с высо-
кой валентностью VI.
Зная характер оксида, можно описать его свойства.
Свойства кислотных оксидов
1. Кислотные оксиды, кроме SiО 2, реагируют c водой, об-
разуя кислоту:
CO
2 + H 2O → H 2CO 3
Чтобы составить формулу кислоты, нужно «сложить» все
атомы исходных веществ, записывая на первом месте символ
водорода, на втором — символ элемента, образующего оксид,
и на последнем — символ кислорода. Если индексы получи-
лись чётными, их можно сократить:
N
2O3 + H 2O → H 2N2O4, или 2HNO 2
Эти же реакции можно записать в виде «арифметического
примера»:
CO
2 H2O
H
2CO 3
+ N 2O3 H2 O
H
2N2O4 2HNO 2
+
Задание 2.6. Составьте уравнения реакций с водой для
кислотных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут по
схеме:
кислотный оксид + вода → кислота
2. Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами, об-
разуя соль соответствующей кислоты, т. е. кислоты, которая
образуется при взаимодействии этого оксида с водой (см.
выше):

Глава 2. Основные классы неорганических соединений 27
CO 2 + Na 2O Na 2CO 3 H2O
H
2 CO 3
+
кислотный
оксид основный
оксид
III
соль
Для того чтобы составить такое уравнение, нужно:
• составить формулу кислоты («прибавив» к молекуле ок-
сида молекулу воды);
• определить валентность кислотного остатка (это часть
молекулы кислоты без атомов водорода). В данном слу-
чае кислотный остаток имеет состав СО
3, его валентность
равна числу атомов водорода в кислоте, т. е. II;
• составить формулу соли, записав вместо атомов водорода
атом металла из основного оксида с его валентностью
(в данном случае — натрий);
• составить формулу соли по валентности металла и кис-
лотного остатка.
Задание 2.7. Составьте уравнения реакций с оксидом каль-
ция кислотных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут
по схеме:
кислотный оксид + основный оксид → соль
3. Кислотные оксиды реагируют с основаниями, образуя соль
соответствующей кислоты и воду:
CO
2 + Ba(OH) 2 BaCO 3 + H 2O
H
2O
H
2CO 3
+ соль II II
основание
Принципы составления уравнения те же, что и для реакций
с основными оксидами (см. пункт 2).
Задание 2.8. Составьте уравнения реакций с гидроксидом
натрия NаОН кислотных оксидов из задания 2.5, зная, что
реакции идут по схеме:
кислотный оксид + основание → соль + вода

28 Часть 1. Элементы общей химии
ЗАПОМНИТЕ! Кислотные оксиды и с кислотами и кислот-
ными оксидами НЕ РЕАГИРУЮТ!
Свойства основных оксидов
1. Основные оксиды реагируют с водой, образуя основание.
Реакция происходит, если получающееся основание раство-
римо в воде.
Общая формула оснований Ме(ОН)х, где х — валентность
металла, равная числу ОН групп.
СаО + Н
2О → Са(ОН) 2
Fe 2O3 + Н 2О ?
Последняя реакция не идет, так как основание Fe(ОН)
3 нерастворимо в воде. Растворимость веществ в воде можно
определить по таблице растворимости (рис. 2).
К+ Са 2+ Fe3+
OH – рмн
Cl
– рр
CO
32– рн
Рис. 2. Таблица растворимости (фрагмент)
При определении возможности протекания данной реак-
ции можно использовать и другое правило.
Основный оксид реагирует с водой, если он образован ак-
тивным металлом. Такие металлы стоят в ряду напряжений
до магния (см. табл. 3).
Li K Ba Ca Na Mg…
Задание 2.9. Составьте уравнения реакций с водой для
основных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут по
схеме:
основный оксид + вода → основание
2. Основные оксиды реагируют с кислотами, образуя соль
и воду:
Условные обозначения:
р — растворимо в воде;
м — малорастворимо в воде;
н — нерастворимо в воде;
р и м — реагируют с водой.

Глава 2. Основные классы неорганических соединений 29
II I II I
СаО + 2 HNO 3 → Ca(NO 3)2 + H 2O оксид кислота соль
основный
Обратите внимание: при составлении формулы соли нужно
вместо атомов водорода в формуле кислоты написать символ ме-
талла, а затем составить полученную формулу по валентности.
Задание 2.10. Составьте уравнения реакций с Н
2SО 4 для
основных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут по
схеме:
основный оксид + кислота → соль + вода
3. Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами, об-
разуя соль (см. задание 2.7).
4. Некоторые основные оксиды реагируют при нагревании
с водородом, при этом образуется металл и вода:
CuO + H
2 → Cu + H 2O
ЗАПОМНИТЕ! Основные оксиды с основаниями и основными
оксидами НЕ РЕАГИРУЮТ!
Таблица 3
Растворимость солей, кислот и оснований в воде
Ионы H + K+ Na+ Ag+Ba2+ Ca2+Mg 2+Zn2+Cu2+ Pb2+ Fe3+ Al3+
OH – РР–РММННМНН
NO
3– РРРРРРРРРРРР
Cl
– РРРНРРРРРМРР
S
2– Р Р Р Н Р – – НННН –
SO
42– РРРМНМРРРМРР
CO
32– Р Р РМННМН–Н– –
SiO
32– НР Р –НННН–Н– –
PO
43– Р Р Р ННННННННН
CH
3COO – РРРРРРРРРРРР
P — растворимые; М — малорастворимые; Н — нерастворимые; – — разлагаются
под водой или не существуют
Ряд активности металлов/электрохимический ряд напряжений
активность металлов уменьшается
Li Rb K Cs Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

30 Часть 1. Элементы общей химии
ВЫВОД. В реакцию легче всего вступают вещества с проти-
воположными свойствами, и не вступают в реакцию вещества
со сходными свойствами.
Свойства амфотерных оксидов
Амфотерные оксиды (от греч. amphi — двойной) проявляют
двойственные свойства: они могут реагировать и с кислотами,
и с основаниями (точнее, со щелочами). При этом образуются
соль и вода.
Например,
ZnO + 2HCl → ZnCl
2 + H 2O
кислота соль
I II
ZnO + 2КОН → К 2ZnO 2 + H 2O

как основание
кислотный
оксид
II
ZnO + Н 2О Н 2ZnO 2*
Задание 2.11. Составьте уравнения реакций с КОН и с НNО 3
для амфотерных оксидов из задания 2.5.
Задание 2.12. С какими веществами (Н
2О, NаОН, НСl) мо-
гут реагировать оксиды:
Cr
2O3, CrO, SO 3, V 2O5?
Составьте уравнения необходимых реакций. При составле-
нии уравнений реакций помните:
• реагируют вещества с противоположными свойствами;
• сначала определите, какой это оксид (см. задание 2.5);
• затем, исходя из свойств этого оксида, составьте урав-
нения, пользуясь схемами заданий 2.6–2.10 и выше-
*
Такая реакция не происходит, но эта схема позволяет определить
состав «кислотного остатка» и его валентность, а затем составить
химическую формулу соли.оксид
амфотерный
как основный
оксид

Глава 2. Основные классы неорганических соединений 31
приведенными уравнениями реакций для амфотерных
оксидов.
Способы получения оксидов
Оксиды могут быть получены при разложении некоторых
кислот, оснований, солей:
H
2SO 3 → SO 2 + H 2O
Cu(OH)
2 → CuO + H 2O
Са(НСО
3)2 → Н 2О + СО 2 + СаСО 3
Оксиды обычно получают при сгорании в кислороде про-
стых и сложных веществ:
Mg + O
2 → MgO
C + O
2 → CO 2 H2 + O 2 → H 2O
Обратите внимание! При сгорании сложных веществ об-
разуются оксиды элементов, которые входят в его состав.
Исключение составляют только азот и галогены (F, Cl, Br, I),
которые выделяются в виде простых веществ. Например:
CH
4 + O 2 → CO 2 + H 2O
NH
3 + O 2 → N 2 + H 2O
ВЫВОДЫ по главе 2.1
Молекулы оксидов состоят из атомов двух элементов.
Один из этих элементов — кислород.
Оксиды, образующие соли, бывают кислотные, амфотер-
ные и основные.
Оксиды реагируют с веществами, которые проявляют про-
тивоположные свойства.
Основные оксиды — с кислотными оксидами или кислота-
ми.
Кислотные оксиды — с основными оксидами или основа-
ниями.
Амфотерные — и с кислотами, и с основаниями (щело-
чами).
В каждой из таких реакций образуется соль и вода.

32 Часть 1. Элементы общей химии
2.2. Кислоты
Кислоты — это сложные вещества, в состав молекул кото-
рых входит активный атом водорода и кислотный остаток.
Этот активный атом водорода в химических реакциях спо-
собен замещаться на атом металла, в результате чего всегда
получается соль.
В формулах неорганических кислот этот атом водорода за-
писывается на первом месте
*:
КНСО
3 Н 2СО 3 КОН не кислота кислота не кислота
В состав любой кислоты кроме атомов водорода входит кис-
лотный остаток. Кислотный остаток — это часть молекулы
кислоты без атомов водорода (которые могут быть замещены
на атом металла). Валентность кислотного остатка равна числу
таких атомов водорода:
III
H3 PO 4
кислотный остаток
При определении валентности кислотного остатка учиты-
ваются те атомы водорода, которые участвовали в реакции
или могут участвовать в ней. Так, фосфорной кислоте Н
3РО 4,
в зависимости от условий, могут соответствовать кислотные
остатки иного состава:
кислотные
остатки I
H3PO 4 (H 2PO 4)
II
H3PO 4 (HPO 4)
кислоты–1H
–2H
У органических кислот не все атомы водорода в молекуле
способны замещаться на атом металла:
*
В химических формулах органических кислот атом водорода стоит
в конце, например, CH
3–COOH уксусная кислота.

Глава 2. Основные классы неорганических соединений 33
I
CH 3COOH (CH 3COO)
кислотный остаток
не активный
атомактивный
атом
Задание 2.13. Определите состав и валентность кислотных
остатков для кислот, учитывая, что все атомы водорода кислот
участвуют в реакции:
HNO
3, H 2S, NaHCO 3, H 2SO 3, KOH, HMnO 4.
По числу атомов водорода кислоты делят на одноосновные
и многоосновные:
• НС1 — одноосновная, так как один атом водорода;
• Н
2СО 3 — двухосновная, так как два атома водорода.
По составу кислоты делят на:
• бескислородные: НСl, Н
2S;
• кислородсодержащие: НСlO, Н
2SO 4.
Бескислородные кислоты представляют собой растворы не-
которых газов в воде, при этом и растворённому газу, и полу-
ченному раствору приписывают одинаковые свойства, хотя
это не так. Например, из простых веществ водорода и хлора
получается газ хлороводород:
H
2 + Cl 2 → 2HCl
Этот газ не проявляет кислотных свойств, если он сухой:
его можно перевозить в металлических ёмкостях, и никакой
реакции не происходит. Но при растворении хлороводорода
в воде получается раствор, который проявляет свойства силь-
ной кислоты, её перевозить в металлических ёмкостях нельзя!
Этот раствор называется «соляная кислота».
Названия бескислородных кислот составляют по принципу:
«ЭЛЕМЕНТ» + «ВОДОРОД»ная кислота
• H
2S — сероводородная кислота (это раствор газа серо-
водорода в воде);
• НСl — хлороводородная (соляная) кислота (это раствор
газа хлороводорода в воде);
• НF — фтороводородная (плавиковая) кислота (это рас-
твор газа фтороводорода в воде).
Кислородсодержащие кислоты могут быть получены
при действии воды на кислотные оксиды (см. задание 2.6).

34 Часть 1. Элементы общей химии
Исходные кислотные оксиды называются «АНГИДРИДЫ
кислот»:
P
2O5 + H 2O → 2HPO 3 метафосфорная
кислота
Метафосфорная кислота неустойчива и, присоединяя воду,
превращается в более устойчивую кислоту:
НРО
3 + Н 2О → Н 3РО 4 ортофосфорная кислота
(фосфорная кислота)
или в суммарном виде:
Р
2О5 + 3Н 2О = 2Н 3РО 4
Таким образом, Р 2O5 — ангидрид фосфорной кислоты, а так-
же некоторых других, менее устойчивых кислот.
Обратите внимание: название кислородосодержащей кис-
лоты содержит в виде корня название элемента, входящего
в состав ангидрида:
фосфор Р → Р
2О5 → Н 3РО 4, фосфорная кислота.
Если элементу соответствуют несколько кислот, то для кис-
лоты с большей валентностью элемента, входящего в состав
ангидрида, в названии употребляют суффикс «Н» или «В». Для
кислот с меньшей валентностью элемента в названиях добав-
ляют еще один суффикс «ИСТ».
Валентность элемента проще всего определять по формуле
ангидрида:
III
N 2O3 HNO 2 азотистая
N
V
N 2O5 HNO 3 азотная
IV
SO 2 H 2SO 3 сернистая
S
VI
SO 3 H 2SO 4 серная

Глава 2. Основные классы неорганических соединений 35
Обратим внимание, что в названии сернистой кислоты ос-
новной суффикс -ИСТ-, а суффикс -Н- введён дополнительно
для благозвучия.
Сведём всё известное о названиях кислот в таблицу 4.
Таблица 4
Состав и названия кислот
Ангидрид Кислота Название
нет НС1 Соляная, хлороводородная
CO
2 Н2СОз Угольная
SiO
2 ? Кремниевая
N
2O3 ? Азотистая
N
2O5 ? Азотная
SO
2 ??
SO
3 ??
P
2O5 ??
CrO
3 ? Хромовая
нет H
2S Сероводородная
Задание 2.14. Заполнить табл. 4, заменив знаки вопросов
формулами и названиями соответствующих кислот.
Задание 2.15. Напишите НА ПАМЯТЬ формулы кислот:
кремниевой, сернистой, серной, сероводородной, азотистой,
азотной, соляной, фосфорной, угольной.
Укажите ангидриды этих кислот (там, где они существуют).
Свойства кислот
Главным свойством всех кислот является их способность
образовывать соли. Соли образуются в любой реакции, в кото-
рой участвует кислота, при этом замещаются активные атомы
водорода (один, все или несколько).
1. Кислоты реагируют с металлами. При этом атом водорода
кислоты замещается на атом металла — в результате образует-
ся растворимая соль
* и водород:
*
Если образуется нерастворимая соль, то эта соль закрывает по-
верхность металла и реакция останавливается.

36 Часть 1. Элементы общей химии
II II II
Mg + H 2SO 4 MgSO 4 + H 2
металл
до «Н»соль
(р)
Не все металлы способны вытеснять водород из растворов
кислот: этот процесс возможен только для тех металлов, ко-
торые стоят в ряду напряжений ДО водорода (рис. 3 или таб-
лица 3).
Рис. 3. Ряд напряжений
РЯД НАПРЯЖЕНИЙ
Li К Ba Са Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag
вытесняют водород из растворов не вытесняют
кислот водород
у б ы в а е т а к т и в н о с т ь м е т а л л о в
Задание 2.16. Составьте уравнения возможных реакций:
серная кислота + алюминий →
соляная кислота + серебро →
бромоводородная кислота + цинк →
При составлении уравнений пользуйтесь рядом напряже-
ний и схемой реакции:
кислота + металл (до водорода) → соль + водород
Не забывайте, составляя формулы солей, учитывать валент-
ность металла и кислотного остатка.
Некоторые кислоты могут растворять металлы, которые
стоят в ряду напряжения после водорода, но водород при этом
не выделяется:
Cu + HNO
3 → Cu(NO 3)2 + NO + H 2O
2. Кислоты реагируют с основаниями, образуя соль и воду
*.
Это реакция обмена, и поэтому валентность составных частей
в результате реакции не меняется:
*
Реакция между кислотой и основанием называется реакцией ней-
трализации.

Глава 2. Основные классы неорганических соединений 37
III II II III
H
3PO 4 + Ca(OH) 2 Ca 3(PO 4)2 + H 2O кислота основание соль
Расставим коэффициенты:

3РО 4 + 3Са(ОН) 2 = Са 3(РО 4)2 + 6Н 2О
Задание 2.17. Составьте аналогичные уравнения реакций
по схеме:
кислота + основание → соль + вода
для:
• серной кислоты и Fe(ОН)
3;
• соляной кислоты и Ва(ОН)
2;
• сернистой кислоты и NаОН.
Не забудьте:
• составить формулу соли по валентности металла и кис-
лотного остатка;
• расставить коэффициенты.
3. Кислоты могут реагировать с солями. При этом сильная
кислота вытесняет более слабую из её соли.
К сильным кислотам относятся: серная, азотная, соляная
и др.
К слабым кислотам относятся: угольная, кремниевая, серо-
водородная, азотистая.
Происходит реакция обмена: образуется новая соль и новая
кислота.
2HNO
3 + CaCO 3 → Ca(NO 3)2 + H 2CO 3 соль слабой
кислоты Н
2СО 3
Более подробно о подобных реакциях см. в главе 6.
Задание 2.18. Составьте НА ПАМЯТЬ формулы: а) сильных,
б) слабых кислот.
Задание 2.19. Составьте уравнения реакций по схеме:
(более сильная) кислота + соль →
соль + кислота (более слабая):

38 Часть 1. Элементы общей химии
• соляная кислота + FeS →
• азотная кислота + Na
2SiO 3 →
• серная кислота + K
2CO 3 →
4. И, наконец, выяснив свойства кислот, зададим себе во-
прос: а можно ли обнаружить кислоту в растворе? Например,
в одном стакане налита вода, а в другом — раствор кислоты.
Как определить, где кислота? Хотя многие кислоты кислые
на вкус, пробовать их НЕЛЬЗЯ — это опасно! Выручают осо-
бые вещества — ИНДИКАТОРЫ. Это соединения, которые
изменяют цвет в присутствии кислот:
синий ЛАКМУС становится красным;
оранжевый МЕТИЛОРАНЖ тоже становится красным.
ВЫВОДЫ по главе 2.2
Кислоты классифицируются:
• по числу атомов водорода на одноосновные, двухоснов-
ные и т. д.,
• по наличию атома кислорода в составе молекулы на бес-
кислородные и кислородсодержащие,
• по силе на сильные и слабые,
• по устойчивости на устойчивые и неустойчивые.
Кислоты реагируют:
• с активными металлами (до «Н»),
• с основаниями,
• с основными и амфотерными оксидами,
• с солями более слабых кислот.
Кислоты обнаруживаются индикаторами в кислой («крас-
ной») области.
2.3. Основания
Основания — это сложные соединения, в состав молекул
которых входит атом металла и гидроксогруппа ОН:
n
Ме(ОН) n, где n — число групп ОН и валентность металла.
Валентность ОН-группы равна I.

Глава 2. Основные классы неорганических соединений 39
Основания называют по схеме:
гидроксид (чего?) металла (n),
где n — переменная валентность металла.
Например:
• Са(ОН)
2 — гидроксид кальция,
• Fе(OH)
3 — гидроксид железа (III),
• NH
4OH — гидроксид аммония.
Обратите внимание. В состав последнего основания не вхо-
дит атом металла. Это исключение. Валентность группы NН
4
(аммоний) равна I.
Основания бывают растворимые в воде и нерастворимые
в воде. Это легко определить по таблице растворимости.
Растворимые в воде основания называются ЩЕЛОЧАМИ
В состав щелочей входят атомы активных металлов (они на-
ходятся в начале ряда напряжений, до магния). Гидроксид ам-
мония тоже относится к щелочам, так как существует только
в растворах.
Задание 2.20. Составьте, пользуясь таблицей растворимости
или рядом напряжений, химические формулы 2–3 щелочей.
Свойства и способы получения щелочей
Щёлочи можно получить действием активного металла (К,
Nа, Cа, Ва) или его оксида на воду:
2Nа + 2H
2O = 2NаОН + H 2
СаO + H 2O = Са(ОH) 2
1. Растворы щелочей реагируют с кислотными и амфотер-
ными оксидами (см. главу 2.1) и с кислотами (см. гл. 2.2). По-
следняя реакция называется реакцией НЕЙТРАЛИЗАЦИИ:
3NаОН + Н
3РО 4 = Na 3РО 4 + 3Н 2О основание кислота соль
Реакция нейтрализации характерна для всех кислот!
2. Растворы щелочей реагируют с растворами солей. Реак-
ция происходит, если образуется хотя бы одно нерастворимое
соединение. Эта реакция относится к реакциям обмена, т. е.
в результате получается новая соль и новое основание:

40 Часть 1. Элементы общей химии
1. Последняя реакция не происходит, так как оба получен-
ных вещества растворимы в воде.
2. Валентности составных частей исходных молекул опреде-
ляйте по кислотному остатку или по числу групп ОН.
3. Полученные значения валентностей используйте при со-
ставлении формул полученных веществ.
4. Растворимость получаемых веществ определяйте по та-
блице растворимости.
Задание 2.21. Расставьте коэффициенты в вышеприведён-
ных уравнениях реакций.
Задание 2.22. Составьте уравнения реакций обмена:
• Fe(NO
3)3 + гидроксид калия →
• Na
2SO 3 + гидроксид кальция →
• K
3PO 4 + гидроксид аммония →
Определите, какая из реакций не происходит и почему.
3. Растворы щелочей, как и растворы кислот, способны из-
менять окраску индикаторов:
фиолетовый лакмус синеет,
оранжевый метилоранж желтеет,
бесцветный фенолфталеин краснеет.
Все изменения окрасок индикаторов можно свести в та-
блицу 5.
Обратите внимание: если к воде добавить кислоты, то в рас-
творе будет кислая среда; если добавить щелочь — щелочная;
в чистой воде среда нейтральная.
Вопрос 1. Можно ли при помощи фенолфталеина узнать, что
налито в стакане: вода? НCl? КОН? А при помощи лакмуса?

Глава 2. Основные классы неорганических соединений 41
Вопрос 2. Почему реакция между кислотой и щелочью названа
реакцией нейтрализации?
Свойства и способы получения
нерастворимых в воде оснований
Среди нерастворимых в воде оснований следует выделить
особую группу веществ — амфотерные гидроксиды. Их свой-
ства будут рассмотрены ниже. Способы получения их та-
кие же, как и для нерастворимых оснований.
Нерастворимые основания получают, действуя на раствор
соли, в состав которой входит нужный атом металла, раство-
ром щёлочи:
CuSO
4 + 2NaOH = Cu(OH) 2 + Na 2SO 4
Cu(OH) 2
Попробуем определить, какие вещества нужно взять для
того, чтобы получить гидроксид марганца (II):
«находим» по таблице
растворимости
(см. таблицу 3)
Mn(OH) 2
MnCl 2 + 2KOH = Mn(OH) 2 + 2KCl (Mn)
Растворимая соль
марганцаЩелочь
(OH)
Таблица 5
Цвета индикаторов в различных растворах (средах)
Вещество кислота вода щёлочь
Среда
Индикаторкислая нейтральная щелочная
лакмуc красный фиолетовый синий
метилоранж красный оранжевый желтый
фенолфталеин бесцветный красный

42 Часть 1. Элементы общей химии
Задание 2.23. Напишите уравнения реакций, при помощи
которых можно получить: а) гидроксид железа (III), б) гидрок-
сид железа (II).
Свойства нерастворимых в воде оснований во многом отли-
чаются от свойств щелочей: нерастворимые в воде основания
не могут реагировать с растворами солей, а также с амфотер-
ными и некоторыми кислотными оксидами. Они не изменяют
окраску индикатора.
1. Нерастворимые основания могут реагировать с кислота-
ми, если при этом происходит растворение исходного нерас-
творимого вещества (осадка):
Cu(OH)
2 → + H 2SO 4 → CuSO 4 + 2H 2O основание кислота соль
н р
Таким образом, эта реакция возможна, если образуется рас-
творимая соль (см. таблицу 3).
2. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании.
При этом, чем меньше активность металла (см. ряд напряже-
ний), тем легче разлагается основание на оксид и воду:
в момент
получения III III
Fe(OH) 3 Fe 2O3 + H 2O
II II
Cu(OH) 2 CuO + H 2O
I I
AgOH Ag 2O + H 2O
t
н. у.
Свойства амфотерных гидроксидов
Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным окси-
дам. Это означает, что в состав амфотерного гидроксида вхо-
дит тот же атом металла и с той же валентностью, что и в со-
став амфотерного оксида:
III III
Al2O3 Al(OH) 3
Как вы думаете, почему эти вещества называются амфо-
терными? (Если ответить не можете — загляните в главу 2.1.)
Ответ простой — амфотерные соединения проявляют двой-
ственные свойства, т. е. реагируют) и с кислотами, и со щело-
чами (и растворяются при этом):

Глава 2. Основные классы неорганических соединений 43
III
Al(OH) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H 2O
как
основание
нкислота соль
р
Al(OH) 3 + 3NaOH = Na 3AlO 3 + 3H 2O
как
кислота:основание соль
р
III
H
3AlO 3 н
Если эта реакция происходит с растворами щелочей, то
вместо вещества состава Na
3AlO 3 (или NaAlO 2)* образуется
сложное комплексное соединение:
Na
3[Al(OH) 6] или Na[Al(OH) 4]
Задание 2.24. Составьте уравнения реакций с кислотой
и со щёлочью для амфотерных гидроксидов: а) гидроксида
цинка; б) гидроксида хрома (III).
ВЫВОДЫ по главе 2.3
Молекулы неорганических оснований содержат гидроксо-
группу ОН.
Все неорганические основания, кроме NH
4OH, содержат
атом металла.
Основания делят на растворимые в воде (щёлочи) и нерас-
творимые в воде.
Растворы щёлочей реагируют:
• с кислотами (реакция нейтрализации);
• с кислотными и амфотерными оксидами;
• с растворами солей.
Щёлочи обнаруживаются индикаторами в щелочной («си-
ней») области.
*
Ортоалюминиевая кислота H 3AlO 3 теряет молекулу H 2O, и образу-
ется метаалюминиевая кислота HAlO
2, в которой кислотный оста-
ток AlO
2 имеет валентность I.

44 Часть 1. Элементы общей химии
Нерастворимые в воде основания не изменяют окраску ин-
дикатора, могут реагировать с некоторыми кислотами и кис-
лотными оксидами. Термически неустойчивы.
2.4. Соли
Соли — это продукт реакции между кислотой и основанием,
например реакции нейтрализации. Даже если такая реакция
невозможна, ЛЮБОЙ соли можно поставить в соответствие
основание и кислоту. Поэтому в состав любой соли входит
остаток основания (обычно атом металла или группа NH
4)
и остаток кислоты (кислотный остаток).
Задание 2.25. Попробуйте определить для каждой из этих
солей
NH
4NO 3, K 2CO 3, CaHPO 4, CuOHCl,
где в её молекуле остаток кислоты, а где — остаток основания.
Определите валентности составных частей.
Обратите внимание, что в состав некоторых солей входят
атомы водорода или группы ОН. Такое различие подсказыва-
ет, что соли могут быть разных типов. Рассмотрим три вида
солей.
Средние соли. Такие соли получаются, если кислота и осно-
вание полностью прореагировали:
2NaOH + H
2SO 4 = Na 2SO 4 + 2H 2O средняя
соль
Кислые соли. Такие соли получаются, если не все атомы во-
дорода кислоты были замещены на атом металла:
NaOH + H
2SO 4 = NaHSO 4 + H 2O
кислая
соль
Кислотные остатки таких солей содержат атом водорода.
Кислые соли образуются в результате гидролиза некоторых
солей, а также при взаимодействии средней соли с ангидри-
дом «своей» кислоты:

Глава 2. Основные классы неорганических соединений 45
CaCO 3 + H 2O + СО 2 = Ca(HCO 3)2 средняя соль ангидрид кислая соль
угольной угольной угольной
кислоты кислоты кислоты
Кислые соли могут проявлять некоторые свойства кислот,
например они могут реагировать с щелочами:
Ca(HCO
3)2 + Ca(OH) 2 = CaCO 3 + H 2O кислая соль щёлочь средняя соль
как кислота
Основные соли. Такие соли образуются, если не все группы
ОН основания замещены на кислотный остаток:
Ca(OH)
2 + HCl = CaOHCl + H 2O основная соль
Такие соли содержат гидроксогруппу ОН. Основные соли
образуются в результате гидролиза некоторых солей. Основ-
ные соли могут проявлять некоторые свойства оснований.
Например, они могут реагировать с кислотами:
CaOHCl + HCl = CaCl
2 + H 2O основная соль кислота средняя
как основание соль
Вспомните, во многих примерах, которые иллюстрировали
свойства оксидов, кислот, оснований, — продуктом реакции
была соль. Попробуем обобщить эти сведения и выяснить,
в результате каких процессов можно получить СОЛЬ задан-
ного состава. Прежде всего, отметим, что способы получения
солей можно условно разбить на 2 группы:
• I — получение солей из веществ, которые не являются
солями;
• II — получение солей из других солей.
Реакции I группы основаны на том, что в реакцию вступают
противоположные по свойствам вещества (рис. 4).
Приведём конкретные примеры:
1. Металл + неметалл (галоген или сера):
Fe + S → FeS
2. Металл + кислота:
Fe + HCl → FeCl
2 + H 2

46 Часть 1. Элементы общей химии
3. Основный оксид + кислотный оксид:
CaO + P
2O5 → Ca 3(PO 4)2
4. Основный оксид + кислота:
MgO + HNO
3 → Mg(NO 3)2 + H 2O
5. Основание + кислота:
NaOH + H
2SO 4 → Na 2SO 4 + H 2O
6. Основание + кислотный оксид:
KOH + CO
2 → K 2CO 3 + H 2O
Задание 2.26. Расставьте коэффициенты в этих уравнениях.
Приведите свои примеры каждого типа.
Реакции II группы являются реакциями обмена или заме-
щения. В каждой из таких реакций участвует соль, и поэтому
способы получения солей по группе II фактически являются
химическими свойствами солей:
7. Более активный металл вытесняет менее активный из
растворов его солей:
Fe + CuSO
4 → FeSO 4 + Cu
обратный процесс не идёт:
Cu + FeSO
4
Активность металлов можно определять по ряду напря-
жений:
Рис. 4. Генетическая связь между классами
неорганических веществ

Глава 2. Основные классы неорганических соединений 47
Li К Ba Са Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Au
В этом ряду любой металл активнее всех металлов, стоящих
после него (правее него).
8. Сильная кислота вытесняет более слабую кислоту из её
соли:
HNO
3 + CaCO 3 → Ca(NO 3)2 + H 2CO 3
9. Щёлочь, реагируя с солью, образует новое основание
и новую соль:
КОН + АlСl
3 → Аl(OH) 3 → + КСl
Эта реакция происходит, если оба исходных вещества рас-
творимы, а хотя бы одно из полученных веществ — нераство-
римо.
10. Соль, вступая в реакцию обмена с другой солью, об-
разует две новые соли:
2AgNO
3 + BaCl 2 = Ba(NO 3)2 + 2AgCl
Эта реакция также происходит, если оба исходных вещества
растворимы, а хотя бы одно из полученных веществ — нерас-
творимо.
Например, эта реакция:
K
3PO 4 + NaCl → Na 3PO 4 + KCl р р
невозможна, так как обе полученные соли растворимы. А этот
процесс:
СаСО
3 + NaCl →
невозможен потому, что СаСО
3 (мел) нерастворим в воде.
Названия солей
Названия солей происходят от латинского названия хими-
ческого элемента, который входит в состав кислотного остатка
(исключая кислород):
• S — сульфур;
• N — нитрогениум;
• С — карбонеум;
• Si — силициум.
Например:

48 Часть 1. Элементы общей химии
H 2S → K 2S сульф…
S (сульфур) H
2SO 3 → K 2SO 3 сульф…
H
2SO 4 → K 2SO 4 сульф…
Очевидно, что для солей разного состава должны быть раз-
ные названия. Это достигается введением суффиксов:
• для солей бескислородных кислот -ИД-;
• для солей кислородсодержащих кислот -ИТ- (меньшая
валентность элемента), АТ- (бо´льшая валентность эле-
мента).
Задание 2.27. Составьте названия вышеприведённых солей
серусодержащих кислот.
При правильной работе должно получиться:
K
2S сульфИД
K
2SO 3 cульфИТ
K
2SO 4 сульфАТ
Аналогично составляют названия остальных солей (табл. 6).
Таблица 6
Названия солей
Название
кислотыФормула
кислотыФормулаНазвание соли
Соляная Al… Хлорид
Бромоводородная K… Бромид
Иодоводородная Ca… Иодид
Сероводородная Na… Сульфид
Сернистая K… Сульфит
Серная Al… Сульфат
Азотистая K… Нитрит
Азотная Mg… Нитрат
Ортофосфорная Ca… Фосфат
Угольная K… Карбонат
Кремниевая Na… Силикат
Задание 2.28. Дополните таблицу 6, составив химические
формулы солей тех металлов, которые указаны в таблице.

Глава 2. Основные классы неорганических соединений 49
При составлении названий кислых солей используют части-
цу «гидро»:
КНСО
3 — ГИДРОкарбонат калия.
При составлении названий основных солей используют ча-
стицу «гидроксо»:
АlOНСl
2 — ГИДРОКСОхлорид алюминия.
Задание 2.29. Назовите все соли, которые встречаются
в тексте и уравнениях реакций этого раздела.
Задание 2.30. Составьте по 3–4 уравнения реакций полу-
чения:
• бромида магния;
• сульфата цинка.
ВЫВОДЫ по главе 2.4
Соли состоят из остатков веществ, которые проявляют
противоположные свойства: кислоты и основания.
Вопросы, задачи и упражнения к главе 2
1. Классифицируйте и дайте химические названия этим из-
вестным веществам:
• поваренная соль — NaCl;
• питьевая сода — NaHCO
3;
• стиральная сода — Na
2CO 3;
• песок — SiO
2;
• каустическая сода — NaOH;
• мел, мрамор, известняк — CaCO
3;
• калийная селитра — KNO
3;
• угарный газ — CO;
• силикатный клей — Na
2SiO 3 (концентрированный рас-
твор);
• негашёная известь — CaO;
• гашёная известь — Ca(OH)
2;
• известковая вода — Ca(OH)
2 (прозрачный раствор);

50 Часть 1. Элементы общей химии
• известковое молоко — Ca(OH) 2 (непрозрачная смесь, по-
хожая на молоко);
• 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.
Результаты занесите в таблицу:
Тривиальные
названияХимическая
формулаХимическое
названиеКласс
соединения
Глауберова
сольNa
2SO 4 · 10H 2OДесятиводный
сульфат натрияСредняя соль,
кристалло-
гидрат
Пиролюзит MnO
2 Оксид
марганца (IV)Амфотерный
оксид
Сернистый газ
Запомните эти химические формулы и общеизвестные на-
звания!
2. Составить схемы реакций:
• кислотный оксид + вода → ?
• кислотный оксид + щёлочь → ? + ?
• основный оксид + вода → ? (указать, когда эта реакция
возможна)
• основный оксид + кислота → ? + ?
• кислотный оксид + основный оксид → ?
• амфотерный оксид + кислота → ? + ?
• амфотерный оксид + щёлочь → ? + ?
Составить уравнения соответствующих реакций.

Глава 2. Основные классы неорганических соединений 51
3. В упражнении 1 (таблице) найдите формулы оксидов.
Выпишите и классифицируйте их. Напишите уравнения реак-
ций для этих оксидов с Н
2О, NаОН, НС1, пользуясь схемами
упражнения 2.
4. Закончить уравнения тех реакций, которые возможны:
• оксид натрия + щёлочь →
• оксид азота (III) + щёлочь →
• оксид хрома (III) + щёлочь →
• оксид бария + вода →
• оксид азота (III) + вода →
• оксид хрома (III) + вода →
• оксид кальция + азотная кислота (HNO
3) →
• оксид хрома (VI) + азотная кислота →
• оксид хрома (III) + азотная кислота →
• оксид фосфора (V) + оксид магния →
Если процесс невозможен, пояснить, почему.
5. Составить схемы реакций:
• кислота + металл → ? + ?
• кислота + щёлочь → ? + ?
• основание + кислота → ? + ?
• кислота + основный оксид → ? + ?
• амфотерный оксид + кислота → ? + ?
• соль + кислота → ? + ? (указать, когда эта реакция воз-
можна).
Какое вещество образуется во всех этих реакциях? Соста-
вить уравнения соответствующих реакций.
6. С какими из перечисленных ниже веществ будет реаги-
ровать раствор кислоты:
• серебро,
• магний,
• оксид фосфора (V);
• оксид меди (II);
• оксид алюминия;
• фосфорная кислота;
• известковая вода;
• гидроксид алюминия;
• силикатный клей;
• известняк;
• аммиачная селитра?
Составить уравнения соответствующих реакций, пользуясь
схемами упражнения 5.

52 Часть 1. Элементы общей химии
7. Закончить уравнения тех реакций, которые возможны:
а) гидроксид железа (III) + серная кислота →
б) углекислый газ + гидроксид бария →
в) гидроксид цинка + каустическая сода →
г) известковая вода + гидроксид калия →
д) сернистый газ + гашёная известь →
е) гидроксид цинка + хлорид калия →
ж) оксид железа (II) + вода →
з) оксид бария + вода →
8. С какими из перечисленных ниже веществ будет реаги-
ровать раствор щёлочи:
• оксид фосфора (V);
• оксид меди (II);
• оксид алюминия;
• фосфорная кислота;
• гидроксид кальция;
• гидроксид алюминия;
• силикат калия;
• карбонат кальция;
• сульфат хрома (III)?
Будет ли с этими же веществами реагировать гидроксид
меди (II)? Составить уравнения возможных реакций.
9. Закончить уравнения тех реакций, которые возможны
(тех нические названия см. в упражнении 1):
• серная кислота + хлорид алюминия →
• соляная кислота + питьевая сода →
• бромоводородная кислота + известняк →
• оксид хрома (VI) + азотная кислота →
• соляная кислота + ляпис

• сернистая кислота + щёлочь →
• соляная кислота + сульфид железа (II) →
• нашатырь + известковая вода →
• цинк + сульфат железа (II) →
• железо + нитрат алюминия →
Назвать полученные соли.
10. С какими из перечисленных ниже веществ
• гидроксид натрия;
• соляная кислота;
• оксид кальция;
• гидроксид цинка;
• оксид серы (VI);

Глава 2. Основные классы неорганических соединений 53
будут реагировать:
а) оксид алюминия;
б) карбонат натрия;
в) оксид меди;
г) азотная кислота?
11. Как, исходя из натрия, получить гидроксид натрия;
исходя из железа, получить гидроксид железа;
исходя из меди, получить гидроксид меди;
исходя из серы, получить серную кислоту;
исходя из хлора, получить поваренную соль (двумя спосо-
бами)?
12. Осуществить превращения:
а) фосфор → … → фосфорная кислота → соль (назвать её);
б) кальций → негашёная известь → гашёная известь → соль
(назвать её);
в) уголь (углерод) → углекислый газ → угольная кислота
→ карбонат натрия → углекислый газ;
г) хлорид цинка → гидроксид цинка → нитрат цинка → ги-
дроксид цинка
+ щёлочь ?
д) песок → силикатный клей → кремниевая кислота.
Вы можете проверить степень усвоения материала этой
главы, выполнив упражнения ЕГЭ из разделов № 6, 9–12, 27,
а также решив задачи раздела 26.
В части 4 «Решение задач» внимательно прочитайте раз-
делы 29 и 31.1. Попробуйте решить следующие задачи.
13. Определить массу:
а) оксида алюминия, количеством 0,1 моль;
б) серной кислоты, количеством 1,5 моль;
в) сульфата алюминия, количеством 0,2 моль.
14. Определить количество вещества (моль):
а) оксида магния, массой 4,8 г;
б) азотной кислоты, массой 126 г;
в) нитрата аммония, массой 40 г.
«Подсказки» см. в главе 29.
15. Сколько молей фосфора нужно сжечь, чтобы получить
28,4 г оксида фосфора V?
16. Какой объём кислорода потребуется для сгорания 8,8 г
пропана? (Пропан: С
3Н8.)
17. Какой объём кислорода потребуется для полного сгора-
ния 6,2 г фосфора? Сколько молей оксида фосфора при этом
получится?

54 Часть 1. Элементы общей химии
18. Какой объём водорода потребуется на восстанов-
ление 10,6 г Fe
3О4 до железа? (Реакция идет по схеме:
Ме
xОy + Н 2 → Ме + H 2O)
19. Сколько граммов оксида алюминия можно растворить
при помощи 15 г гидроксида натрия?
20. Сколько граммов исходных веществ нужно взять для
получения 0,5 моль железа (III)?
21. Сколько граммов нитрата серебра вступит в реакцию,
если в раствор этой соли поместить 1 г порошка меди?
22. Какой объём углекислого газа можно получить при вза-
имодействии 200 г питьевой соды с избытком ортофосфорной
кислоты?
23. Какой объём газа может выделиться при обработке
19,4 г сульфида цинка в избытке раствора серной кислоты?
24. Какой объём газа может выделиться при растворении
сульфита натрия в избытке раствора серной кислоты, если
было получено 5 л газа? Сколько граммов соли было при этом
получено?
25. Какой объём сернистого газа (см. упр. 1) вступил в ре-
акцию с избытком раствора гидроксида натрия, если при этом
образовалось 0,2 моль соли?
«Подсказки» к задачам 15–25 см. в главе 31.1.
26. Вычислить массовую долю хлороводорода в растворе,
полученном при растворении 11,2 л этого газа в 1 л воды.
«Подсказку» см. в главе 30.2, задача 10.
Сколько граммов 10 %-ного раствора щёлочи 8 г потребу-
ется для растворения оксида фосфора V?
26. Какой объём углекислого газа можно получить из 60 г
известняка, содержащего 72 % СаСО
3?
«Подсказки» к задачам 23–26 см. в главе 30.3 и 31.2.
27. При взаимодействии 16 г раствора серной кислоты
с раствором хлорида бария получили 9 г осадка. Определить
массовую долю кислоты в исходном растворе.
28. Сколько граммов 10 %-ной соляной кислоты нужно
взять для нейтрализации 40 г 15 %-ного раствора щёлочи?
29. Какой объём водорода выделится при взаимодействии
8 г алюминия с раствором, который содержит 29 г серной
кислоты? «Подсказку» к задаче 29 см. в главе 31.3.

Глава 3. ЭЛЕМЕНТАРНЫЕ СВЕДЕНИЯ
О СТРОЕНИИ АТОМА
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
МЕНДЕЛЕЕВА
Вспомните:
• что такое атом;
• из чего состоит атом;
• изменяется ли атом в химических реакциях?
АТОМ — это электронейтральная частица, состоящая
из положительно заряженного ядра и отрицательно заряжен-
ных электронов.
Число электронов в ходе химических процессов может
изменяться, но заряд ядра всегда остается неизменным. Зная
распределение электронов в атоме (строение атома), можно
предсказать многие свойства данного химического элемента,
а также простых и сложных веществ, в состав которых этот
элемент входит.
Строение атома, т. е. состав ядра, распределение электро-
нов вокруг ядра, несложно определить по положению элемен-
та в Периодической системе.
3.1. Структура Периодической системы
Менделеева
В Периодической системе Менделеева химические эле-
менты располагаются в определённой последовательности.
Эта последовательность тесно связана со строением атома
этих элементов. Каждому химическому элементу в систе-
ме присвоен порядковый номер, кроме того, для него можно
указать:
• номер периода;
• номер группы;
• вид подгруппы.
.

56 Часть 1. Элементы общей химии
Зная точный «адрес» химического элемента, т. е. его группу,
подгруппу и номер периода, можно однозначно определить
строение его атома.
Период — это горизонтальный ряд химических элементов.
В современной Периодической системе семь периодов. Пер-
вые три — малые, так как они содержат 2 или 8 элементов:
• 1-й период — Н, Не — 2 элемента;
• 2-й период — Li…Nе — 8 элементов;
• 3-й период — Na…Аr — 8 элементов.
Остальные периоды — большие. Каждый из них содержит
2–3 ряда элементов:
• 4-й период (2 ряда) — К…Кr — 18 элементов;
• 6-й период (3 ряда) — Сs…Rn — 32 элемента. В этот пе-
риод входит ряд лантаноидов.
Группа — вертикальный ряд химических элементов. Всего
групп восемь. Каждая группа состоит из двух подгрупп: глав-
ной подгруппы и побочной подгруппы (см. рис. 5).
Главная
подгруппа
Побочная
подгруппа
Рис. 5. Главная и побочная подгруппы ПСХЭ Менделеева
Главную подгруппу (подгруппу А) образуют химические
элементы малых периодов и больших периодов. На рисунке
5 показано, что главную подгруппу пятой группы составля-
ют элементы малых периодов (N, P) и больших периодов (As,
Sb, Bi).
Побочную подгруппу (подгруппу Б) образуют химиче-
ские элементы только больших периодов. В нашем случае это V,
Nb, Ta.
Визуально эти подгруппы различить легко: главная под-
группа «высокая», начинается с первого или второго периода.
Побочная подгруппа — «низкая», начинается с 4-го периода.

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома 57
Итак, каждый химический элемент Периодической систе-
мы имеет свой адрес:
• период;
• группу;
• подгруппу;
• порядковый номер.
Например, ванадий (V) — это химический элемент 4-го пе-
риода, V группы, побочной подгруппы, порядковый номер 23.
Задание 3.1. Укажите период, группу и подгруппу для хими-
ческих элементов с порядковыми номерами 8, 26, 31, 35, 54.
Задание 3.2. Укажите порядковый номер и название хими-
ческого элемента, если известно, что он находится:
а) в 4-м периоде, VI группе, побочной подгруппе;
б) в 5-м периоде, IV группе, главной подгруппе.
Каким образом можно связать эти сведения об элементе
со строением его атома?
3.2. Ядро атома. Изотопы
Атом состоит из ядра, которое имеет положительный заряд,
и электронов, которые имеют отрицательный заряд. В целом
атом электронейтрален.
Положительный заряд ядра атома равен порядковому номеру
химического элемента.
Ядро атома — сложная частица. В ней сосредоточена почти
вся масса атома. Поскольку химический элемент — совокуп-
ность атомов с одинаковым зарядом ядра, то около символа
элемента указывают (рис. 6).
массовое число
атома
алюминий
порядковый номер
(заряд ядра) AlAl 27
26,982 1313
Рис. 6. Координаты химического элемента
в Периодической системе Менделеева

58 Часть 1. Элементы общей химии
По этим данным можно определить состав ядра. Ядро со-
стоит из протонов и нейтронов.
Протон (р) имеет массу, равную 1 (1,0073 а. е. м.) и заряд,
равный +1. Нейтрон (n) заряда не имеет (нейтрален), а масса
его приблизительно равна массе протона (1,0087 а. е. м.).
Какие частицы определяют заряд ядра? Протоны! Причём
число протонов равно (по величине) заряду ядра атома, т. е. по-
рядковому номеру:
27
13
14Al –
число нейтронов
(13p + 14n)
ядро атома
Число нейтронов определяют по разности между величи-
нами: «масса ядра» и «порядковый номер».
Задание 3.3. Определите состав ядер атомов, если химиче-
ский элемент находится в:
а) 3-м периоде, VII группе, главной подгруппе;
б) 4-м периоде, IV группе, побочной подгруппе;
в) 5-м периоде, I группе, главной подгруппе.
Обратите внимание, что при определении массового чис-
ла ядра атома приходится округлять атомную массу, указан-
ную в Периодической системе! Почему? Ведь массы протона
и нейтрона практически целочисленны, а массой электронов
можно пренебречь.
Для того,чтобы ответить на этот вопрос, нужно понять:
а) что происходит с атомом в ходе химических процессов;
б) что такое «химический элемент».
В химических процессах обязательно изменяется распреде-
ление электронов вокруг ядра или даже изменяется их число.
В последнем случае атом отдаёт или принимает электроны
и превращается в заряженную частицу — ион. Но в химиче-
ских реакциях никогда не меняется состав ядра атома, его
заряд. Поэтому заряд ядра атома является своеобразным «па-
спортом» химического элемента.
Химический элемент — совокупность атомов или ионов
с одинаковым зарядом ядра.
Для того чтобы разобраться, попробуйте определить, ка-
кие из ядер, состав которых указан ниже, принадлежат одному
и тому же химическому элементу:

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома 59
А: (20р + 20n)
Б: (19р + 20n)
В: (20р + 19n)
Атомам одного химического элемента принадлежат ядра
А и В, так как они содержат одинаковое число протонов, т. е.
заряд этих ядер одинаковый. Но ведь у них разная масса! Ис-
следования показывают, что масса атома не оказывает су-
щественного влияния на его химические свойства. Поэтому
атомы одного и того же химического элемента (одинаковое
число протонов), но с разной массой (разное число нейтро-
нов) являются ИЗОТОПАМИ
* этого элемента.
В таблице Менделеева указана средняя атомная масса всех
природных изотопов данного элемента (А
r). Изотопы и их
химические соединения отличаются друг от друга по физи-
ческим свойствам, но химические свойства у изотопов одного
химического элемента одинаковы. Так, изотоп углерода-14
(
14С) имеет такие же химические свойства, как и углерод-12
(12С), который входит в ткани любого живого организма, от-
личаясь от него только радиоактивностью. Поэтому изотопы
применяют для диагностики и лечения различных заболева-
ний, для научных исследований.
Элемент «водород» встречается в природе в виде трёх изо-
топов:
1Н — протий; 2Н — дейтерий (D); 3Н — тритий (Т).
Химический элемент «кислород» также представлен тремя
природными изотопами:
16О, 17О, 18О.
Задание 3.4. Укажите состав ядер этих изотопов водорода
и кислорода.
Если разные вещества содержат атомы одного и того же хи-
мического элемента, это не означает, что эти вещества имеют
одни те же свойства. Например, химический элемент «хлор»
в виде атомарного хлора Cl
• разрушает метан, а также атмо-
*
Слово «изотоп» означает по смыслу «одно место», т. е. все изо-
топы данного химического элемента находятся в одной клетке
ПСХЭ.

60 Часть 1. Элементы общей химии
сферный озон. Тот же элемент в виде молекулярного хлора
Cl
2 ядовит, активно реагирует с водой, многими металлами,
а ионы хлора (химический элемент — тот же!) в составе NaCl
химически инертен, а с биологической точки зрения не только
безвреден, но и полезен для нас. Эти ионы являются макроэ-
лементами нашей пищи, которые входят в состав крови, же-
лудочного сока. Суточная потребность — до 6 граммов.
Но вернемся к описанию строения атома.
3.3. Распределение электронов в поле ядра атома
Как известно, ядро атома в химических процессах не меня-
ется. А что меняется? Общее число электронов и распределе-
ние электронов. Общее число электронов определить неслож-
но: оно равно порядковому номеру, т. е. заряду ядра атома:
27
13Al (13p + 14n) 13е
Электроны имеют отрицательный заряд –1, а масса их ни-
чтожна: 1/1840 от массы протона.
Отрицательно заряженные электроны отталкиваются и по-
этому находятся на разных расстояниях от ядра. При этом
электроны, имеющие приблизительно равный запас энергии, об-
разуют энергетический уровень.
Число энергетических уровней в атоме равно номеру пери-
ода, в котором находится химический элемент. Энергетиче-
ские уровни условно обозначают так (рис. 7).
1 2 3
3-й период 3 энергетических уровняAl
Рис. 7. Обозначение энергетических уровней атома
Задание 3.5. Определите число энергетических уровней
в атомах кислорода, магния, кальция, свинца.
На каждом энергетическом уровне может находиться огра-
ниченное число электронов:
• на первом энергетическом уровне не более 2 элект ро-
нов;

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома 61
• на втором энергетическом уровне не более 8 элект ро-
нов;
• на третьем энергетическом уровне не более 18 электро-
нов.
ЗАПОМНИТЕ ЭТИ ЧИСЛА!
Они показывают, что, например, на втором энергетическом
уровне может находиться 2 или 5 или 7 электронов, но не мо-
жет быть 9 или 12 электронов.
Важно знать, что, независимо от номера энергетического
уровня, на внешнем (последнем) уровне не может быть боль-
ше восьми электронов. Внешний восьмиэлектронный энергети-
ческий уровень является наиболее устойчивым и называется
завершённым. Такие энергетические уровни имеются у самых
неактивных элементов — благородных газов.
Как определить число электронов на внешнем уровне
остальных атомов? Для этого существует простое правило:
число внешних электронов равно:
• для элементов главных подгрупп — номеру группы;
• для элементов побочных подгрупп — оно не может быть
больше двух (рис. 8).
Например:
Рис. 8. Схема определения числа внешних электронов атомов
Задание 3.6. Укажите число внешних электронов для
химических элементов с порядковыми номерами 15, 25,
30, 53.
Задание 3.7. Найдите в Периодической системе химические
элементы, в атомах которых имеется завершённый внешний
уровень.
Очень важно правильно определять число внешних элек-
тронов, так как именно с ними связаны важнейшие свойства

62 Часть 1. Элементы общей химии
атома. Так, в химических реакциях атомы стремятся «приоб-
рести» устойчивый, завершённый внешний уровень (8е –). Для
этого атомы, на внешнем уровне которых мало электронов,
«предпочитают» их отдать.
Химические элементы, атомы которых способны только
отдавать электроны, относятся к МЕТАЛЛАМ. Очевидно, что
на внешнем уровне атома металла должно быть мало электро-
нов: 1, 2, 3.
Если на внешнем энергетическом уровне атома много элек-
тронов, то такие атомы стремятся принять электроны до за-
вершения внешнего энергетического уровня, т. е. до восьми
электронов. Такие элементы относятся к НЕМЕТАЛЛАМ.
Вопрос. К каким элементам (металлам или неметаллам) от-
носятся химические элементы побочных подгрупп? Почему?
Металлы и неметаллы главных подгрупп в таблице Менде-
леева отделяет линия, которую можно провести от бора к аста-
ту. Выше этой линии (и на линии) располагаются неметаллы,
ниже — металлы.
Задание 3.8. Определить, к металлам или неметаллам от-
носятся: фосфор, ванадий, кобальт, селен, висмут. Вывод сде-
лайте, определив положение элемента в Периодической си-
стеме химических элементов и число электронов на внешнем
уровне.
Для того чтобы составить распределение электрона по
остальным уровням и подуровням, следует воспользоваться
следующим АЛГОРИТМОМ:
1. Определить общее число электронов в атоме (по поряд-
ковому номеру).
2. Определить число энергетических уровней (по номеру
периода).
3. Определить число внешних электронов (по виду подгруп-
пы и номеру группы).
4. Указать число электронов на всех уровнях, кроме пред-
последнего.
5. Рассчитать число электронов на предпоследнем уровне.
Например, согласно пунктам 1…4 для атома марганца опре-
делено:

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома 63
Получили распределение электронов в атоме марганца
(рис. 9):
55
25Mn (25p + 30n)
+25e
ядро
атом 2 8 13 2
Рис. 9. Распределение электронов в атоме марганца
Задание 3.9. Отработайте алгоритм, составив схемы строе-
ния атомов для элементов № 16, 26, 33, 37.
Укажите: металлы это или неметаллы? Ответ поясните.
Составляя вышеприведенные схемы строения атома, мы
не учитывали, что электроны в атоме занимают не только
определённые уровни, но и определённые подуровни каж-
дого уровня. Вид подуровня обозначается латинской буквой:
s, p, d.
Число возможных подуровней равно номеру уровня, т. е.
• первый уровень состоит из одного s-подуровня;
• второй уровень состоит из двух подуровней: s и р и т. д.
На каждом подуровне может находиться строго ограничен-
ное число электронов:
• на s-подуровне — не больше 2е
–;
• на р-подуровне — не больше 6е–;
• на d-подуровне — не больше 10е–.
Подуровни одного уровня заполняются в строго определён-
ном порядке:
s → p → d
Таким образом, р-подуровнь не может начать заполнять-
ся, если не заполнен s-подуровень данного энергетического

64 Часть 1. Элементы общей химии
уровня и т. д. Исходя из этого правила, несложно составить
электронную конфигурацию атома марганца (рис. 10).
Рис. 10. Расчёт числа электронов на d-подуровне атома марганца
В целом электронная конфигурация атома марганца выгля-
дит так:
Мn 1s
2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2
Здесь и далее приняты обозначения (рис. 11).
Номер уровняЧисло электронов
3d
5
Вид подуровня
Рис. 11. Схема обозначений электронов подуровня
Задание 3.10. Составьте электронные конфигурации атомов
для химических элементов № 16, 26, 33, 37.
Для чего необходимо составлять электронные конфигура-
ции атомов? Для того чтобы определять свойства этих хими-
ческих элементов!
Для этого следует помнить: в химических процессах уча-
ствуют только валентные электроны.
Валентные электроны находятся на внешнем энергетическом
уровне и незавершённом d-подуровне предвнешнего уровня.
Определим число валентных электронов для марганца:
валентные
электроны
Мn 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 2
завершённые
уровни
и подуровни
или сокращённо:
Мn…3d
5 4s2

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома 65
3.4. Строение атома и свойства элементов
Мы получили краткую электронную формулу атома мар-
ганца, которая отражает распределение его валентных элек-
тронов. Что можно определить по этой формуле?
1. Какие свойства — металла или неметалла — преобладают
у этого элемента?
Ответ: марганец — металл, так как на внешнем (четвёртом)
уровне 2 электрона.
2. Какой процесс характерен для металла?
Ответ: всегда только отдача электронов.
3. Какие электроны и сколько их будет отдавать атом мар-
ганца?
Ответы:
• два внешних электрона (они дальше всех от ядра и слабее
притягиваются им);
• семь (2+5) валентных электронов (так как в этом случае
на третьем уровне атома останется восемь электронов,
т. е. образуется завершённый уже внешний уровень).
Все эти рассуждения и заключения можно отразить при по-
мощи схемы (рис. 12).
Рис. 12. Схема отдачи электронов атомом марганца
Полученные условные заряды атома называются степенью
окисления.
Рассматривая строение атомов кислорода и водорода и рас-
суждая аналогично, можно показать, что типичными степе-
нями окисления для кислорода является –2, а для водоро-
да +1.
Вопрос. С каким из этих химических элементов может образо-
вывать соединения марганец, если учесть полученные выше
степени окисления его?

66 Часть 1. Элементы общей химии
Только с кислородом, так как его атом имеет противопо-
ложную по заряду (знаку) степень окисления. В этом случае
несложно составить формулы соответствующих оксидов мар-
ганца (здесь степени окисления соответствуют валентностям
этих химических элементов):
Mn
2O7 и MnO +7 –2 –2+2
Строение атома марганца подсказывает, что большей сте-
пени окисления, чем +7, у марганца быть не может, так как
в этом случае пришлось бы затрагивать устойчивый, теперь
уже завершённый предвнешний уровень. Поэтому степень
окисления +7 является высшей, а соответствующий оксид
Мn
2О7 — высшим оксидом марганца.
Для закрепления всех этих понятий рассмотрим строение
атома теллура и некоторые его свойства (см. рис. 13). Этот ри-
сунок показывает, что теллур относится к неметаллам, так как,
во-первых, у него на внешнем уровне шесть электронов
и, во-вторых, его символ находится в главной подгруппе выше
линии В — At. Поэтому его атом может и принимать (до завер-
шения внешнего уровня, и отдавать электроны. В результа-
те, в отличие от металлов, неметалл теллур может проявлять
низшую степень окисления (–2) и образовывать летучие во-
дородные соединения с водородом (Н
2Те). Высшая степень
окисления атома теллура (+6), как и у металлов соответствует
Рис. 13. Строение атома, степени окисления
и простейшие соединения теллура

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома 67
номеру группы и, находясь в этой степени окисления, теллур
образует высший оксид Те О
3.
Задание 3.11. Изобразить электронные конфигурации ато-
мов Nа, Rb, С1, I, Si, Sn. Определить свойства этих химиче-
ских элементов, формулы их простейших соединений (с кис-
лородом и с водородом).
Сделаем выводы.
1. В химических реакциях участвуют только валентные элек-
троны, которые могут находиться только на последних двух
уровнях.
2. Атомы металлов могут только отдавать эти электро-
ны (все или несколько), принимая положительные степени
окисления.
3. Атомы неметаллов могут принимать (недостающие до
восьми) электроны, получая при этом отрицательные степени
окисления, и отдавать валентные электроны (все или несколь-
ко), принимая при этом положительные степени окисления.
Возникает вопрос: как составить краткую электронную
формулу (распределение валентных электронов), сразу, не со-
ставляя длинных электронных конфигураций? Для этого нуж-
но помнить несколько простых правил.
1. Номер периода соответствует числу энергетических уров-
ней у атомов химических элементов этого периода.
2. Номер группы, как правило, совпадает с числом валент-
ных электронов, (исключение составляют только подгруппы
меди и железа).
3. Подгруппа (главная или побочная) включает химические
элементы, у которых имеется одинаковое распределение валент-
ных электронов, причём в атомах элементов главной и побоч-
ной подгруппы электроны распределяются по-разному.
3.1. У элементов главных подгрупп все валентные электро-
ны находятся на внешнем уровне, например:
Sb …5s
2 5p 3 →2 + 3 = 5 ВАЛЕНТНЫХ ЭЛЕКТРОНОВ
5-й период
V группа, главная → 5 валентных электронов
Поэтому для всех химических элементов главной подгруп-
пы пятой группы (пять валентных электронов) распределение
этих электронов следующее:

68 Часть 1. Элементы общей химии
… n s 2 n p 3
3.2. У элементов побочных подгрупп число внешних элек-
тронов не превышает двух, например:
Ta … 5d
3 6s2
6-й период
5 валентных электронов ← V группа, побочная → 2 электрона
на внешнем уровне
*.
Для большинства химических элементов побочных под-
групп, у которых на внешнем энергетическом уровне два
электрона, остальные (N – 2) валентные электроны будут на-
ходиться на d-подуровне предвнешнего уровня (N – номер
группы), например:
…(n – 1) d
1 n s 2
Вопрос. Для элементов какой группы составлена такая запись?
Задание 3.12. Составьте краткие электронные формулы для
атомов химических элементов № 35 и 42, а затем составьте
распределение электронов в этих атомах по алгоритму. Убе-
дитесь, что ваше «предсказание» сбылось.
Сравним теперь свойства химических элементов одной
подгруппы, например:
Nа … 3s
1 и Rb … 5s 1
Что общего в строении атомов этих элементов? На внешнем
уровне каждого атома по одному электрону — это активные
металлы. Металлическая активность связана со способностью
отдавать электроны: чем легче отдает электроны атом, тем
сильнее выражены его металлические свойства.
Что удерживает электроны в атоме? Притяжение их к ядру.
Чем ближе электроны к ядру, тем сильнее они притягиваются
ядром атома, тем труднее их «оторвать».
*
За счёт «провала электрона» число внешних электронов может
быть меньше. Но число валентных электронов при этом не ме-
няется, поэтому свойства элемента будут такими же. Эти случаи
рассмотрены в Самоучителе второго уровня, часть 1.

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома 69
Исходя из этого, сделаем вывод: какой элемент — Nа или
Rb — легче отдает внешний электрон? Какой из них являет-
ся более активным металлом? Очевидно, рубидий, так как
его валентные электроны находятся дальше от ядра (и слабее
удерживаются ядром).
Вывод. В главных подгруппах сверху вниз металлические
свойства усиливаются, так как возрастает радиус атома и ва-
лентные электроны слабее притягиваются к ядру.
Сравним свойства:
Cl …3s
2 3p 5 и I …5s 2 5p 5
Оба химических элемента — неметаллы, так как до завер-
шения внешнего уровня не хватает одного электрона, и эти
атомы будут активно притягивать недостающий электрон.
При этом, чем сильнее притягивает атом неметалла недостаю-
щий электрон, тем сильнее проявляются его неметаллические
свойства (способность принимать электроны).
За счёт чего происходит притяжение электрона? За счёт по-
ложительного заряда ядра атома. Но в таком случае чем ближе
электрон к ядру, тем сильнее их взаимное притяжение, тем
активнее неметалл.
Сделаем вывод, у какого элемента сильнее выражены неме-
таллические свойства: у хлора или у иода? Очевидно, у хлора,
так как его валентные электроны ближе к ядру.
Вывод. Активность неметаллов в подгруппах сверху вниз
убывает, так как возрастает радиус атома и все труднее при-
тянуть недостающие электроны.
Сравним свойства кремния и олова:
Si … 3s
2 3p 2 Sn … 5s 2 5p 2
На внешнем уровне обоих атомов по четыре электрона. Тем
не менее эти элементы в Периодической системе находятся
по разные стороны от линии, соединяющей бор и астат (см.
правило в главе 2.1). Поэтому:
• у кремния, символ которого находится выше линии
В–At, сильнее проявляются неметаллические свойства;
• у олова, символ которого находится ниже линии В–At,
сильнее проявляются металлические свойства;
Почему? Потому что в атоме олова четыре валентных элек-
трона находятся так далеко от ядра, что присоединение не-
достающих четырех электронов затруднено, в то время как

70 Часть 1. Элементы общей химии
отдача электронов с пятого энергетического уровня проис-
ходит достаточно легко. Для кремния возможны оба процесса,
причём первый (приём электронов) — преобладает.
Выводы:
• чем меньше электронов в атоме и чем дальше они от ядра,
тем сильнее проявляются металлические свойства;
• чем больше внешних электронов в атоме, чем ближе они
к ядру, тем сильнее проявляются неметаллические свойства.
Сравним строение атомов и свойства химических элемен-
тов одного периода:
…3s
1 …3s 23р3 …3s 23р5
Вопрос. О каком периоде и каких элементах идёт речь?
Видно, что металлические свойства убывают, так как уве-
личивается число внешних электронов, а неметаллические
свойства — возрастают. Если речь идёт о большом периоде, где
большинство элементов имеет 2 электрона на внешнем уров-
не (элементы побочных подгрупп), то в этом случае главной
причиной убывания металлических свойств в периоде является
уменьшение радиуса атома. Дело в том, что за счёт увеличе-
ния заряда ядра в периоде увеличивается сила притяжения
электронов к нему и уменьшается радиус атома:
Сравните: r (Ca) = 0,197 нм и r (Zn) = 0,139 нм
Вопрос. Какой из металлов более активен?
Основываясь на этих и других выводах, сформулированных
в этой главе, можно для любого химического элемента Пери-
одической системы составить алгоритм описания свойств хи-
мического элемента по его положению в Периодической системе.
1. Составить схему строения атома, т. е. определить состав
ядра, распределение электронов по энергетическим уровням
и подуровням:
• определить общее число электронов в атоме (по поряд-
ковому номеру);
• определить число энергетических уровней (по номеру
периода);
• определить число внешних электронов (по виду подгруп-
пы и номеру группы);
• указать число электронов на всех энергетических уров-
нях, кроме предпоследнего;

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома 71
• рассчитать число электронов на предпоследнем уровне.
2. Определить число валентных электронов и число внешних
электронов.
3. Определить, какие свойства — металла или неметалла —
сильнее проявляются у данного химического элемента (по по-
ложению в ПСХЭ).
4. Определить число отдаваемых (принимаемых) электронов.
5. Определить высшую и низшую степени окисления хи-
мического элемента.
6. Составить для этих степеней окисления химические фор-
мулы простейших соединений с кислородом и водородом.
7. Определить характер оксида (см. гл. 2.1) и составить урав-
нения его реакции с водой.
8. Для указанных (пункт 6) веществ составить уравнения
характерных реакций (см. главу 2).
Задание 3.13. Составить по данной схеме описания атомов
серы, селена, кальция и стронция и свойства этих химических
элементов. Какие общие свойства имеют их оксиды? Гидрок-
сиды?
Если вы выполнили упражнения 3.11 и 3.12, то легко за-
метить, что не только атомы элементов одной подгруппы,
но и их соединения имеют общие свойства и похожий состав.
Это отражено в Периодическом законе Менделеева: свойства
химических элементов, а также свойства простых и сложных
веществ, образованных ими, находятся в периодической за-
висимости от ЗАРЯДА ЯДЕР ИХ АТОМОВ.
Физический смысл Периодического закона ясен: свойства
химических элементов периодически повторяются потому,
что периодически повторяются конфигурации валентных
электронов (распределение электронов внешнего и предпо-
следнего уровней).
Так, у химических элементов одной и той же подгруппы
одинаковое распределение валентных электронов и, значит,
похожие свойства.
ВЫВОДЫ по главе 3
Строение атома связано с положением элемента в Пери-
одической системе. Зная строение атома, можно предска-

72 Часть 1. Элементы общей химии
зать свойства элемента и его соединений. Эти свойства на-
ходятся в периодической зависимости от заряда ядер атомов
элементов, в соответствии с Периодическим законом Мен-
делеева.
Вопросы и упражнения к главе 3
1. Как устроен атом?
2. Описать полностью (см. алгоритм) строение атома сле-
дующих элементов:
F, Cl, Ni, Cu, Sr, Se, Zr.
3. Что такое валентные электроны? Где они находятся?
4. Назвать химические элементы, которые имеют следую-
щее распределение валентных электронов:
… 5р
6 6s1; … 3d 3 4s2; …4s 2 4р 3.
Описать их свойства, используя алгоритм (пункты 2–6).
5. Не составляя полных электронных формул, указать рас-
пределение валентных электронов в атомах элементов:
№ 53, № 75, № 83, № 87.
Описать их свойства, используя алгоритм (пункты 2–6).
6. Составив краткие электронные формулы выделенных
химических элементов, опре-делить их возможные степени
окисления и составить уравнения реакций:
а) гидроксид галлия + селеновая кислота;
б) гидроксид кадмия + бромоводород;
в) калий + фосфор;
г) алюминий + теллур.
7. Как изменяются металлические и неметаллические свой-
ства химических элементов в группе и периоде? Какой из этих
элементов более активный металл (неметалл):
а) калий или кальций? б) натрий или рубидий?
в) сера или селен? г) сера или хлор?
Ответ обосновать, ссылаясь на положение его в ПСХЭ
и строение атома.
8. Сформулировать Периодический закон, указать его фи-
зический смысл.

Глава 4. ПОНЯТИЕ
О ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ
В предыдущих главах данного пособия есть много рассуж-
дений о том, что вещество состоит из молекул, что молекулы
состоят из атомов. А не возникал ли у вас вопрос: почему ато-
мы, составляющие молекулу, не разлетаются в разные сторо-
ны? Что удерживает атомы в молекуле?
Их удерживает химическая связь.
Химическая связь — совокупность сил, которые удерживают
атомы в молекуле или кристалле.
Для того чтобы понять природу химической связи, доста-
точно вспомнить простой физический опыт. Два шарика, ви-
сящие рядом на ниточках, никак не «реагируют» друг на друга.
Но если придать одному шарику положительный заряд, а дру-
гому — отрицательный, они притянутся друг к другу. Не эта ли
сила притягивает атомы друг к другу? Действительно, иссле-
дования показали, что химическая связь имеет электрическую
природу.
Откуда же возникают заряды в нейтральных атомах?
4.1. Ионная связь
При описании строения атомов было показано, что все
атомы, за исключением атомов благородных газов, стремятся
присоединить или отдать электроны. Причина — образование
устойчивого восьмиэлектронного внешнего уровня (как у благо-
родных газов). При приёме или отдаче электронов возникают
электрические заряды и, как следствие, электростатическое
взаимодействие частиц. Так возникает ионная связь.
Ионная связь — это связь между ионами.
Ионы — это устойчивые заряженные частицы, которые об-
разуются в результате приема или отдачи электронов.
Например, в реакции участвует атом активного металла
и активного неметалла:

74 Часть 1. Элементы общей химии
Na + S → ?
В этом процессе атом металла (натрия) отдаёт электроны
(рис. 14).
Рис. 14. Схема образования иона натрия Na +
Таким образом, в этом процессе образовалась устойчивая
частица (8 электронов на внешнем уровне), которая имеет
заряд, так как у ядра атома натрия заряд по-прежнему +11,
а оставшиеся электроны имеют суммарный заряд –10. По-
этому заряд иона натрия +1. Кратко запись этого процесса
выглядит так:
Na – 1e
– → Na 1+
атом ион
Что происходит с атомом серы? Этот атом принимает элек-
троны до завершения внешнего уровня (рис. 15).
Рис. 15. Схема образования иона серы S 2–
Простой подсчёт показывает, что эта частица имеет заряд:
+16 + (–18) = –2
ядро все заряд
электроны иона
Кратко:
S S
2– +2e –
Разноименно заряженные ионы притягиваются, в резуль-
тате чего возникает ионная связь и «ионная молекула»:

Глава 4. Понятие о химической связи 75
Na 2+S2–
Существуют и другие способы образования ионов (см.
главу 6).
Формально сульфиду натрия приписывают именно такой
состав молекулы, хотя вещество, состоящее из ионов, имеет
приблизительно такое строение (рис. 16).
+
+++++ + ++–
–––
–––––
Условная «молекула»
Рис. 16. Схема строения вещества, имеющего
условную «ионную молекулу»
Таким образом, можно сказать определённо, что вещества,
состоящие из ионов, не содержат отдельных молекул! В этом
случае можно говорить лишь об условной «ионной молекуле».
Задание 4.1. Покажите, как происходит переход электронов
при возникновении ионной связи между атомами:
а) кальцием и хлором;
б) алюминием и кислородом.
Помните: атом металла отдаёт внешние электроны; атом
неметалла принимает недостающие электроны.
Вывод. Ионная связь по описанному выше механизму об-
разуется между атомами активных металлов и активных не-
металлов.
4.2. Ковалентная связь
Исследования, однако, показывают, что полный переход
электронов от одного атома к другому происходит далеко
не всегда. Очень часто химическая связь образуется не при
отдаче-приёме электронов, а в результате образования общих
электронных пар
*. Такая связь называется ковалентной.
*
Эти электронные пары возникают в месте пересечения электрон-
ных облаков.

76 Часть 1. Элементы общей химии
Ковалентная связь образуется в месте перекрывания элек-
тронных облаков
* обоих атомов.
Такая связь образуется, например, между атомами неметал-
лов. Возникает вопрос: каким образом область пересечения
электронных облаков может связывать атомы? Рассмотрим
динамическую модель этого явления, т. е. процесс возникно-
вения ковалентной связи. Предположим, два атома сблизи-
лись на достаточно близкое расстояние.
Вопрос. Какие силы возникли между атомами?
Поскольку вокруг ядер атомов расположены отрицательно
заряженные электроны, между атомами возникают силы от-
талкивания. Но если атомы обладают достаточной энергией,
их электронные облака перекрываются (см. рис. 17.).
+ –
+ядро
Рис. 17. Схема образования молекулы из двух атомов
В этой области пространства возникает избыточный от-
рицательный заряд. А ядра атомов, как известно, имеют по-
ложительный заряд. Таким образом, ядра обоих атомов при-
тягиваются к общему отрицательному заряду, который возник
благодаря пересечению электронных облаков. Поэтому:
• во-первых, область перекрывания электронных облаков
является, фактически, химической связью;
• во-вторых, чем больше область перекрывания электрон-
ных облаков, тем прочнее (при прочих равных условиях)
данная связь.
*
Электронное облако — область пространства, где нахождение
электрона наиболее вероятно.


Глава 4. Понятие о химической связи 77
В месте перекрывания электронных облаков образуются
общие электронные пары. Рассмотрим, как возникает кова-
лентная связь в молекуле азота N
2. Для этого рассмотрим стро-
ение атома азота:
N 2 5
Или: N … 2s 2 2р 3
Вопрос. Сколько электронов не хватает до завершения внеш-
него уровня?
Не хватает трёх электронов. Поэтому, обозначив каждый
электрон внешнего уровня точкой, получим:
N
Вопрос. Почему три электрона обозначены одиночными точ-
ками?
Дело в том, что мы хотим показать образование общих пар
электронов. А пара — это два электрона. Такая пара возникает,
в частности, если каждый атом предоставит по одному элек-
трону для образования каждой пары (1 + 1 = 2). Атому азота
не хватает трёх электронов до завершения внешнего уровня.
Значит, он должен «приготовить» три одиночных электрона
для образования будущих пар.
NNN
N
Общие пары
электронов
Рис. 18. Схема образования молекулы азота из двух атомов азота
Получена электронная формула молекулы азота, при помощи
которой показано, что:
• у каждого атома азота имеется теперь восемь электро-
нов (шесть из них обведены кружочком плюс 2 электрона
«собственной», неподелённой пары электронов);
• между атомами возникли 3 общие пары электронов (место
пересечения кружков).

78 Часть 1. Элементы общей химии
Каждая общая пара электронов соответствует одной ко-
валентной связи. Сколько ковалентных связей возникло? Три.
Каждую связь (каждую общую пару электронов) покажем при
помощи чёрточки (валентный штрих):
N
N
Графическая формула
молекулы азота N
2
Эта графическая формула показывает, что атом азота в мо-
лекуле N
2 — трёхвалентен, так как валентность — это способ-
ность атома образовывать определённое число ковалентных
химических связей.
Может ли возникнуть такая связь между разными атомами?
Может. Пусть атом азота взаимодействует с атомами водорода:
H 1e

Строение атома водорода показывает, что этот атом име-
ет один электрон. Сколько таких атомов нужно взять, чтобы
атом азота «получил» «желаемое» — три электрона? Очевидно,
три атома водорода (рис. 19).
Рис. 19. Схема образования молекулы аммиака NН 3
из атома азота и трёх атомов водорода
Крестиком (х) обозначены электроны атома водорода. Элек-
тронная формула молекулы аммиака показывает, что у атома
азота стало восемь электронов, а у каждого атома водорода
получилось по два электрона (а больше на первом энергети-
ческом уровне и быть не может).
Графическая формула показывает, что атом азота имеет
валентность три (три чёрточки, или три валентных штриха),
а каждый атом водорода — валентность один (по одной чёр-
точке).
Значит, атом азота в этих молекулах (N
2 и NН 3) трёхвален-
тен. Поскольку пара электронов может образовываться из не-

Глава 4. Понятие о химической связи 79
спаренных электронов обоих атомов, то валентность атома ча-
сто соответствует числу неспаренных электронов. Например,
в атоме азота 3 неспаренных электрона, поэтому валентность
атома азота (в молекуле азота) равна III.
Казалось бы, атом азота не может иметь бо´льшую валент-
ность, так как в образовании химической связи задействованы
все неспаренные электроны. Но у атома азота осталась «лиш-
няя» неподелённая пара электронов, которая не участвовала
в образовании ковалентных связей.
Если ковалентная связь образуется с участием атома, кото-
рый имеет «собственную» пару электронов (2), то второй атом
должен иметь свободную орбиталь (0):
2 + 0 = 2
В этом случае атом, имеющий пару электронов (донор),
передаёт её на свободную орбиталь второго атома (акцептора).
Рассмотрим механизм образования ковалентной связи по до-
норно-акцепторному механизму:
Рис. 20. Схема образования ковалентной связи
по донорно-акцепторному механизму
В полученном катионе аммония валентность атома азота
равна IV.
Отметим, что валентность IV для атома азота — макси-
мально возможная. Дело в том, что ковалентные связи об-
разуются за счёт пересечения электронных облаков. А сколько
таких электронных облаков в атоме азота? Четыре (одно s-
и три р-облака). Поэтому и образуются 4 ковалентные связи.
И не больше!
Ковалентная связь может быть полярной и неполярной.
Полярность ковалентной связи определяется электроотри-
цательностью атомов её образующих. Электроотрицатель-
ность — способность атома смещать к себе общую пару элек-

80 Часть 1. Элементы общей химии
тронов. Максимальную электроотрицательность (ЭО) имеет
фтор 4,1. Далее значение ЭО уменьшается в ряду:
F, O, N, Cl. . . C. . . H. . . Металлы
Хотя в состав обеих молекул N
2 и NН 3 входит один и тот же
атом азота, химические связи между атомами отличаются друг
от друга. В молекуле азота N
2 химические связи образуют оди-
наковые атомы, поэтому общие пары электронов находятся
посередине между атомами. Атомы сохраняют нейтральный
характер. Такая химическая связь называется неполярной.
В молекуле аммиака NH
3 химическую связь образуют раз-
ные атомы. Поэтому один из атомов (в данном случае — атом
азота) сильнее притягивает общую пару электронов, так как
имеет бо´ льшую ЭО. Общие пары электронов смещаются в сто-
рону атома азота, и на нём возникает небольшой отрицатель-
ный заряд, а на атоме водорода — положительный (рис. 21).
H
N–H
H
(+)
(+)
(+) (–)
Возникли полюса электричества:
связь полярная
Рис. 21. Схема строения полярной ковалентной связи
у молекулы аммиака NН
3
Задание 4.2. Определите, какая химическая связь осущест-
вляется между атомами в веществах:
NаСl, НСl, Сl
2, АlСl 3, Н 2О.
Дайте пояснения.
Задание 4.3. Составьте электронные и графические форму-
лы для тех веществ из упражнения 4.2, в которых вы опре-
делили наличие в них ковалентной связи. Для ионной связи
составьте схемы перехода электронов.
4.3. Химическая связь и агрегатные состояния
вещества. Кристаллические решётки
Тип химической связи влияет на свойства вещества, на его
поведение в растворах. Так, чем больше, значительнее притя-

Глава 4. Понятие о химической связи 81
жение между частицами, тем труднее их оторвать друг от дру-
га, тем труднее перевести твёрдое вещество в газообразное или
жидкое состояния. Попробуйте определить, между какими
частицами больше силы взаимодействия.
Рис. 22. Схемы веществ, образованных различными
типами молекул
Если силы притяжения частиц значительны (притяжение
разноимённо заряженных ионов), то частицы колеблются
вблизи положения равновесия, а перемещаться не могут, что
обусловливает сохранение формы и объёма. Максимальное
взаимодействие между частицами осуществляется в случае I
(ионная связь). Такие вещества находятся в твёрдом состоя-
нии. Все вещества, построенные по ионному типу, — твёрдые.
Среди веществ с ионной структурой ни жидких, не газообраз-
ных веществ нет! Для таких веществ характерно особое вну-
треннее строение — кристаллическая решётка:
Na +
Cl –
Рис 23. Ионная решётка хлорида натрия
От типа кристаллической решётки, которая формируется
в твёрдом состоянии, зависят многие физические свойства ве-
щества. В зависимости от вида частиц и характера связи между
ними различают четыре типа кристаллических решёток: ион-
ные, атомные, молекулярные и металлические.
Кристаллические решётки, состоящие из ионов, назы-
ваются ионными. Их образуют вещества с ионной связью.

82 Часть 1. Элементы общей химии
Примером может служить кристалл поваренной соли (хлори-
да натрия), в котором каждый ион натрия окружен шестью
хлорид-ионами, а каждый хлорид-ион — шестью ионами на-
трия. Очень часто кристаллические решётки изображают, как
показано на рис. 23, где указывается только взаимное распо-
ложение частиц, но не их размеры.
Такие вещества обладают твёрдостью, тугоплавкостью, их
расплавы проводят электрический ток. Ионные соединения,
как правило, легко растворяются в жидкостях, состоящих
из полярных молекул, например в воде, хотя бывают и ис-
ключения.
Большинство веществ, построенных при помощи ковалент-
ной связи, состоят из отдельных молекул (рис. 24).
Рис. 24. Схема веществ, построенных из молекул,
образованных по типу ковалентных связей
К таким веществам относятся спирты, сахара и большин-
ство органических соединений. Поэтому, если такое вещество
станет твёрдым, то эти молекулы образуют молекулярную
кристаллическую решётку, т. е. в узлах её находятся молекулы.
Кристаллические решётки, состоящие из молекул (поляр-
ных и неполярных), называются молекулярными. Молекулы
в таких решётках соединены между собой сравнительно сла-
быми межмолекулярными силами. Поэтому вещества с моле-
кулярной решёткой имеют малую твёрдость и низкие темпе-
ратуры плавления, их растворы почти не проводят электри-
ческий ток. Число неорганических веществ с молекулярной
решёткой невелико: вода, кислоты.
Кристаллические решётки, в узлах которых находятся от-
дельные атомы, называются атомными. Атомы в таких решёт-
ках соединены между собой прочными ковалентными связя-
ми. Примером может служить алмаз — одна из модификаций
углерода. Алмаз состоит из атомов углерода, каждый из кото-
рых связан с четырьмя соседними атомами:

Глава 4. Понятие о химической связи 83
Весь кристалл алмаза следует рассматривать как гигантскую
молекулу. Атомная кристаллическая решетка характерна для
твёрдого бора, кремния, германия и соединений некоторых
элементов с углеродом и кремнием, а также кварца — чистого
оксида кремния. Такие вещества очень прочные и тугоплав-
кие. Они нерастворимы в воде и прочих растворителях.
Металлы образуют металлическую кристаллическую решёт-
ку. Свойства таких веществ рассмотрены в главе 8 данного Са-
моучителя.
Подведём итог:
• молекулярное строение имеют вещества, построенные при
помощи ковалентной связи, которые, связывая атомы,
образуют молекулы;
• немолекулярное строение имеют вещества, построенные
при помощи
– ковалентной связи, которые связывают отдельные
атомы;
– металлической связи:
– ионной связи.
Задание ЕГЭ. К числу веществ молекулярного строения от-
носятся:
1) древесный уголь; 2) кварц; 3) лёд; 4) известняк.
Укажите тип кристаллической решётки в остальных веще-
ствах.
Наименьшее взаимодействие между незаряженными части-
цами (рис. 22, случай III), поэтому между молекулами веще-
ства с неполярной ковалентной связью силы притяжения ни-
чтожны. В этом случае молекулы свободно двигаются во всех
направлениях, вещество находится в газообразном состоянии
*. Следовательно, вещества, состоящие из неполярных молекул
или молекул с неполярными связями, являются газами или
летучими жидкостями. Среди веществ такого типа только иод
является твёрдым (при нормальных условиях) из-за высокой
*
Подробнее о газах см. главу 30.1 данного Самоучителя. Там же
рассматриваются способы решения задач по теме «Газы».

84 Часть 1. Элементы общей химии
массы молекул, но он легко возгоняется, переходя из твёрдого
состояния сразу в газообразное состояние.
У полярных молекул (диполей) межмолекулярные взаимо-
действия многократно сильнее, поэтому частицы могут пе-
ремещаться «на один шаг», соблюдая ближний порядок, что
обусловливает текучесть жидкости. Впрочем, молекулы с по-
лярными связями могут быть и газообразными, и твёрдыми.
Агрегатное состояние в этом случае (при прочих равных
условиях) обычно зависит:
• от молярной массы вещества (чем она больше, тем выше
температура плавления или кипения);
• от степени полярности связей (чем она больше, тем
выше температура плавления или кипения);
• от наличия водородных связей.
Водородные связи возникают за счёт сильно полярных свя-
зей, содержащих атом водорода: N–H, O–H, F–H.
В таких случаях на атомах возникают довольно значитель-
ные заряды (δ+) и (δ–) (но всё же меньше единицы!), и атомы
(а, значит, и молекулы в целом) притягиваются друг к другу.
Атом водорода имеет очень маленький радиус и может частич-
но «внедряться» в электронное облако соединённого атома:
H H
O H O
H
δ+
δ+δ+δ+
δ–
δ–
Рис. 25. Схема образования водородных связей
между молекулами воды
Поэтому все молекулы воды оказываются связанными бес-
численными водородными связями. В результате на разрыв
всех этих связей требуется затратить очень много энергии (на-
пример, при испарении воды). Поэтому вода имеет аномально
высокую температуру кипения:
Вещество: Н
2О H 2S H 2Se
Т. кип. °C: +100 –60,8 –42
Если рассуждать логически, опираясь на положение кисло-
рода в периодической системе, экстраполировать параметры
в системе Н
2О — H 2S — H 2Se — H 2Тe, то у воды как самого

Глава 4. Понятие о химической связи 85
лёгкого водородного соединения шестой группы должна быть
температура кипения около –80 °C! А на самом деле? А на са-
мом деле она намного выше: +100 °C.
Выводы. Таким образом, агрегатное состояние веществ
(температуры кипения и плавления) зависит:
• от типа химической связи: чем выше полярность связи,
тем при прочих равных условиях выше температура плав-
ления;
• от молекулярной массы вещества: чем выше молекуляр-
ная масса, тем при прочих равных условиях выше тем-
пература плавления;
• от наличия водородных связей, которые, фактически, уве-
личивают молекулярную массу.
Вы можете проверить степень усвоения материала этой
главы, выполнив упражнения ЕГЭ из разделов под номерами
3 и 5, а также ответив на вопросы и сделав упражнения к этой
главе.
Вопросы и упражнения к главе 4
1. Что такое «химическая связь»? Перечислите типы хими-
ческой связи.
2. Что такое «молекула»? Термин «молекула» неприменим
к веществу:
1) С
2Н2; 2) S 8; 3) НСООNa; 4) С 6Н6.
3. В каком ряду все вещества только немолекулярного стро-
ения:
1) графит, Na
2СО 3, I 2; 2) S 8, O 2, алмаз; 3) Fe, NaCl, лёд;
4) N
2, Al, СО 2.
4. Немолекулярным строением 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.
5. С чем связана полярность связей? Что такое электро-
отрицательность атома?
6. Полярность связей растёт 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.

86 Часть 1. Элементы общей химии
7. Вещества, имеющие ионную 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.
8. В каком ряду все вещества могут образовывать водород-
ные 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.

Глава 5. С К О Р О С Т Ь
ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИИ
5.1. Зависимость скорости химической реакции
от различных факторов
Понятие «скорость» довольно часто встречается в литера-
туре. Из физики известно, что чем большее расстояние пре-
одолеет материальное тело (человек, поезд, космический ко-
рабль) за определённый отрезок времени, тем выше скорость
этого тела.
А как измерить скорость химической реакции, которая ни-
куда «не идёт» и никакое расстояние не преодолевает? Для
того чтобы ответить на этот вопрос, следует выяснить, а что
всегда меняется в любой химической реакции? Поскольку лю-
бая химическая реакция — это процесс изменения вещества,
то исходное вещество в ней исчезает, превращаясь в продукты
реакции. Таким образом, в ходе химической реакции всегда
изменяется количество вещества, уменьшается число частиц
исходных веществ, а значит, и его концентрация (С).
Задание ЕГЭ. Скорость химической реакции пропорцио-
нальна изменению:
1) концентрации вещества в единицу времени;
2) количеству вещества в единице объёма;
3) массы вещества в единице объёма;
4) объёму вещества в ходе реакции.
А теперь сравните свой ответ с правильным:
скорость химической реакции равна изменению концентрации
реагирующего вещества в единицу времени:

(1)
где С
1 и С 0 — концентрации реагирующих веществ, конечная
и начальная, соответственно; t
1 и t 2 — время эксперимента,
конечный и начальный отрезок времени, соответственно.

88 Часть 1. Элементы общей химии
Вопрос. Как вы считаете, какая величина больше: С 1 или С 0?
t
1 или t 0?
Поскольку реагирующие вещества всегда расходуются
в данной реакции, то
ΔС < 0 и Δt > 0
Таким образом, отношение этих величин всегда отрица-
тельно, а скорость не может быть величиной отрицательной.
Поэтому в формуле появляется знак «минус», который одно-
временно говорит о том, что скорость любой реакции с тече-
нием времени (при неизменных условиях) всегда уменьшается.
Итак, скорость химической реакции равна:

(1а)
Возникает вопрос, в каких единицах следует измерять кон-
центрацию реагирующих веществ (С) и почему? Для того что-
бы ответить на него, нужно понять, какое условие является
главным для протекания любой химической реакции.
Для того чтобы частицы прореагировали, необходимо, что-
бы они, как минимум, столкнулись. Поэтому чем выше число
частиц
* (число молей) в единице объёма, тем чаще они сталки-
ваются, тем выше вероятность химической реакции. Поэтому
при измерении скоростей химических процессов используют
молярную концентрацию веществ в реагирующих смесях.
Молярная концентрация вещества показывает, сколько мо-
лей его содержится в 1 литре раствора:

моль/литр (2)
Итак, чем больше молярная концентрация реагирующих
веществ, тем больше частиц в единице объёма, тем чаще они
сталкиваются, тем выше (при прочих равных условиях) ско-
рость химической реакции. Поэтому основным законом хи-
мической кинетики (это наука о скорости химических реак-
ций) является закон действующих масс.
Скорость химической реакции прямо пропорциональна про-
изведению концентраций реагирующих веществ.
*
О том, что такое «моль», читай в главе 29.1.

Глава 5. Скорость химической реакции 89
Для реакции типа А + В →… математически этот закон
можно выразить так:
V = k · C
a · C b. (3)
Если реакция более сложная, например:
2A + B → или, что тоже самое А + А + В → …, то
V = k · C
a2 · C b. (4)
Таким образом, в уравнении скорости появился показа-
тель степени «два», который соответствует коэффициенту 2
в уравнении реакции. Для более сложных уравнений бо´ льшие
показатели степеней, как правило, не используют. Это свя-
зано с тем, что вероятность одновременного столкновения,
скажем, трёх молекул А и двух молекул В крайне мала. По-
этому многие реакции протекают в несколько стадий, в ходе
которых сталкивается не более трёх частиц, и каждая стадия
процесса протекает с определённой скоростью. Эту скорость
и кинетическое уравнение скорости для неё определяют экс-
периментально.
Вышеприведённые уравнения скорости химической реак-
ции (3) или (4) справедливы только для гомогенных реакций,
т. е. для таких реакций, когда реагирующие вещества не раз-
деляет поверхность. Например, реакция происходит в водном
растворе, и оба реагирующих вещества хорошо растворимы
в воде или для любой смеси газов.
Другое дело, когда происходит гетерогенная реакция. В этом
случае между реагирующими веществами имеется поверх-
ность раздела, например, углекислый газ реагирует с водным
раствором щёлочи. В этом случае любая молекула газа с рав-
ной вероятностью может вступить в реакцию, поскольку эти
молекулы быстро и хаотично двигаются. А частицы жидкого
раствора? Эти частицы двигаются чрезвычайно медленно, и те
частицы щёлочи, которые находятся «на дне», практически
не имеют шансов вступить в реакцию с углекислым газом,
если раствор не перемешивать постоянно. Реагировать будут
только те частицы, которые «лежат на поверхности». Значит,
для гетерогенных реакций —
скорость реакции зависит от величины площади поверхности
раздела, которая увеличивается при измельчении.

90 Часть 1. Элементы общей химии
Поэтому очень часто реагирующие вещества измельчают
(например, растворяют в воде), пищу тщательно пережёвы-
вают, а в процессе приготовления — растирают, пропускают
через мясорубку и т. д. Не измельчённый пищевой продукт
практически не усваивается!
Таким образом, с максимальной скоростью (при прочих
равных условиях) протекают гомогенные реакции в раство-
рах и между газами, (если эти газы реагируют при н. у.), при-
чём в растворах, где молекулы располагаются «рядом», а из-
мельчение такое же, как в газах (и даже больше!), — скорость
реакции выше.
Задание ЕГЭ. Какая из реакций протекает с наибольшей
скоростью при комнатной температуре:
а) углерода с кислородом;
б) железа с соляной кислотой;
в) железа с раствором уксусной кислоты
г) растворов щёлочи и серной кислоты.
В данном случае нужно найти, какой процесс является го-
могенным.
Следует отметить, что скорость химической реакции между
газами или гетерогенной реакции, в которой участвует газ, за-
висит и от давления, поскольку при увеличении давления газы
сжимаются, и концентрация частиц увеличивается (см. фор-
мулу 2). На скорость реакций, в которых газы не участвуют,
изменение давления влияния не оказывает.
Задание ЕГЭ. На скорость химической реакции между рас-
твором кислоты и железом не оказывает влияния
а) концентрация кислоты;
б) измельчение железа;
в) температура реакции;
г) увеличение давления.
И наконец, скорость реакции зависит и от реакционной
способности веществ. Например, если с веществом реагиру-
ет кислород, то при прочих равных условиях, скорость реак-
ции будет выше, чем при взаимодействии этого же вещества
с азотом. Дело в том, что реакционная способность кислорода
заметно выше, чем у азота. Причину этого явления мы рас-
смотрим в следующей части Самоучителя (глава 14).
Задание ЕГЭ. С большей скоростью идёт химическая реак-
ция между соляной кислотой и

Глава 5. Скорость химической реакции 91
а) медью;
б) железом;
в) магнием;
г) цинком.
Следует отметить, что далеко не каждое столкновение моле-
кул приводит к их химическому взаимодействию (химической
реакции). В газовой смеси водорода и кислорода при обычных
условиях происходит несколько миллиардов столкновений
в секунду. Но первые признаки реакции (капельки воды) по-
явятся в колбе только через несколько лет. В таких случаях
говорят, что реакция практически не идёт. Но она возможна,
иначе чем объяснить тот факт, что при нагревании этой смеси
до 300 °C колба быстро запотевает, а при температуре 700 °C
прогремит страшный взрыв! Недаром смесь водорода и кис-
лорода называют «гремучим газом».
Вопрос. Как вы полагаете, почему скорость реакции так резко
возрастает при нагревании?
Скорость реакции возрастает потому, что, во-первых, уве-
личивается число столкновений частиц, а во-вторых, увели-
чивается число активных столкновений. Именно активные
соударения частиц приводят к их взаимодействию. Для того
чтобы произошло такое соударение, частицы должны обла-
дать определённым запасом энергии.
Энергия, которой должны обладать частицы, для того чтобы
произошла химическая реакция, называется энергией активации.
Эта энергия расходуется на преодоление сил отталкивания
между внешними электронами атомов и молекул и на разру-
шение «старых» химических связей.
Возникает вопрос: как повысить энергию реагирующих
частиц? Ответ простой — повысить температуру, поскольку
при повышении температуры возрастает скорость движения
частиц, а, следовательно, их кинетическая энергия.
Правило Вант-Гоффа
*:
при повышении температуры на каждые 10 градусов скорость
реакции возрастает в 2–4 раза.
*
ВАНТ-ГОФФ Якоб Хендрик (30.08.1852–1.03.1911) — голланд-
ский химик. Один из основателей физической химии и стерео-
химии. Нобелевская премия по химии № 1 (1901).

92 Часть 1. Элементы общей химии
Следует заметить, что это правило (не закон!) было уста-
новлено экспериментально для реакций, «удобных» для из-
мерения, то есть для таких реакций, которые протекали не
слишком быстро и не слишком медленно и при темпера-
турах, доступных экспериментатору (не слишком высоких
и не слишком низких).
Вопрос. Как вы полагаете, как можно быстрее приготовить
картофель: отварить его или обжарить в слое масла?
Если мы хотим сохранить пищевые продукты, — мы их
охлаждаем или замораживаем.
Для того чтобы как следует уяснить себе смысл описывае-
мых явлений, можно сравнить реагирующие молекулы с груп-
пой учеников, которым предстоит прыгать в высоту. Если им
поставлен барьер высотой 1 м, то ученикам придётся как сле-
дует разбежаться (повысить свою «температуру»), чтобы пре-
одолеть барьер. Тем не менее всегда найдутся ученики («не-
активные молекулы»), которые взять этот барьер не смогут.
Что делать? Если придерживаться принципа: «Умный в гору
не пойдёт, умный гору обойдёт», то следует просто опустить
барьер, скажем, до 40 см. Тогда любой ученик сможет преодо-
леть барьер. На молекулярном уровне это означает: для того
чтобы увеличить скорость реакции, нужно уменьшить энергию
активации в данной системе.
В реальных химических процессах эту функцию выполняет
катализатор.
Катализатор — это вещество, которое изменяет скорость
химической реакции, оставаясь при этом неизменным к концу
химической реакции.
Катализатор участвует в химической реакции, взаимодей-
ствуя с одним или несколькими исходными веществами. При
этом образуются промежуточные соединения, и изменяется
энергия активации. Если промежуточное соединение более
активно (активный комплекс), то энергия активации пони-
жается, а скорость реакции увеличивается.
Например, реакция между SO
2 и О 2 происходит очень
медленно, при нормальных условиях практически не идёт.
Но в присутствии NO скорость реакции резко возрастает.
Сначала NO очень быстро реагирует с O
2:

Глава 5. Скорость химической реакции 93
NO + О 2 → NO 2;
полученный диоксид азота быстро реагирует с оксидом
серы (IV):
NO
2 + SO 2 → NO + SO 3.
Задание 5.1. Покажите на этом примере, какое вещество
является катализатором, а какое — активным комплексом.
И наоборот, если образуются более пассивные соединения,
то энергия активации может возрасти настолько, что реакция
при данных условиях практически происходить не будет. Та-
кие катализаторы называются ингибиторами.
На практике применяются оба типа катализаторов. Так
особые органические катализаторы — ферменты — участвуют
абсолютно во всех биохимических процессах: переваривании
пищи, сокращении мышц, дыхании. Без ферментов невоз-
можно существование жизни!
Ингибиторы необходимы для того, чтобы защитить метал-
лические изделия от коррозии, жиросодержащие пищевые
продукты от окисления (прогоркания). Некоторые лекарства
также содержат ингибиторы, которые угнетают жизненные
функции микроорганизмов и тем самым уничтожают их.
Катализ может быть гомогенным и гетерогенным. Примером
гомогенного катализа служит действие NO (это катализатор)
на процесс окисления диоксида серы. Примером гетерогенно-
го катализа может служить действие нагретой меди на спирт:
С
2Н5ОН + О 2 → СН 3 –С=О
Н
Эта реакция идёт в две стадии:
1. Cu + O
2 → CuO
2. C
2H5OH + CuO → СН 3 –С=О + Cu + Н 2О
Н
Задание 5.2. Определите, какое вещество в этом случае яв-
ляется катализатором? Почему этот вид катализа называется
гетерогенным?
На практике чаще всего используется гетерогенный ката-
лиз, где катализаторами служат твёрдые вещества: металлы,

94 Часть 1. Элементы общей химии
их оксиды и др. На поверхности этих веществ имеются осо-
бые точки (узлы кристаллической решётки), где, собственно
и происходит каталитическая реакция. Если эти точки за-
крыть посторонними веществом, то катализ прекращается.
Это вещество, губительное для катализатора, называется ка-
талитическим ядом. Другие вещества — промоторы — наобо-
рот, усиливают каталитическую активность.
Катализатор может изменить направление химической ре-
акции, то есть, меняя катализатор, можно получать разные
продукты реакции. Так, из спирта C
2H5OH в присутствии ок-
сидов цинка и алюминия можно получить бутадиен, а в при-
сутствии концентрированной серной кислоты — этилен.
Таким образом, в ходе химической реакции изменяется
энергия системы. Если в ходе реакции энергия выделяется
в виде теплоты Q, такой процесс называется экзотермическим:
Q > 0.
Для эндотермических процессов теплота поглощается, т. е.
тепловой эффект Q < 0.
Задание 5.3. Определить, какой из предложенных процес-
сов экзотермический, а какой — эндотермический:
а) 2H
2 + O 2 →
← 2H 2O + 571 кДж
б) CO
2 + C = 2CO – 172,4 кДж
Уравнение химической реакции, в котором указан тепловой
эффект, называется термохимическим уравнением реакции.
Для того чтобы составить такое уравнение, необходимо рас-
считать тепловой эффект на 1 моль реагирующего вещества.
Задача. При сжигании 6 г магния выделилось 153,5 кДж те-
плоты. Составить термохимическое уравнение этой реакции.
Решение. Составим уравнение реакции и укажем НАД фор-
мулами, что дано:
6 г 153,5 кДж
2Mg + O
2 = 2MgO + Q
2 моль
m = 2 · 24 = 48 г → х, кДж
Составив пропорцию, найдём искомый тепловой эффект
реакции:
6 г → 153,5 кДж
48 г → х, кДж, х = 48 · 153,5 : 6 = 1228 кДж

Глава 5. Скорость химической реакции 95
Термохимическое уравнение этой реакции:
2 Mg + O
2 = 2 MgO + 1228 кДж
или
Mg + 1/2 O
2 = MgO + 614 кДж
Такие задачи приведены в заданиях большинства вариантов
ЕГЭ! Например.
Задание ЕГЭ. Согласно термохимическому уравнению ре-
акции
СН
4(г) + 2О 2(г) = СО 2(г) + 2Н 2О(г) + 802 кДж
количество теплоты, выделившейся при сжигании 8 г метана,
равно:
1) 1604 кДж; 2) 1203 кДж; 3) 601,5 кДж; 4) 401 кДж.
5.2. Обратимость химических процессов.
Принцип Ле-Шателье
*
Реакции бывают обратимыми и необратимыми.
Необратимыми называют такие реакции, для которых не су-
ществует условий, при которых возможен обратный процесс.
Примером таких реакций могут служить реакции, которые
происходят при скисании молока, или когда сгорела вкусная
котлета. Как невозможно пропустить мясной фарш назад че-
рез мясорубку (и получить снова кусок мяса), также невоз-
можно «реанимировать» котлету или сделать свежим молоко.
Но зададим себе простой вопрос: является ли необратимым
процесс:
СаО + СО
2 → CаСО 3?
Для того чтобы ответить на этот вопрос, попробуем вспом-
нить, можно ли осуществить обратный процесс? Да! Разложе-
ние известняка (мела) с целью получить негашёную известь
СаО используется в промышленном масштабе:
*
ЛЕ ШАТЕЛЬЕ Анри Луи (8.10.1850–17.09.1936) — французский
физико-химик и металловед. Сформулировал общий закон сме-
щения равновесия (1884).

96 Часть 1. Элементы общей химии
CаСО 3 → СаО + СО 2 →
Таким образом, существуют условия, при которых с ощу-
тимой скоростью протекают оба процесса:
СаО + СО
2 →
←CаСО 3
Более того, существуют условия, при которых скорость пря-
мой реакции равна скорости обратной реакции.
v
прямой = v обратной (5)
В этих условиях устанавливается химическое равновесие.
В это время реакция не прекращается, но число полученных
частиц равно числу разложившихся частиц. Поэтому в состо-
янии химического равновесия концентрации реагирующих частиц
не изменяются. Например, для нашего процесса в момент хи-
мического равновесия
[СО
2] = const,
знак [] означает равновесная концентрация.
Возникает вопрос, что произойдёт с равновесием, если
повысить или понизить температуру, изменить другие усло-
вия? Ответить на подобный вопрос можно, зная принцип Ле-
Шателье:
если изменить условия (t, p, c), при которых система находит-
ся в состоянии равновесия, то равновесие сместится в сторону
того процесса, который противодействует изменению.
Другими словами, равновесная система всегда противится
любому воздействию извне, как противится воле родителей
капризный ребёнок, который делает «всё наоборот».
Рассмотрим пример. Пусть установилось равновесие в ре-
акции получения аммиака:
N
2 + 3H 2 →
←2NH 3
Вопросы. Одинаково ли число молей реагирующих газов до
и после реакции? Если реакция идёт в замкнутом объёме, ког-
да давление больше: до или после реакции?
Очевидно, что данный процесс происходит с уменьшени-
ем числа молекул газов, значит, давление в ходе прямой реак-
ции уменьшается. В обратной реакции — наоборот, давление
в смеси увеличивается.

Глава 5. Скорость химической реакции 97
Зададим себе вопрос, что произойдёт, если в этой системе
повысить давление? По принципу Ле-Шателье пойдёт та реак-
ция, которая «делает наоборот», т. е. понижает давление. Это —
прямая реакция: меньше молекул газа — меньше давление.
Итак, при повышении давления равновесие смещается в сто-
рону прямого процесса, где давление понижается, так как
уменьшается число молекул газов.
Задание ЕГЭ. При повышении давления равновесие смеща-
ется вправо в системе:
а) 2СО
2(г) →
← 2СО (г) + О 2(г) в) PCl 3(г) + Cl 2(г) →
← PCl 5(г)
б) С 2Н4(г) →
← С 2Н2(г)+ Н 2(г) г) Н 2(г) + Cl 2(г) →
← 2НCl (г)
Если в результате реакции число молекул газов не меняется,
то изменение давления на положение равновесия не оказы-
вает влияние.
Задание ЕГЭ. Изменение давления оказывает влияние на
смещение равновесия в системе:
а) 2SО
2(г) + О 2(г) →
←2SО 3(г) в) PCl 3(г) + Cl 2(г) →
←PCl 5(г)
б) СO (г) + Н 2O(г) →
←СO 2(г)+ Н 2(г) г) Н 2(г) + I 2(г) →
←2НI (г)
Положение равновесия этой и любой другой реакции за-
висит от концентрации реагирующих веществ: увеличивая
концентрацию исходных веществ и уменьшая концентрацию
полученных веществ, мы всегда смещаем равновесие в сторо-
ну прямой реакции (вправо).
Задание ЕГЭ. Химическое равновесие в системе
CO
2(г) + C (тв) →
← CO (г) – Q
сместится влево при:
а) повышении давления;
б) понижении температуры;
в) повышении концентрации СО;
г) понижении концентрации СО.
Процесс синтеза аммиака экзотермичен, то есть сопрово-
ждается выделением теплоты, то есть повышением темпера-
туры в смеси.
Вопрос. Как сместится равновесие в этой системе при пони-
жении температуры?

98 Часть 1. Элементы общей химии
Рассуждая аналогично, делаем вывод: при понижении тем-
пературы равновесие сместится в сторону образования амми-
ака, так как в этой реакции теплота выделяется, а темпера-
тура повышается.
Вопрос. Как изменится скорость химической реакции при по-
нижении температуры?
Очевидно, что при понижении температуры резко по-
низится скорость обеих реакций, т. е. придётся очень долго
ждать, когда же установится желаемое равновесие. Что де-
лать? В этом случае необходим катализатор. Он хотя и не вли-
яет на положение равновесия, но ускоряет наступление этого
состояния.
Задание ЕГЭ. Химическое равновесие в системе
2 NO
(г) + O 2(г) →
←NO 2(г) + Q
смещается в сторону образования продукта реакции при:
а) повышении давления;
б) повышении температуры;
в) понижении давления;
г) применении катализатора.
ВЫВОДЫ по главе 5
Скорость химической реакции зависит от:
• природы реагирующих частиц;
• концентрации или площади поверхности раздела реаги-
рующих веществ;
• температуры;
• наличия катализатора.
Равновесие устанавливается, когда скорость прямой реак-
ции равна скорости обратного процесса. В этом случае рав-
новесная концентрация реагирующих веществ не меняется.
Состояние химического равновесия зависит от условий и под-
чиняется принципу Ле-Шателье.

Глава 5. Скорость химической реакции 99
Вопросы, задачи и упражнения к главе 5
1. Какие из следующих факторов влияют на скорость хими-
ческой реакции: концентрация реагирующих веществ; давле-
ние, температура; объём сосуда, форма сосуда, катализатор?
Почему и каким образом?
2. Изменяется ли скорость реакции с течением времени
(при неизменных условиях)? Как и почему?
3. Чем объясняется взрывоопасность многих веществ, ко-
торые находятся в виде паров или пыли?
4. От увеличения площади поверхности соприкосновения
реагентов не зависит скорость реакции между
1) серой и алюминием; 2) водорода с хлором;
3) хлором и алюминием; 4) магнием и соляной кислотой.
5. Как изменится скорость горения газа СН
4 в кислороде,
если чистый кислород заменить воздухом?
6. Как изменится скорость горения газа СН
4, если давление
в системе увеличить в 3 раза?
7. Для реакции горения ацетилена С
2Н2 ΔН = –2610 кДж/моль.
Сколько теплоты выделится, если израсходовано: а) 39 г ацети-
лена; б) 1,12 л ацетилена; в) 3 моль ацетилена?
8. Как будет влиять изменение температуры и давления на
состояние равновесия:
а) 2NO
(газ) + О 2(г) →
←2NO 2(газ) + Q;
б) SO
2 + O 2 →
← SO 3 – Q;
в) CaO
(тв)+ CO 2(газ) →
←CаСО 3(тв) + Q;
г) CO + O
2 →
← CO 2; ΔH < 0.
Вы можете проверить степень усвоения материала этой гла-
вы, выполнив упражнения ЕГЭ из разделов 20 и 31, а также
решив задачи (см. главу 30.2):
Задания ЕГЭ
9. Реакция горения аммиака
4NН
3(г) + 3О 2(г) →
←4N 2(г) + 6Н 2О + Q (г)
является реакцией:

100 Часть 1. Элементы общей химии
1) соединения, каталитической, эндотермической;
2) замещения, каталитической, экзотермической;
3) окислительно-восстановительной, некаталитической,
экзотермической;
4) обмена, некаталитической, эндотермической.
10. Согласно уравнению реакции
2СО + О
2 = 2СО 2 + 566 кДж
при сжигании угарного газа выделилось 152 кДж теплоты.
Чему равен объём сгоревшего газа?
11. Для увеличения скорости химической реакции
Fe
(тв) + Н + = Fe (тв) + Н 2(г)
необходимо:
1) увеличить концентрацию ионов железа;
2) повысить давление;
3) увеличить концентрацию кислоты;
4) понизить температуру
(при затруднении см. главу 6.2).

Глава 6. РАСТВОРЫ
6.1. Понятие о растворах
Нет на Земле человека, который никогда не видел бы рас-
творов. А что это такое?
Раствор — это однородная (гомогенная) смесь двух или более
компонентов (составных частей, или веществ).
Что такое однородная смесь? Однородность смеси предпола-
гает, что между составляющими её веществами отсутствует по-
верхность раздела. В этом случае невозможно, по крайней мере,
визуально, определить, сколько веществ образовало данную
смесь. Например, глядя на стакан водопроводной воды, труд-
но предположить, что в ней, кроме молекул воды, содержит-
ся еще добрый десяток ионов и молекул (О
2, СО 2, Са 2+ и дру-
гие). И никакой микроскоп не поможет увидеть эти частицы.
Но отсутствие поверхности раздела — не единственный
признак однородности. В однородной смеси состав смеси
в любой точке одинаков. Поэтому для получения раствора
нужно тщательно перемешать образующие его компоненты
(вещества).
Растворы могут иметь разное агрегатное состояние:
• газообразное (например, смесь газов: О
2, N 2, СО 2, Аr об-
разуют воздух);
• жидкое (например, одеколон, сироп, рассол);
• твёрдое (например, сплавы).
Одно из веществ, которые образуют раствор, называется
растворителем. Растворитель имеет то же агрегатное состоя-
ние, что и раствор. Так, для жидких растворов — это жидкость:
вода, масло, бензин и т. д. Чаще всего на практике применя-
ются водные растворы. О них и пойдет далее речь (если не бу-
дет сделана соответствующая оговорка).
Что происходит при растворении различных веществ
в воде? Почему одни вещества хорошо растворяются в воде,
а другие — плохо? От чего зависит растворимость — способ-
ность вещества растворяться в воде?
Представим себе, что в стакан тёплой водой положили ку-
сочек сахара. Полежал он, уменьшился в размерах и… исчез.

102 Часть 1. Элементы общей химии
Куда? Неужели нарушается Закон сохранения вещества (его
массы, энергии)? Нет. Сделайте глоток полученного раствора,
и вы убедитесь, что вода сладкая, сахар не исчез. Но почему
его не видно?
Дело в том, что в ходе растворения происходит дробление
(измельчение) вещества. В данном случае кусочек сахара
распался на молекулы, а их мы видеть не можем. Да, но по-
чему сахар, лежащий на столе, не распадается на молекулы?
Почему кусочек маргарина, опущенный в воду, тоже никуда
не исчезает? Дело в том, что дробление растворяемого веще-
ства происходит под действием растворителя, например воды.
Но растворитель сможет «растащить» кристалл, твёрдое веще-
ство на молекулы, если сумеет «уцепиться» за эти частицы.
Другими словами, при растворении вещества должно быть
взаимодействие между веществом и растворителем. Такое вза-
имодействие между веществом и растворителем называется
сольватацией, а в случае воды — гидратацией.
Когда возможно такое взаимодействие? Только в том слу-
чае, когда строение веществ (и растворяемого, и растворите-
ля) похоже, подобно. Издавна известно правило алхимиков:
«подобное растворяется в подобном». В наших примерах мо-
лекулы сахара полярны, и между ними и полярными молеку-
лами воды существуют определённые силы взаимодействия.
Такие силы отсутствуют между неполярными молекулами жира
и полярными молекулами воды. Поэтому жиры в воде не рас-
творяются. Таким образом, растворимость зависит от природы
растворяемого вещества и растворителя.
В результате взаимодействия между растворяемым веще-
ством и водой образуются соединения — гидраты. Это могут
быть очень прочные соединения:
SO
3 + H 2O = H 2SO 4, или H 2O · SO 3 гидрат окиси серы (VI),
или серная кислота
СаO + H 2O = Ca(OH) 2, или СаО · Н 2О гидрат окиси кальция,
или гидроксид кальция
Такие соединения существуют как индивидуальные веще-
ства: основания, кислородсодержащие кислоты
*. Естествен-
*
Их общее название — гидроксиды.

Глава 6. Растворы 103
но, при образовании таких прочных соединений возникают
прочные химические связи, выделяется теплота. Так, при
растворении СаО (негашёная известь) в воде выделяется так
много теплоты, что смесь закипает.
Но почему при растворении сахара или соли в воде полу-
ченный раствор не нагревается? Во-первых, далеко не все
гидраты так прочны, как серная кислота или гидроксид каль-
ция. Существуют гидраты солей (кристаллогидраты), которые
легко разлагаются при нагревании:
CuSO
4 · 5H 2O CuSO 4 + 5H 2O t°
Кристаллогидрат
(медный купорос)
Многие гидраты не выделены в свободном виде, а это
означает, что при их образовании выделяется сравнительно
мало теплоты.
Во-вторых, всегда при растворении, как уже упоминалось,
идёт процесс дробления. А на это, естественно, затрачивается
энергия, поглощается теплота.
Поскольку оба процесса происходят одновременно, раствор
может нагреваться или охлаждаться в зависимости от того, ка-
кой процесс преобладает.
Вопрос. Какой процесс: дробление или гидратация преобла-
дает в каждом случае:
а) при растворении серной кислоты в воде, если раствор
нагрелся;
б) при растворении нитрата аммония в воде, если раствор
охладился;
в) при растворении поваренной соли в воде, если темпе-
ратура раствора практически не изменилась в ходе раство-
рения.
Поскольку при растворении изменяется температура рас-
твора, естественно предположить, что растворимость зависит
от температуры. Действительно, растворимость большинства
твёрдых веществ увеличивается при нагревании. Раствори-
мость газов при нагревании уменьшается. Поэтому твёрдые
вещества обычно растворяют в тёплой или горячей воде, а га-
зированные напитки хранят на холоде.

104 Часть 1. Элементы общей химии
Растворимость (способность растворяться) веществ не за-
висит от измельчения вещества или интенсивности переме-
шивания. Но, измельчая вещество, перемешивая готовый
раствор, можно ускорить процесс растворения. Таким обра-
зом, изменяя условия получения раствора, можно получать
растворы разных составов. Естественно, существует предел,
достигнув которого легко обнаружить, что вещество больше
не растворяется в воде. Такой раствор называется насыщен-
ным. Для хорошо растворимых веществ насыщенный рас-
твор будет содержать много растворённого вещества. Так,
насыщенный раствор KNO
3 при 100 °C содержит 245 грам-
мов соли на 100 граммов воды (в 345 граммах раствора), это
концентрированный раствор. Насыщенные растворы плохо
растворимых веществ содержат ничтожные массы растворён-
ных соединений. Так, насыщенный раствор хлорида серебра
содержит 0,15 мг AgCl в 100 г воды. Это очень разбавленный
раствор.
Таким образом, если раствор содержит много растворённо-
го вещества по отношению к растворителю, то он называется
концентрированным, если вещества мало — то разбавленным.
Очень часто от состава раствора зависят его свойства, а значит,
и применение.
Так, разбавленный раствор уксусной кислоты (столовый
уксус) используют как вкусовую приправу, а концентрирован-
ный раствор этой кислоты (уксусная эссенция) может вызвать
смертельный ожог при неосторожном применении (приёме
внутрь).
Для того чтобы точно отразить состав растворов, использу-
ют величину, равную массовой доле растворенного вещества ω:
ω = m(вещества)
,
m(раствора)
где m(вещества) — масса растворённого вещества в растворе;
m(раствора) — общая масса раствора, содержащая растворён-
ное вещество и растворитель.
Так, если 100 граммов уксуса содержат 6 граммов уксусной
кислоты, то речь идёт о 6 %-ном растворе уксусной кислоты
(это — столовый уксус). Способы решения задач с использо-
ванием понятия массовой доли растворённого вещества рас-
смотрены в главе 30.2.

Глава 6. Растворы 105
6.2. Электролитическая диссоциация
Всем известно, что металлы проводят электрическим ток.
А проводят ли электрический ток растворы? Если бы мы по-
пытались ответить на этот вопрос при помощи опыта, то убе-
дились бы, что раствор сахара не проводит электрический ток,
а раствор поваренной соли проводит. Почему? Может быть, ис-
ходные вещества — вода или сухой хлорид натрия — электро-
проводны? Но аналогичный опыт показывает — эти вещества,
каждое само по себе, электрический ток проводить не могут.
Для того чтобы объяснить результаты этих опытов и по-
нять смысл явления, необходимо ответить на вопрос: почему
вообще некоторые вещества, например металлы, проводят
электрический ток? Это происходит потому, что в металлах
имеются «свободные» заряженные частицы — электроны.
С направленным движением этих заряженных частиц связана
электропроводность металлов. Таким образом, если раствор
NаСl проводит электрический ток, то, значит, в этом растворе
тоже образуются какие-то заряженные частицы. Если раствор
сахара не проводит электрический ток, значит, в растворе са-
хара заряженных частиц не образуется. Исходя из этого, такие
вещества называют:
• NаСl — электролит;
• Сахар — неэлектролит.
Итак: ЭЛЕКТРОЛИТЫ — это вещества, растворы (и рас-
плавы) которых проводят электрический ток. А ПОЧЕМУ?
Теперь нам осталось выяснить: откуда в растворе NаСl по-
явились заряженные частицы? Вспомните, какой тип хими-
ческой связи имеется в кристалле поваренной соли? Ионная
связь! То есть связь между заряженными частицами — ионами.
Значит, хлорид натрия состоит из разноимённо заряженных
частиц! Но почему тогда сухой хлорид натрия не проводит
электрический ток? Потому что между ионами в кристалле
существуют достаточно сильные электростатические взаимо-
действия. А в воде? Посмотрите на рис. 26.
Между ионами соли и молекулами воды возникают доволь-
но значительные силы электростатического взаимодействия.
В результате молекулы воды «растаскивают» кристалл на «ку-
сочки» (ионы). Будут ли возникать такие взаимодействия
в следующих случаях (рис. 27)?

106 Часть 1. Элементы общей химии
Очевидно, нет! В обоих случаях или растворитель (случай
I), или вещество (случай II) неполярны, и взаимодействия,
притяжение частиц друг к другу, ничтожны.
Вывод. Взаимодействие между веществом и растворителем
возможно, если и вещество, и растворитель имеют достаточно
полярные связи.
Следствием такого взаимодействия является диссоциация —
распад вещества на ионы. При этом образуются положитель-
но заряженные ионы — катионы и отрицательно заряженные
ионы — анионы.
Электролитическая диссоциация — процесс распада элек-
тролитов на ионы под действием полярных молекул раство-
рителя (чаще всего — воды).
Задание 6.1. Будут ли проводить электрический ток:
а) раствор НСl в воде;
б) раствор NаСl в бензине;
в) раствор азота в воде;
г) 100 %-ная серная кислота?
Дайте пояснения.
Если вы всё правильно поняли и правильно ответили, то
электропроводность возникнет только в первом случае, а в
остальных случаях отсутствуют необходимые для этого усло-
вия. Попробуйте сформулировать, какие это условия?
Рис. 26. Взаимодействие диполей воды с кристаллом
поваренной соли
Рис. 27. Варианты взаимодействия веществ с растворителями

Глава 6. Растворы 107
Итак.
Вещества, способные в растворах или расплавах распа-
даться на ионы и, как следствие, проводить в этом состоянии
электрический ток, называются электролитами.
К электролитам относят:
• основания;
• кислоты;
• соли.
Это могут быть как неорганические, так и органические
вещества. Правда, большинство органических веществ явля-
ются неэлектролитами. Это углеводороды (бензин), углеводы
(сахар), спирты (глицерин) и другие (см. главы 17–28 данного
пособия).
Задание ЕГЭ. Электролитом является каждое из двух ве-
ществ:
1) глюкоза и этиловый спирт;
2) ацетат натрия и гидроксид калия;
3) уксусная кислота и бензол;
4) сахар и повареная соль.
Задание ЕГЭ. Электрический ток проводят:
1) спиртовой раствор йода,
2) расплав парафина,
3) расплав ацетата калия,
4) водный раствор глюкозы.
Если проверить электропроводность растворов электроли-
тов одного класса, например кислот, то окажется, что в одном
случае лампочка вспыхивает ярко, в другом — еле светится.
Если принять во внимание, что концентрация веществ в обо-
их растворах одинакова, — как можно объяснить наблюдения?
Объяснение одно — в первом случае образуется большее
число ионов (заряженных частиц), во втором — меньшее.
То есть в первом случае электролитическая диссоциация идёт
в значительней степени. Такие электролиты называются силь-
ными, и в их растворах много ионов или почти нет (а иногда
и совсем нет) молекул. Эти вещества построены по ионному
типу или содержат сильнополярные ковалентные связи.
К СИЛЬНЫМ электролитам относятся:
• почти все соли;
• кислоты: НСl, НВr, НI, НNО
3, Н 2SО 4, HClO 4 и др.;
• щёлочи (кроме NН
4ОН).

108 Часть 1. Элементы общей химии
Вопрос. Что такое «щёлочь»? (В случае затруднений — см. гла-
ву 2.3.)
В растворах слабых электролитов много молекул вещества
и мало ионов; электролитическая диссоциация идёт не полно-
стью.
К слабым электролитам относятся:
• вода;
• кислоты: Н
2СО 3, Н 2S, Н 2SiО 3, НNО 2 и др.;
• NН
4ОН и нерастворимые основания.
Фосфорная и сернистая кислоты — электролиты средней
силы.
Задание 6.2. Выучите наизусть формулы сильных и слабых
электролитов. Вспомните их названия.
Силу электролита можно оценить при помощи степени
диссоциации α, которая показывает, какая часть растворён-
ных молекул распалась на ионы:


где n — число молекул, распавшихся на ионы; N — общее чис-
ло молекул электролита в растворе.
В разбавленных растворов сильных электролитов степень
диссоциации α = 1 (или близка к этой величине), т. е. молекул
практически нет. Для слабых электролитов α < 0,05, то есть
в разбавленных растворах слабых электролитов число распав-
шихся молекул не превышает 5 %. В растворах таких веществ
очень мало ионов по сравнению с общим числом растворённых
молекул электролита.
Обратите внимание, что в обоих случаях речь идёт о разбав-
ленных растворах, поскольку α зависит от разбавления: в кон-
центрированном растворе даже очень сильного электролита
очень мало молекул растворителя. А именно молекулы рас-
творителя являются причиной диссоциации.
Как же происходит электролитическая диссоциация?
СОЛИ диссоциируют на катион металла (или аммония)
и анион кислотного остатка. При составлении таких уравне-
ний следует учитывать правила:
Запомните! 1. Заряд иона совпадает по величине с валентно-
стью данного атома (группы атомов);

Глава 6. Растворы 109
2. Число катионов и анионов может быть различным, но сум-
марный положительный заряд катионов равен суммарному от-
рицательному заряду анионов. Раствор остается электроней-
тральным!
III II
Al2(SO 4)3 2Al 3+ + 3SO 42–
Проверьте: 2 · (3+) = 3 · (2–), 6+ = 6–
Вывод. Для составления уравнения электролитической дис-
социации:
• составьте химическую формулу соединения, укажите ва-
лентность составных частей;
• по индексам укажите число образовавшихся ионов:
K
3PO 4 3K ? + PO 4?
Одна группа
• по валентности укажите заряды ионов:
I III
K
3PO 4 3K I+ + PO 43–
Задание 6.3. Составьте уравнения электролитической дис-
социации нитрата хрома (III), карбоната натрия, сульфида ка-
лия, сульфата железа (III), сульфата железа (II).
ОСНОВАНИЯ диссоциируют на катион металла (или ам-
мония NH
4+) и анион ОН –:
NaOH → Na
+ + OH –
Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2 OH –
Задание 6.4. Составьте уравнения диссоциации гидроксида
калия; гидроксида аммония, гидроксида бария.
КИСЛОТЫ диссоциируют на катион водорода и анион кис-
лотного остатка:
НNO
3 → H + + NO 3–
H2SO 4 → 2H + + SO 42–

110 Часть 1. Элементы общей химии
Задание 6.5. Составьте уравнения диссоциации соляной кис-
лоты, серной кислоты, фосфорной кислоты.
Для многоосновных кислот диссоциация может происхо-
дить ступенчато. Это означает, что на каждой стадии отщепля-
ется только один ион водорода. Например:
H
2SO 3 → H + + HSO 3– I ступень
HSO
3– → H + + SO 32– II ступень
Задание 6.6. Составьте уравнения ступенчатой (постадий-
ной) диссоциации фосфорной кислоты.
Проверьте себя:
Н
3РО 4 → Н + + Н 2РО 4–
Н2РО 4– →
← Н + + НРО 42–
НРО 42– →
← Н + + РО 43–
Вопрос. Какой из этих процессов идёт в бо´льшей степени,
то есть какие ионы образуются в бо´льшей степени: Н
2РО 4–,
НРО
42– или РО 43–?
Поскольку отрыв катиона от двухзарядного аниона в выс-
шей степени затруднён (более реальным кажется обратный
процесс), то последний процесс практически не происходит.
Поэтому по первой стадии Н
3РО 4 диссоциирует как сильная
кислота, а по последней — как очень слабая, причём в раство-
ре фосфорной кислоты фосфат-ионов РО
43– практически нет.
В целом, сила кислоты определяется:
• её составом;
• степенью окисления центрального атома (чем она боль-
ше, тем сильнее кислота);
• стадией диссоциации её.
Вопрос. Предположите, какая кислота более сильная:
а) азотная или азотистая;
б) серная или сернистая?
Задание ЕГЭ. Какие суждения о диссоциации кислот в
водных растворах верны?
А. Кислоты в воде диссоциируют с образованием в качестве
катиона только иона Н
+.

Глава 6. Растворы 111
Б. Среди анионов, образующихся при диссоциации кислот,
могут присутствовать разные кислотные остатки.
Разумеется, верны оба суждения.
Задание ЕГЭ. В каком из растворов с одинаковой молярной
концентрацией содержание фосфат-ионов наибольшее:
1) NaH
2PO 4; 2) Na 2HPO 4; 3) H 3PO 4; 4) Na 3PO 4.
Сила оснований также зависит от заряда иона (валент-
ности) металла: чем он больше, тем слабее электролит (при
прочих равных условиях). Так, гидроксид кальция слабее ги-
дроксида натрия, а гидроксид железа (III) слабее гидроксида
железа (II).
6.3. Ионно-молекулярные уравнения реакций
Из вышеизложенного следует, что в растворах большин-
ства неорганических веществ, наряду с молекулами, нахо-
дится значительное число ионов. В таком случае уравнения
реакций, которые показывают состав молекул реагирующих
веществ, весьма условны. Более точно отражают состав реа-
гирующих частиц ионно-молекулярные уравнения.
Для того чтобы составить ионно-молекулярное уравнение
реакции, нужно записать в виде ИОНОВ химические формулы:
• сильных и одновременно
• растворимых электролитов.
Состав всех остальных веществ изображается в виде мо-
лекул.
На практике, при составлении таких уравнений рекомен-
дуется следовать следующему алгоритму:
1. Определить силу реагирующих электролитов:
Н
2S + Сu(NO 3)2 = СuS + 2НNО 3.
слабый сильный сильный сильный

молекулы
2. Для сильных электролитов определить растворимость (по
таблице растворимости):
Н
2S + Сu(NO 3)2 = СuS → + 2НNО 3.
слабый сильный сильный сильный
→ Р Н Р
молекулы ионы молекулы ионы

112 Часть 1. Элементы общей химии
3. Формулы сильных и одновременно растворимых электро-
литов записать в виде ионов, остальные формулы НЕ ИЗМЕ-
НЯТЬ!
H
2S + Cu 2+ + 2NO 3– = CuS → + 2H + + 2NO 3–
4. Одинаковые ионы «вычеркиваем», так как они не уча-
ствуют в реакции (не изменили ни состава, ни заряда), полу-
чаем краткое ионно-молекулярное уравнение:
H
2S + Cu 2+ = CuS → + 2H +
Краткое ионно-молекулярное уравнение показывает:
• что реакция возможна;
• что в результате реакции образуется осадок (СuS);
• какие ионы или молекулы должны участвовать в анало-
гичном процессе.
Для того, чтобы переписать краткое ионно-молекулярное
уравнение в молекулярном виде, необходимо вместо:
• ионов H
+ написать формулу сильной кислоты;
• ионов ОH- написать формулу щёлочи;
• остальных ионов написать формулу растворимой соли.
Например, для того чтобы осуществить процесс:
H
2S + Cu 2+ = CuS → + 2H +,
вместо нитрата меди можно взять любую растворимую соль
меди (II), так как она при электролитической диссоциации
посылает в раствор ион меди, а анион соли в реакции не уча-
ствует:
H
2S + CuSO 4 →
H
2S + CuCl 2 →
Задание 6.7. Составьте молекулярные и ионно-молекуляр-
ные уравнения реакции для этих процессов и убедитесь, что
краткие ионно-молекулярные уравнения реакций у них оди-
наковые.
Задание 6.8. Записать в молекулярном и молекулярно-ион-
ном виде уравнения, соответствующие предложенным крат-
ким молекулярно-ионным уравнениям:
а) H
+ + MgCO 3 → Mg 2+ + CO 2 + Н 2О
б) NH
4+ + OH – → NH 4OH
в) Ca 2+ + PO 43– → Ca 3(PO 4)2

Глава 6. Растворы 113
При составлении ионно-молекулярных уравнений может
получиться так, что все частицы будут вычеркнуты, так как
не изменят ни состава, ни заряда. В этом случае говорят, что
реакция в растворе не идёт. В принципе, можно заранее пред-
сказать возможность такого процесса: реакция ионного обме-
на в растворе возможна, если происходит связывание ионов,
т. е. образуется осадок, газ, слабый электролит или ион нового
состава.
Задание 6.9. Составьте ионно-молекулярные уравнения ре-
акций:
а) фосфат натрия + хлорид кальция →
б) карбонат бария + азотная кислота →
в) гидроксид железа III + серная кислота →
г) сульфат аммония + гидроксид калия →
д) нитрат алюминия + хлорид натрия →
Сделайте заключение: возможны ли эти процессы. Укажите
признаки возможных процессов (осадок, газ, слабый электро-
лит).
Вывод: любая реакция ионного обмена протекает в сторону
связывания ионов, поэтому в результате такой реакции об-
разуется слабый электролит или осадок, или газ.
6.4. Понятие о рН (водородном показателе)
Вода — очень слабый электролит: при обычных условиях
лишь одна молекула воды из 10 000 000 распадается на ионы:
Н
2О →
← Н + + ОН –
Это уравнение показывает, что при диссоциации 1 моль
молекул воды образуется 1 моль ионов водорода Н + и 1 моль
гидроксид-анионов ОН –. Другими словами: в чистой воде
концентрация ионов водорода равна концентрации гидрок-
сид-анионов:

+] = [OH –] = 10 –7 моль/л.
Здесь: [Н
+] — равновесная концентрация ионов водорода,
моль/л; [OH–] — равновесная концентрация гидроксид-ани-
онов, моль/л.

114 Часть 1. Элементы общей химии
Такой раствор (среда) называется «нейтральный».
Характер среды — кислый, нейтральный — можно оценить
количественно при помощи рН («пэ-аш»). Водородный по-
казатель рН равен логарифму концентрации ионов водорода,
взятому с обратным знаком
*:
pH = –lg [H
+]
Поэтому в случае чистой воды рН = 7.
Раствор, у которого рН = 7, называется нейтральным.
Если к чистой воде добавили кислоту, то увеличили концен-
трацию ионов водорода. Теперь эта концентрация составит,
например 10
–6 моль/л или 10 –2 моль/л.
Такая среда (раствор) называется «кислая», или «кислотная».
Причём в первом случае (рН = 6) среда считается слабокислой,
а во втором (рН = 2) — сильнокислой, т. е. в любом случае
рН < 7. Значение рН можно измерять и с большей точностью
(например, рН = 5,36).
pН < 7, среда кислая.
При добавлении щёлочи увеличивается концентрация ионов
ОН
–, и одновременно уменьшается концентрация ионов Н +.
Дело в том, что для любого водного раствора
[H
+] · [OH –] = 10 –14
Поэтому, если концентрация ионов ОН – составит 10 –3, то
[H +] = 10 –11, т. е.
рН > 7, среда щелочная.
Определить реакцию среды конкретного раствора можно
при помощи индикаторов.
Индикаторы — это вещества, которые изменяют свой цвет
в присутствии избытка ионов Н
+ или ОН –.
Ионы Н + или ОН – действуют на молекулу индикатора, и ин-
дикатор меняет цвет по-разному в зависимости от реакции
среды и вида самого индикатора (табл. 7).
Задание 6.10. Какую окраску будет иметь индикатор лакмус,
если:
*
Логарифм (lg) — это величина, равная показателю степени при
основании 10. Например: lg 100 = lg 10 2 = 2.

Глава 6. Растворы 115
а) рН < 7;
б) [Н +] = 10 –4 моль/л;
в) в растворе есть избыток ОН –;
г) рН = 7;
д) [ОН
–] = 10 –8 моль/л;
е) в растворе есть НNО
3;
ж) [ОН –] = 0,1 моль/л.
Окраска индикаторов изменяется в растворах, которые со-
держат избыток одного из этих ионов. Ионы Н
+ или ОН – мо-
гут образовываться в ходе диссоциации некоторых соединений.
Вопрос. Какие вещества при диссоциации образуют ионы Н
+
или ОН –?
Эти ионы могут образовываться при диссоциации раство-
римых кислот, оснований, некоторых кислых и основных
солей. Например, дигидрофосфат натрия образует при дис-
социации ионы водорода, а гидрофосфат натрия — нет. Дело
в том, что кислые соли могут диссоциировать ступенчато, если
полученный на первой стадии анион соответствует сильному
электролиту:
NaHCO
3 → Na + + HCO 3– остаток слабого электролита → диссоциация не идёт;
NaH
2PO 4 → Na + + H 2PO 4– остаток сильного электролита → диссоциация идёт:
Таблица 7
Индикаторы и их действие
ИндикаторРеакция среды
кислая нейтральная щелочная
рН < 7 рН = 7 рН > 7
избыток Н
+ Н2О избыток ОН –
Лакмус красный фиолетовый синий
Фенолфталеин бесцветный бесцветный красный
Метилоранж розовый оранжевый жёлтый
РКС
(универсальный)красный жёлтый сине-зелёный

116 Часть 1. Элементы общей химии
H2PO 4– →
← Н + + НРО 42–
Образуются ионы Н +, возникает кислая среда.
Кроме того, ионы Н+ или ОН – могут образовываться в ходе
взаимодействия некоторых веществ с водой. Например, с во-
дой могут взаимодействовать активные металлы, кислотные
и основные оксиды.
Задание 6.11. Какую окраску будет иметь индикатор лакмус,
если в воде растворить:
кальций, оксид лития, оксид серы (IV)?
6.5. Гидролиз солей
Попробуйте ответить на вопрос: изменится ли окраска лак-
муса в растворе серной кислоты? гидроксида натрия? сульфа-
та натрия? карбоната натрия? В первых двух случаях можно
уверенно сказать «да», так как при диссоциации образуются:
H
2SO 4 → 2H + + SO 42– (1)
NaOH → Na
+ + OH – (2)
ионы водорода (уравнение 1) или гидроксид-анионы (уравне-
ние 2), а индикаторы реагируют именно на избыток ионов Н
+
или ОН –. Но при диссоциации упомянутых солей:
Na
2SO 4 → 2 Na + + SO 42–
Na 2CO 3 → 2 Na + + CO 32–
ионы Н + и ОН – не образуются! Тем не менее раствор карбона-
та натрия изменяет окраску индикатора, а сульфата натрия —
нет! Почему? Видимо, причина в том, что ионы карбоната на-
трия вступают в какую-то реакцию с молекулами воды, ведь
только из молекулы воды может образоваться избыток Н
+
или ОН –.
Гидролиз солей — это процесс взаимодействия ионов соли
с молекулами воды, в результате чего изменяется рН раствора.
Какой ион карбоната натрия реагирует с водой? Предпо-
ложим, что оба. Тогда в растворе происходят процессы:

Глава 6. Растворы 117
Na + + HOH → NaOH + H + (A)
CO
32– + HOH → HCO 3– + OH – (Б)
Вспомните, что такое «сильный электролит», «слабый элек-
тролит», и ответьте на вопрос: какой из этих процессов (А или
Б) НЕВОЗМОЖЕН в растворе?
Очевидно, невозможен процесс (А), так как молекул силь-
ного электролита NаОН в растворе НЕТ, есть только ионы Na
+
и ОН –, другими словами, связывания ионов не происходит.
Следовательно, происходит процесс (Б), и краткое ионно-
молекулярное уравнение гидролиза карбоната натрия выгля-
дит так:
CO
32– + H OH HCO 3– + OH –
pH > 7, среда щелочная,
лакмус синий.
И действительно, в растворе карбоната натрия лакмус ста-
новится синим. Почему именно карбонат-анион вступает
в реакцию гидролиза? Потому что это ион, соответствующий
СЛАБОМУ электролиту и в результате его взаимодействия
с водой образуется СЛАБЫЙ электролит (вспомните условия
протекания ионных процессов).
Вывод. Гидролизу подвергаются соли, содержащие остаток
слабого электролита.
Например:

118 Часть 1. Элементы общей химии
Задание 6.12. Определите, происходит ли гидролиз в рас-
творах хлорида железа (III), силиката натрия, нитрата калия.
Ответ поясните.
Алгоритм составления уравнений реакции гидролиза:
1. Определить; какие электролиты образуют соль, отметить
их силу:
CrCl
3
Cr(OH) 3 слабыйHCl
сильный
2. Составить уравнение диссоциации соли, подчеркнуть
ион, соответствующий слабому электролиту:
CrCl
3 → Cr 3+ + 3Cl –
3. Для иона слабого электролита составить уравнение ре-
акции взаимодействия с одной молекулой воды (уравнение
гидролиза):
Cr
3+ + H OH CrOH 2+ + H +
(–)
а) из молекулы воды притягивается противоположно заря-
женный нон, в данном случае ОН –;
б) сумма зарядов до и после реакции равна:
(3+) = (2+) + (1+).
4. Определить реакцию среды в образовавшемся растворе:
в данном случае образовались ионы Н
+, значит, среда кислая,
рН< 7.
Вопрос. Какую окраску будет иметь лакмус в этом растворе?
5. Для того чтобы составить молекулярное уравнение реак-
ции гидролиза, следует:
а) дописать к каждому иону ионы, которые образуются при
диссоциации, с противоположным зарядом (в данном случае
ионы Cl
–);
б) составить полученные формулы по валентности (валент-
ность = заряду иона!):
III II I
CrCl 3 + Н 2О →
←CrОНCl 2 + НCl

Глава 6. Растворы 119
Задание 6.13. Составить уравнения реакций гидролиза для:
сульфата алюминия; силиката калия; хлорида натрия; нитрата
меди (II); сульфида калия.
Задание 6.14. Как при помощи лакмуса различить бес-
цветные растворы солей: нитрата свинца (II), сульфата калия,
сульфида натрия?
ВЫВОДЫ по главе 6
Растворы — это однородная смесь двух или более компо-
нентов. При образовании растворов в результате сольватации
происходит дробление растворяемого вещества до молекул
или ионов.
Истинный раствор — это однородная смесь молекул и ио-
нов различных веществ.
Электролиты это вещества, которые в водных растворах
распадаются на ионы (диссоциируют). Уравнения реакций для
таких веществ составляют с учётом этого процесса в ионно-
молекулярной форме. Реакции ионного обмена, в том числе
гидролиз, осуществимы, если происходит связывание ионов,
т. е. образуется осадок, газ или слабый электролит.
Вопросы, задачи и упражнения к главе 6
1. Что такое растворы? Какие процессы происходят при
расворении?
2. Как можно определить состав раствора?
3. По каким признакам вещества делят на:
• электролиты и неэлектролиты;
• сильные и слабые электролиты?
Приведите примеры веществ каждого типа.
4. Верны ли утверждения «растворимое вещество — всегда
сильный электролит» и «малорастворимое вещество всегда
является слабым электролитом»? Ответ обосновать.
5. Какие вещества относятся к кислотам? Какие ионы ха-
рактерны для растворов любых кислот? Ответ подтвердить,
составив уравнения электролитической диссоциации серной,
соляной и азотной кислот.

120 Часть 1. Элементы общей химии
6. Какие вещества относятся к щелочам? Какие ионы ха-
рактерны для растворов всех щелочей? Ответ подтвердить, со-
ставив уравнения электролитической диссоциации гидрокси-
дов калия, кальция и аммония.
7. Какие вещества относятся к солям? Существуют ли ионы,
которые характерны для растворов любых солей? Ответ под-
твердить, составив уравнения электролитической диссоциации
карбоната натрия, нитрата аммония, хлорида бария, сульфата
железа (III).
8. Какие признаки помогают установить, что реакция ион-
ного обмена возможна (идёт до конца)? Ответ подтвердить,
составив уравнения следующих процессов:
а) гидроксид бария + хлорид аммония →
б) нитрат алюминия + гидроксид калия →
в) карбонат кальция + азотная кислота →
г) сульфат меди + фосфат натрия →
д) хлорид железа (II) + нитрат натрия →
9. По кратким ионно-молекулярным уравнениям составить
молекулярные уравнения реакций:
а) Cu
2+ + 2OH – → Cu(OH) 2 б) Fe(OH) 3 + 3H + → Fe 3+ + 3H 2O
в) 3Mg 2+ + 2PO 43– → Mg 3(PO 4)2 г) H + + OH – → H 2O
Какой из предложенных процессов соответствует реакции
нейтрализации?
10. Какие из перечисленных ниже веществ, попадая в воду,
изменяют окраску индикатора:
• сернистый газ;
• аммиак;
• натрий;
• сульфат цинка;
• поваренная соль;
• негашёная известь;
• стиральная сода;
• железо.
Почему? Ответ подтвердить составлением необходимых
уравнений реакций.
Вы можете проверить степень усвоения материала этой гла-
вы, выполнив упражнения ЕГЭ из разделов 21, 24 (задачи)
и 30, а также решив задачи этого Самоучителя (см. главу 30.2).

Глава 6. Растворы 121
11. В 300 г раствора содержится 45 г поваренной соли. Опре-
делить ω (NaС1) в этом растворе.
12. В 300 мл воды растворили 100 г сахара. Определить ω
(сахара) в полученном растворе.
13. В 2 л раствора (пл. = 1,05 г/мл) содержится 105 г соли.
Определить ω (соли) в этом растворе.
14. В 200 мл воды растворили 56 л аммиака NH
3. Опреде-
лить ω (NH
3) в этом растворе.
15. Сколько граммов воды и сахара нужно взять для при-
готовления 3 л 30%-ного сиропа? (пл. = 1,13 г/мл)
16. Какой объём 25%-ного раствора можно приготовить
из 150 г соли, если плотность раствора равна 1,2 г/мл?
Задания ЕГЭ
17. Неэлектролитами являются все вещества, перечислен-
ные в ряду:
1) этанол, поваренная соль, сульфат бария;
2) растительное масло, ацетат калия, гидроксид калия;
3) метанол, сахароза, глицерин;
4) нитрат натрия, глюкоза, уксусная кислота.
18. Сильные электролиты перечислены в ряду:
1) НCl, НClО, Н
2SO 3; 2) Н 2SO 4, НClO 4, Н 3РО 4;
3) НCl, НClО
3, BaCl 2; 4) Н 2S, С 6Н5СОOH, С 6Н5OH.
19. В растворе одновременно могут находиться ионы
1) Ag
+ и NO 3–; 2) Ag + и Cl –; 3) Ba 2+ и SO 42–; 4) Fe 3+ и OH –.
20. Cумма коэффициентов в сокращённом ионно-молеку-
лярном уравнении реакции CuO + HNO
3 → Cu(NO 3)2 + Н 2О
1) 5; 2) 6; 3) 7; 4) 9.
21. Сокращённое ионно-молекулярное уравнение Са
2+ +
СО
32– = СаСО 3 соответствует молекулярному 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
22. Фенолфталеин становится малиновым в растворе соли:
1) фосфат натрия; 2) сульфат аммония; 3) сульфат цезия;
4) хлорид натрия.

122 Часть 1. Элементы общей химии
23. Какой объём аммиака потребуется для получе-
ния 1 л раствора (ρ = 0,95 г/мл) с массовой долей аммиака
9,91 %?
24. К 700 г водного раствора этанола с массовой долей 20 %
добавили 240 мл С
2Н5ОН (ρ = 0,8 г/мл). Рассчитать массу
спирта в полученном растворе.
25. Чему равна масса серной кислоты в 196 мл 15 %-ного
раствора её (ρ = 1,07 г/мл).
26. Какой объём хлороводорода нужно растворить в 100 мл
воды, чтобы получить 3,6%-ный раствор. Как он называется?
27. К 700 г 20%-ного раствора этанола добавили 240 мл
этого спирта (плотность 0,8 г/мл). Рассчитать массу спирта
и воды в полученном растворе.
28. К 1 л аккумуляторной серной кислоты (ρ = 1,3 г/мл,
массовая доля кислоты 0,3) добавили 2 моль серной кислоты.
Чему равна массовая доля кислоты в полученном растворе?
29. К 80 г раствора с массовой долей соли 20 % добавили
10 г этой же соли. Сколько мл воды нужно добавить к полу-
ченному раствору, чтобы получить 15 %-ный раствор?
30. При нагревании 200 г 25 %-ного раствора аммиака 20 г
этого вещества улетучилось. Чему равна массовая доля амми-
ака в этом растворе после нагревания.
31. Из 150 г 6 %-ного раствора бромида натрия выпарили
10 г воды и добавили 5 г этой же соли. Вычислить массовую
долю соли в полученном растворе.
32. 32 г сульфата меди II растворили в 168 г воды. Раствор
упарили так, что получился 25 %-ный раствор. Определить
массу испарившейся воды.
33. Определить массу воды, которую нужно добавить к 20 г
азотной кислоты, чтобы получить 3 %-ный раствор её.
34. К 80
г 25 %-ного раствора хлорида кальция добавили 10 г
этой же соли. Сколько миллилитров воды следует добавить
в полученный раствор, чтобы получить 15 %-ный раствор.
35. При нагревании 200 г 25 %-ного раствора аммиака 20 г
этого газа улетучилось. Вычислить массовую долю аммиака
в растворе после нагревания.
36. Определить массу соли, которую нужно добавить к 250 г
10 %-ного раствора этой соли, чтобы получить 15 %-ный рас-
твор её.

Глава 7. ПОНЯТИЕ
ОБ ОКИСЛИТЕЛЬНО-
ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ
РЕАКЦИЯХ
При изучении строения атома, описании свойств неко-
торых элементов, химической связи неоднократно упоми-
налось о том, что атомы принимают или отдают электроны.
Очевидно, существуют химические реакции, в ходе которых
одни атомы отдают электроны другим атомам, которые их
принимают.
Процесс отдачи электронов называется окислением, а про-
цесс приёма электронов — восстановлением. Оба процесса про-
исходят одновременно, так как не могут отданные электроны
исчезнуть в «никуда» — должна существовать частица, ко-
торая их присоединит, и наоборот. Поэтому процессы окис-
ления и восстановления, протекающие одновременно, называ-
ются окислительно-восстановительными реакциями. При этом
атом
*, отдающий электроны, называется восстановителем,
а атом, принимающий электроны, — окислителем.
Что же происходит с такими атомами? Пусть атом меди
в каком-то процессе отдаст два электрона:
Cu
0 — 2e – → Cu 2+
Атом
медиИон
меди
Если эта реакция происходит в растворе, то можно увидеть,
как жёлто-красный металл медь уменьшится в размерах, а рас-
твор приобретает голубую окраску, характерную для ионов
меди. Очевидно, что свойства исходного простого вещества,
состоящего из атомов, и полученных ионов — различно.
Этот же процесс может происходить и при окислении меди
кислородом:
*
В окислительно-восстановительной реакции участвует реальная
частица, входящая в понятие химического элемента, — атом, ион,
радикал.

124 Часть 1. Элементы общей химии
2Cu + О 2 → 2CuO
Красная
медь
(не окисленная
медь)Чёрный
порошок
(медь в окисленном
состоянии)
Но ионов здесь не образуется, хотя признак реакции (из-
менение цвета) налицо. В таких случаях изменение состояния
окисленности обозначают при помощи степени окисления. Так,
атому кислорода, который для завершения внешнего энер-
гетического (электронного) уровня должен присоединить
2 электрона, почти во всех соединениях приписывают степень
окисления –2. Поскольку молекула СuО электронейтраль-
на — атом меди приобретает степень окисления +2.
(+2) ← ? –2
Cu O
(+2) + (–2) = 0
Заметьте: заряд иона записывается так: Сu 2+ сбоку, снача-
ла число, потом заряд (причём цифра 1 не пишется). Степень
окисления записывают по-другому: Сu
+2 над символом элемента,
сначала заряд, потом число (причём не только пишется цифра
1, но может быть даже дробное число).
Этой формой записи подчеркивают различие этих понятий:
• заряд иона — реальный заряд реальной, устойчивой части-
цы, которая входит в состав твёрдых веществ, определяет
свойства некоторых растворов и т. д.;
• степень окисления — условный заряд воображаемого иона;
этот заряд рассчитывается, исходя из предположения,
что вещество состоит только из ионов (а это чаще всего
не так). Степень окисления можно определить, исходя
из строения атома данного химического элемента.
Величины этих зарядов могут совпадать, но очень часто
они различаются. Рассчитаем, например, степени окисления
элементов в химической формуле, соответствующей серной
кислоте. При этом степень окисления кислорода равна –2,
а водорода +1 (так как он может отдать только один электрон):
+1 ? –2 Н2 S O 4
Суммарный заряд двух атомов водорода равен +2, а четырёх
атомов кислорода:

Глава 7. Понятие об окислительно-восстановительных реакциях 125
4 · (–2) = –8:
суммарный заряд:
+1 +6 –2H2 S O 4 +2 ? –8
+8 –8
0
Видно, что для того, чтобы молекула была электроней-
тральна, не хватает положительных зарядов, следовательно,
степень окисления серы в серной кислоте равна +6. (Такого
иона серы вообще не существует!)
При расчёте степеней окисления следует руководствоваться
следующими правилами:
1. Степень окисления атомов химических элементов в про-
стом веществе равна нулю:

0 0
Сu, Сl 2
2. Степени окисления атомов металлов в соединениях всег-
да положительны и равны их валентности:

+1←I +3←III
NaNO 3 Cr 2(SO 4)3
3. Степени окисления постоянны у F: – 1; у Н: +1 (кроме
гидридов — Li +1H–1); у О: –2 (кроме Н 2 +1О2 –1, F 2 –1О+2).
4. Степень окисления химических элементов в кислотном
остатке соли такие же, как в соответствующей 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 сумма степеней окисления в любом со-
единении равна нулю.
Задание 7.1. Расставьте степени окисления химических эле-
ментов в соединениях:
N
2O, HNO 3, N 2, Cu(NO 3)2, NH 3, NH 4OH.

126 Часть 1. Элементы общей химии
Если вы испытываете затруднения при расстановке степе-
ней окисления, рекомендуется составлять простейшие мате-
матические уравнения.
Известные степени окисления

+1 ? –2К2 Cr 2 O7
Суммарные степени окисления: +2 + 2х –14 = 0 (математи-
ческое уравнение, которое решается относительно «х»)
2 х = 12
х = 6, т. е. степень окисления
атома хрома в этом соединении
равна +6.
Определив степени окисления элементов в уравнении ре-
акции, можно определить, какой атом является окислителем,
какой — восстановителем:
0 +1 +5–2 +2 +5–2 +2 –2 +1 –2 Cu + HNO 3 → Cu(NO 3)2 + NO + H 2O
0 –2e – +2 восстановитель Cu → Cu окисление;
0 +3e – +2 окислитель N → N восстановление.
Задание 7.2. Определите окислитель и восстановитель в
уравнениях реакций:
Al + H
2SO 4 → Al 2(SO 4)3 + S + H 2O
NH
3 + O 2 → NO + H 2O
Из этих примеров видно, что число электронов, принятых
окислителем, может отличаться от числа электронов, отдан-
ных восстановителем. Но этого быть не должно(!), так как при
этом нарушается закон сохранения материи. Значит, число от-
данных электронов должно равняться числу принятых электро-
нов. А для этого следует изменить число атомов окислителя
и восстановителя, поставив соответствующие коэффициенты.
Например, в данном случае:
0 –2e – +2 Cu → Cu 3
+5 +3e – +2 N → N 2

Глава 7. Понятие об окислительно-восстановительных реакциях 127
Эти коэффициенты (3 и 2) означают, что три атома меди
отдают шесть электронов, а два атома азота принимают
шесть электронов:
0 –6e – +2 3Cu → 3Cu
+5 +6e – +2 2N → 2N
Или в краткой форме:
0 +5 +2 +2 3Cu + 2N → 3Cu + 2N
Теперь осуществлён баланс (равенство) электронов, поэто-
му именно эти коэффициенты из электронного баланса (3 и 2)
должны быть в уравнении реакции
0 –6e – +2 3Cu → 3Cu
+5 +6e – +2 2N → 2N
0 +5 +2 +5 +23Cu + 2HNO 3 → 3Cu(NO 3)2 + 2NO + H 2O
2 атома
азота8 атомов азота
Но теперь не осуществляется баланс по азоту! Где же до-
пущена ошибка? Дело в том, что в электронном балансе учи-
тываются только электронные процессы окисления и восста-
новления, т. е. учитываются только те атомы, которые меняют
степени окисления, а часть атомов не изменила ее:
+5 +5 HNO 3 → Cu(NO 3)2
Отсюда правило: коэффициенты электронного баланса ста-
вят только к тем атомам, которые с данной степенью окисления
встречаются в химическом уравнении один раз.
Исправим ошибку и уравняем атомы остальных элементов:
3Cu + 8HNO
3 → 3Cu(NO 3)2 + 2NO + 4H 2O

8 атомов азота
Проверим по кислороду:
до реакции: 8 · 3 = 24 атома;
после реакции: 3 · 3 · 2 + 2 + 4 = 24 атома.

128 Часть 1. Элементы общей химии
Правила расстановки коэффициентов методом электронного
баланса
1. Расставить степени окисления.
2. Выписать элементы, изменившие степени окисления,
указав число отданных и принятых электронов. Определить
окислитель и восстановитель.
3. Поставить дополнительные коэффициенты, уравняв чис-
ло отданных и принятых электронов.
4. Проверить эти коэффициенты: они должны соответство-
вать числу атомов данного элемента в молекуле. Например,
если дополнительный коэффициент нечётный, а в молекуле
чётное число атомов (например, Сl
2), то оба дополнительных
коэффициента удваиваются.
5. Проверенные коэффициенты переносят в уравнение,
считая атомы, к тем элементам, которые с данной степенью
окисления встречаются в уравнении ОДИН раз.
6. Затем уравнивают атомы:
• металлов;
• неметаллов;
• водорода.
7. Проверяют по кислороду.
Рассмотрим эти правила на примере. Требуется уравнять
(т. е. расставить коэффициенты в уравнении реакции):
KMnO
4 + HCl → Cl 2 + MnCl 2 + KCl + H 2O
+1 +7 –2 +1–1 0 +2 –1 +1 –1 +1 –2 1, 2, 3. KMnO 4 + HCl → Cl 2 + MnCl 2 + KCl + H 2O
+7 +5e – +2 окислитель Mn → Mn 1
–1 –1e – 0 восстановитель Cl → Cl 5
4. Поскольку число атомов хлора в молекуле чётное (2),
а коэффициент к хлору нечётный (5), удвоим оба дополни-
тельных коэффициента:
+7 +5e – +2 Mn → Mn 1 2
–1 –1e – 0 Cl → Cl 5 10

Глава 7. Понятие об окислительно-восстановительных реакциях 129
5. Переносим коэффициенты к атомам марганца и хлора,
кроме Сl –1, которые встречаются в уравнении реакции три раза:
+7 –1 0 +2 –1 –1 2KMnO 4 + HCl → 5Cl 2 + 2MnCl 2 + KCl + H 2O
Не поставили коэффициент!
Обратите внимание, что перед молекулой хлора поставлен
коэффициент 5, а не 10, так как нужно считать атомы хлора:
5 · 2 = 10 атомов.
6. Уравняем остальные атомы:
2 КMnО
4 + 16 НСl = 5 Сl 2 + 2 МnСl 2 + 2 КСl + 7 Н 2O
7. Атомы кислорода до и после реакции пересчитайте сами.
Задание 7.3. Уравнять методом электронного баланса:
Zn + HNO
3 → Zn(NO 3)2 + N 2O + H 2O
Al + H
2SO 4 → Al 2(SO 4)3 + H 2S + H 2O
KMnO
4 + H 2SO 3 → K 2SO 4 + H 2SO 4 + MnSO 4 + H 2O
Вы можете проверить степень усвоения материала этой гла-
вы, выполнив упражнения ЕГЭ из разделов 4, 28 и частич-
но 36.
ВЫВОДЫ по главе 7
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — это
процессы, в которых изменяются степени окисления атомов.
Степени окисления атомов изменяются потому, что один атом
(окислитель) принимает электрон от атома восстановителя.
При этом число принятых и отданных электронов должно
быть одинаковым. На этом основан метод электронного ба-
ланса, при помощи которого расставляют коэффициенты
в уравнениях ОВР.

Часть 2.
ЭЛЕМЕНТЫ
НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Глава 8. ОБЩИЕ СВОЙСТВА
МЕТАЛЛОВ
Известно, что все простые вещества условно можно раз-
делить на простые вещества-металлы и простые вещества-не-
металлы.
МЕТАЛЛЫ, по определению М. В. Ломоносова — это «свет-
лые тела, которые ковать можно». Обычно это ковкие блестя-
щие материалы, обладающие высокой тепло- и электропро-
водностью. Эти физические и многие химические свойства
металлов связаны со способностью их атомов ОТДАВАТЬ
электроны.
НЕМЕТАЛЛЫ, напротив, способны ПРИСОЕДИНЯТЬ
электроны в химических процессах. Большинство неметаллов
проявляют противоположные металлам свойства: не блестят,
не проводят электрический ток, не куются. Являясь противо-
положными по свойствам, металлы и неметаллы легко реаги-
руют друг с другом.
Эта часть Самоучителя посвящена краткому освещению
свойств металлов и неметаллов. Описывая свойства элементов,
желательно придерживаться следующей логической схемы:
• вначале описать строение атома (указать распределение
валентных электронов), сделать вывод о принадлежности
данного элемента к металлам или неметаллам, опреде-
лить его валентные состояния (степени окисления) —
см. главу 3;
• затем описать свойства простого вещества, составив
уравнения реакций
– с кислородом;

Глава 8. Общие свойства металлов 131
– с водородом;
– с металлами (для неметаллов) или с неметаллами (для
металлов);
– с водой;
– с кислотами или со щелочами (там, где это возможно);
– с растворами солей;
• затем нужно описать свойства важнейших соединений
(водородных соединений, оксидов, гидроксидов, солей).
При этом вначале следует определить характер (кислот-
ный или основной) данного соединения, а затем, вспом-
нив свойства соединений этого класса, составить необ-
ходимые уравнения реакций;
• и наконец нужно описать качественные реакции на ка-
тионы (анионы), содержащие этот элемент, способы
получения простого вещества и важнейших соединений
этого химического элемента, указать практическое при-
менение изучаемых веществ этого элемента.
Так, если вы определите, что оксид кислотный, то он будет
реагировать с водой, основными оксидами, основаниями (см.
главу 2.1) и ему будет соответствовать кислотный гидроксид
(кислота). При описании свойств этой кислоты также полезно
заглядывать в соответствующий раздел: глава 2.2.
8.1. Внутреннее строение
и физические свойства металлов
Металлы — это простые вещества, атомы которых могут
только отдавать электроны. Такая особенность металлов свя-
зана с тем, что на внешнем уровне этих атомов мало электро-
нов (чаще всего от 1 до 3) или внешние электроны располо-
жены далеко от ядра. Чем меньше электронов на внешнем
уровне атома и чем дальше они расположены от ядра, — тем
активнее металл (ярче выражены его металлические свойства).
Задание 8.1. Какой металл активнее:
А 2 8 1 или Б 2 8 8 1
В 2 8 2 или Г 2 8 3

132 Часть 2. Элементы неорганической химии
Назовите химические элементы А, Б, В, Г.
Металлы и неметаллы в Периодической системе химиче-
ских элементов Менделеева (ПСМ) разделяет линия, прове-
дённая от бора к астату. Выше этой линии в главных подгруп-
пах находятся неметаллы (см. гл. 3). Остальные химические
элементы — металлы.
Задание 8.2. Какие из следующих элементов относятся к
металлам: кремний, свинец, сурьма, мышьяк, селен, хром,
полоний?
Вопрос. Как можно объяснить тот факт, что кремний — не-
металл, а свинец — металл, хотя число внешних электронов
у них одинаково?
Существенной особенностью атомов металлов является их
большой радиус и наличие слабо связанных с ядром валент-
ных электронов. Для таких атомов величина энергии иони-
зации
* невелика. Часть валентных электронов металлов, от-
рываясь от атомов, становятся «свободными». «Свободные»
электроны легко перемещаются между атомами и ионами
металлов в кристалле, образуя «электронный газ» (рис. 28).
+
++
+ e e
e e
e
Рис. 28. Внутреннее строение металла
В последующий момент времени любой из «свободных»
электронов может притянуться любым катионом, а любой
атом металла может отдать электрон и превратиться в ион (эти
процессы показаны на рис. 28 пунктирами).
Таким образом, внутреннее строение металла похоже
на слоёный пирог, где положительно заряженные «слои» ато-
мов и ионов металла чередуются с электронными «прослойка-
*
ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ равна работе, затрачиваемой на уда-
ление одного внешнего электрона из атома (на ионизацию атома),
находящегося в основном энергетическом состоянии.

Глава 8. Общие свойства металлов 133
ми» и притягиваются к ним. Наилучшей моделью внутренне-
го строения металла является стопка стеклянных пластинок,
смоченных водой: оторвать одну пластинку от другой очень
трудно (металлы прочные), а сдвинуть одну пластинку отно-
сительно другой очень легко (металлы пластичные) (рис. 29).
Стекло
С трудомЛегкоВода
Рис. 29. Свойства металла, основанные на его внутреннем
строении
Задание 8.3. Сделайте такую «модель» металла и убедитесь
в этих свойствах.
Химическая связь, осуществляемая за счёт «свободных»
электронов, называется металлической связью.
«Свободные» электроны обеспечивают также такие физи-
ческие свойства металлов, как электро- и теплопроводность,
пластичность (ковкость), а также металлический блеск.
Задание 8.4. Найдите дома металлические предметы.
Выполняя это задание, вы легко найдёте на кухне металли-
ческую посуду: кастрюли, сковородки, вилки, ложки. Из ме-
таллов и их сплавов делают станки, самолёты, автомобили,
тепловозы, инструменты. Без металлов невозможна совре-
менная цивилизация, так как электрические провода также
делают из металлов — Cu и Al. Только металлы годятся для
получения антенн для радио- и телеприёмников, из металлов
делают и лучшие зеркала. При этом чаще используют не чи-
стые металлы, а их смеси (твёрдые растворы) — СПЛАВЫ.
8.2. Сплавы
Металлы легко образуют сплавы — материалы, имеющие
металлические свойства и состоящие из двух или большего
числа химических элементов (простых веществ), из которых
хотя бы один является металлом. Многие металлические спла-
вы имеют один металл в качестве основы с малыми добавка-
ми других компонентов. В принципе, чёткую границу между

134 Часть 2. Элементы неорганической химии
металлами и сплавами трудно провести, так как даже в самых
чистых металлах имеются «следовые» примеси других хими-
ческих элементов.
Все перечисленные выше предметы — станки, самолёты, ав-
томобили, сковородки, вилки, ложки, ювелирные изделия —
делают из сплавов. Металлы-примеси (легирующие компо-
ненты) очень часто изменяют свойства основного металла
в лучшую, с точки зрения человека, сторону. Например, и же-
лезо и алюминий — довольно мягкие металлы. Но, соединяясь
друг с другом или с другими компонентами, они превращаются
в сталь, дуралюмин и другие прочные конструкционные мате-
риалы. Рассмотрим свойства самых распространённых сплавов.
Сталь — это сплавы железа с углеродом, содержащие по-
следнего до 2 %. В состав легированных сталей входят и дру-
гие химические элементы — хром, ванадий, никель. Сталей
производится гораздо больше, чем каких-либо других метал-
лов и сплавов, и все виды их возможных применений трудно
перечислить. Малоуглеродистая сталь (менее 0,25 % углерода)
в больших количествах потребляется в качестве конструкци-
онного материала, а сталь с более высоким содержанием угле-
рода (более 0,55 %) идет на изготовление режущих инструмен-
тов: бритвенные лезвия, сверла и др.
Железо составляет основу чугуна. Чугуном называется сплав
железа с 2–4 % углерода. Важным компонентом чугуна является
также кремний. Из чугуна можно отливать самые разнообраз-
ные и очень полезные изделия, например крышки для люков,
трубопроводную арматуру, блоки цилиндров двигателей и др.
Бронза — сплав меди, обычно с оловом как основным легиру-
ющим компонентом, а также с алюминием, кремнием, берил-
лием, свинцом и другими элементами, за исключением цинка.
Оловянные бронзы знали и широко использовали ещё в древ-
ности. Большинство античных изделий из бронзы содержат
75–90 % меди и 25–10 % олова, что делает их внешне похожими
на золотые, однако они более тугоплавкие. Это очень прочный
сплав. Из него делали оружие до тех пор, пока не научились
получать железные сплавы. С применением бронзы связана
целая эпоха в истории человечества: Бронзовый век.
Латунь — это сплавы меди с Zn, Al, Mg. Это цветные сплавы
с невысокой температурой плавления, их легко обрабатывать:
резать, сваривать и паять.

Глава 8. Общие свойства металлов 135
Мельхиор — является сплавом меди с никелем, иногда с до-
бавками железа и марганца. По внешним характеристикам
мельхиор похож на серебро, но обладает большей механи-
ческой прочностью. Сплав широко применяют для изготов-
ления посуды и недорогих ювелирных изделий. Большин-
ство современных монет серебристого цвета изготавливают
из мельхиора (обычно 75 % меди и 25 % никеля с незначитель-
ными добавками марганца).
Дюралюминий, или дюраль — это сплав на основе алюминия
с добавлением легирующих элементов — медь, марганец, маг-
ний и железо. Он характеризуется своей стальной прочностью
и устойчивостью к возможным перегрузкам. Это основной
конструкционный материал в авиации и космонавтике.
8.3. Химические свойства металлов
Металлы легко отдают электроны, т. е. являются восстано-
вителями. Поэтому они легко реагируют с окислителями.
Вопросы
1. Какие атомы являются окислителями?
2. Как называются простые вещества, состоящие из атомов,
которые способны принимать электроны?
Таким образом, металлы реагируют с неметаллами. В та-
ких реакциях неметаллы, принимая электроны, приобретают
обычно НИЗШУЮ степень окисления.
Рассмотрим пример. Пусть алюминий реагирует с серой:
Al + S →
Вопрос. Какой из этих химических элементов способен только
отдавать электроны? Сколько электронов?
Алюминий — металл, имеющий на внешнем уровне 3 элек-
трона (III группа!), поэтому он отдаёт 3 электрона:
Al – 3е
– → Аl 3+
Поскольку атом алюминия отдает электроны, атом серы
принимает их.

136 Часть 2. Элементы неорганической химии
Вопрос. Сколько электронов может принять атом серы до за-
вершения внешнего уровня? Почему?
У атома серы на внешнем уровне 6 электронов (VI группа!),
следовательно, этот атом принимает 2 электрона:
S + 2е
– → S 2–
Таким образом, полученное соединение имеет состав:
Al
2 S3 +3 –2
В результате получаем уравнение реакции:
2Al + 3S → Al
2S3 Сульфид
алюминия
Задание 8.5. Составьте, рассуждая аналогично, уравнения
реакций:
• кальций + хлор (Cl
2);
• магний + азот (N
2).
Составляя уравнения реакций, помните, что атом металла
отдаёт все внешние электроны, а атом неметалла принимает
столько электронов, сколько их не хватает до восьми.
Названия полученных в таких реакциях соединений всегда
содержат суффикс ИД:
CaCl
2 — хлорИД кальция;
Mg
3N2 — нитрИД магния.
Корень слова в названии происходит от латинского назва-
ния неметалла (см. гл. 2.4).
Металлы реагируют с растворами кислот (см. гл. 2.2). При
составлении уравнений подобных реакций и при определении
возможности такой реакции следует пользоваться рядом на-
пряжений (рядом активности) металлов:
Li К Са Nа Mg Al Mn Zn Fe Cr Ni Sn Pb H Сu Нg Ag Pt Аu
Металлы, стоящие в этом ряду до водорода, способны вы-
теснять водород из растворов кислот:
Al + HCl → AlCl
3 + Н 2 до Н

Глава 8. Общие свойства металлов 137
Сu + HCl
после Н
3адание 8.6. Составьте уравнения возможных реакций:
• магний + серная кислота;
• никель + соляная кислота;
• ртуть + соляная кислота.
Все эти металлы в полученных соединениях двухвалентны.
Реакция металла с кислотой возможна, если в результате её
получается растворимая соль. Например, магний практически
не реагирует с фосфорной кислотой, поскольку его поверх-
ность быстро покрывается слоем нерастворимого фосфата:
Mg + H
3PO 4
Металлы, стоящие после водорода, могут реагировать с не-
которыми кислотами, но водород в этих реакциях не выделя-
ется:
Cu + HNO
3 → Cu(NO 3)2 + NO + H 2O
Задание 8.7. Какой из металлов — Ва, Mg, Fе, Рb, Сu — мо-
жет реагировать с раствором серной кислоты? Почему? Со-
ставьте уравнения возможных реакций.
Металлы реагируют с водой, если они активнее железа (же-
лезо также может реагировать с водой). При этом очень ак-
тивные металлы (Li – Al) реагируют с водой при нормальных
условиях или при небольшом нагревании по схеме:
Me + Н
2О → Me(OH) х + Н 2
где х — валентность металла.
3адание 8.8. Составьте уравнения реакций по этой схеме
для К, Nа, Са. Какие ещё металлы могут реагировать с водой
подобным образом?
Возникает вопрос: почему алюминий практически не реа-
гирует с водой? Действительно, мы кипятим воду в алюмини-
евой посуде, — и… ничего! Дело, в том, что поверхность алю-
миния защищена оксидной пленкой (условно — Al
2O3). Если
её разрушить, то начнётся реакция алюминия с водой, причём
довольно активная. Полезно знать, что эту плёнку разрушают
ионы хлора Cl
–. А поскольку ионы алюминия небезопасны

138 Часть 2. Элементы неорганической химии
для здоровья, следует выполнять правило: в алюминиевой по-
суде нельзя хранить сильно солёные продукты!
Вопрос. Можно ли хранить в алюминиевой посуде кислые щи,
компот?
Менее активные металлы, которые стоят в ряду напряже-
ний после алюминия, реагируют с водой в сильно измель-
чённом состоянии и при сильном нагревании (выше 100 °C)
по схеме:
Fe + H
2O → FeO + Н 2 →
Металлы, менее активные, чем железо, с водой не реаги-
руют!
Металлы реагируют с растворами солей. При этом более ак-
тивные металлы вытесняют менее активный металл из рас-
твора его соли:
Cu + FeSO
4 → так как медь менее активна, чем железо;
Fe + CuSO
4 → Cu + FeSO 4, так как железо активнее меди.
3адание 8.9. Какие из следующих реакций возможны и по-
чему:
а) серебро + нитрат меди II;
б) никель + нитрат свинца II;
в) медь + нитрат ртути II;
г) цинк + нитрат никеля II.
Составьте уравнения возможных реакций. Для невозмож-
ных поясните, почему они невозможны.
Следует отметить (!), что очень активные металлы, которые
при нормальных условиях реагируют с водой, не вытесняют
другие металлы из растворов их солей, поскольку они реаги-
руют с водой, а не с солью:
Na + H
2О → NaОН + H 2 →
А затем полученная щёлочь реагирует с солью:
FeSO
4 + NaОН → Fe(OH) 2 → + Na 2SO 4
Поэтому реакция между сульфатом железа и натрием НЕ
сопровождается вытеснением менее активного металла:
FeSO
4 + Na + Н 2О → Fe(OH) 2 → + Na 2SO 4 + Н 2 →

Глава 8. Общие свойства металлов 139
8.4. Коррозия металлов
Коррозия — самопроизвольный процесс окисления металла
под действием факторов окружающей среды.
В природе практически не встречается металлов в свобод-
ном виде. Исключение составляют только «благородные»,
самые неактивные металлы, например золото, платина. Все
остальные активно окисляются под действием кислорода,
воды, кислот и др. Например, ржавчина образуется на любом
незащищённом железном изделии именно в присутствии кис-
лорода или воды. При этом окисляется железо:
Fe – 2e
– → Fe 2+
а восстанавливаются компоненты атмосферной влаги:
2 H
2O + O 2 + 4e – → 4 OH –
В результате образуется гидроксид железа (II), который,
окисляясь, превращается в ржавчину:
Fe
2+ + OH – → Fe(OH) 2 → Fe(OH) 3 → xFe 2O3 · yH 2O ржавчина
Подвергаться коррозии могут и другие металлы, правда,
ржавчина на их поверхности не образуется. Так, нет на Зем-
ле металла алюминия — самого распространённого металла
на планете. Но зато основу многих горных пород и почвы со-
ставляет глинозём Al
2O3. Дело в том, что алюминий мгновенно
окисляется на воздухе (см. гл. 10). Коррозия металлов нано-
сит колоссальный ущерб, разрушая различные металлические
конструкции.
Чтобы уменьшить потери от коррозии, следует устранить
причины, которые её вызывают. В первую очередь, металличе-
ские предметы следует изолировать от влаги. Это можно сде-
лать разными способами, например, хранить изделие в сухом
месте, что далеко не всегда возможно. Кроме того, можно по-
верхность предмета покрасить, смазать водоотталкивающим
составом, создать искусственную оксидную плёнку. В послед-
нем случае в состав сплава вводят хром, который «любезно»
распространяет собственную оксидную плёнку на поверх-
ность всего металла. Сталь становится нержавеющей.
Изделия из нержавеющей стали дороги. Поэтому для за-
щиты от коррозии используют тот факт, что менее активный

140 Часть 2. Элементы неорганической химии
металл не изменяется, т. е. не участвует в процессе. Поэтому
если к сохраняемому изделию приварить более активный ме-
талл, то, пока он не разрушится, изделие корродировать не бу-
дет. Этот способ защиты называется протекторной защитой.
ВЫВОДЫ по главе 8
Металлы — это простые вещества, которые всегда являют-
ся восстановителями. Восстановительная активность металла
убывает в ряду напряжений от лития к золоту. По положению
металла в ряду напряжений можно определить, как металл ре-
агирует с растворами кислот, с водой, с растворами солей.
Вопросы, задачи и упражнения к главе 8
1. Какие простые вещества относятся к металлам? Дайте
развернутый ответ, указав сходство металлов:
• по внешним признакам;
• по строению атома;
• по типу химической связи в простом веществе;
• по физическим свойствам;
• по химическим свойствам в окислительно-восстанови-
тельных реакциях.
2. Как изменяются металлические свойства химических
элементов:
а) в периоде;
б) в группе (главной подгруппе) Периодической системы
Менделеева?
Как объяснить эти закономерности?
3. Какой элемент проявляет более ярко выраженные ме-
таллические свойства:
а) кальций или барий;
б) натрий или алюминий?
Почему?
4. Какие свойства — окислителя или восстановителя — про-
являют металлы при взаимодействии с неметаллами? Под-
твердите свой вывод, составив уравнения реакций кальция
с водородом, кислородом, хлором, азотом. Учесть, что атомы

Глава 8. Общие свойства металлов 141
неметаллов проявляют в полученных соединениях низшие
степени окисления.
5. Какие свойства металлов можно описать, пользуясь ря-
дом напряжений (активности) металлов? Сформулируйте не-
обходимые правила.
6. Какие из данных реакций возможны и почему:
• кальций + фосфорная кислота;
• алюминий + соляная кислота;
• серебро + соляная кислота;
• свинец + вода;
• натрий + вода;
• цинк + вода;
• железо + нитрат никеля II;
• медь + нитрат ртути II;
• медь + нитрат никеля II.
Составьте уравнения возможных реакций.
Задания ЕГЭ
7. Верны ли следующие суждения о металлах:
А) все металлы реагируют с кислотами, выделяя водород;
Б) все оксиды металлов — осно´вные.
8. Только при высокой температуре реагируют с водой
1) стронций; 2) серебро;
3) цинк; 4) калий.
9. Химическая реакция протекает между
1) Cu и ZnSO
4; 2) Zn и CuСl 2;
3)
Fe и Al(NO 3)3; 4) Ag и FeSO 4.
10. Водород образуется при взаимодействии
1) Cu и Н
2SO 4(конц) ; 2) Hg и Н 2SO 4(конц) ;
3) Cu и НNO
3(раствор) ; 4) Zn и HBr (раствор) .
11. В уравнении реакции магния с азотом коэффициент
перед формулой восстановителя равен:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
12. Какой объём газа можно получить при взаимодействии
0,3 моль железа с избытком концентрированной соляной кис-
лоты?
13. Какой объём водорода потребуется на восстановление
10,6 граммов Fe
3О4 до железа?

Глава 9. ЩЕЛОЧНЫЕ
И ЩЁЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ
МЕТАЛЛЫ
9.1. Щелочные металлы
Щелочные металлы — это элементы главной подгруппы
I группы Периодической системы химических элементов
Менделеева (ПСМ) (кроме водорода).
Задание 9.1. Назовите все щелочные металлы. Составьте
схемы строения атомов натрия и калия. Укажите распределе-
ние их валентных электронов.
На внешнем уровне у атомов таких металлов находится
по 1 электрону, но расстояние до ядра, а значит, и притяжение
к нему, у этих электронов различно.
Вопрос. У какого элемента (натрия или калия) внешние элек-
троны дальше от ядра?
Чем дальше электроны от ядра, тем слабее они притягива-
ются к нему, тем легче данный атом отдаёт электроны. А это
означает, что металлические свойства выражены тем ярче,
чем дальше валентные электроны от ядра (при прочих равных
условиях). Поэтому сверху вниз в каждой главной подгруппе уве-
личивается число энергетических уровней в атомах, растёт
металлическая активность элементов, т. е. способность их
атомов отдавать электроны.
Вопрос. Какой металл более активный: натрий или калий?
Таким образом, активность щелочных металлов возрастает
от
3Li 1 к 55Cs 1
Li…2s
1 Cs…6s 1

Глава 9. Щелочные и щёлочноземельные металлы 143
Но поскольку на внешнем уровне любого щелочного ме-
талла находится один электрон, в любой химической реакции
щелочные металлы могут отдать только один электрон. Зна-
чит, они имеют постоянную валентность I и образуют оксиды
состава
Ме

Этот оксид растворяется в воде, реагирует с нею:
Ме
2О + Н 2О → 2MeОН
Полученное основание — щёлочь.
Вопрос. Что такое щёлочь? (См. главу 2.3.)
В подгруппе сверху вниз увеличивается и сила оснований,
т. е. способность диссоциировать в водных растворах на ионы.
Самой сильной щёлочью является CsOH.
Растворы щелочей мылкие на ощупь, разъедают кожу и тка-
ни (щёлочи — едкие!), изменяют окраску индикаторов. По-
скольку все металлы главной подгруппы I группы образуют
щёлочи, — их называют «щелочные металлы».
Рассмотрим свойства щелочных металлов на примере на-
трия. При этом будем придерживаться схемы, изложенной
начале второй части.
Строение атома Nа изображается схемой:
11Na 2 8 1, или 1s 2 2s2 2p 6 3s1
Имея один валентный электрон (…3s 1), натрий является
активным металлом с постоянной валентностью I:
Na … 3s
1 – 1e – → Nа +… 3s 0
Простое вещество «натрий» — очень лёгкий (легче воды)
серебристо-белый металл, который легко режется ножом. На-
трий активно реагирует с кислородом, водородом, неметалла-
ми, водой:
Na + O
2 → Na 2O (чаще образуется Na 2O2 —
пероксид натрия)
Na + H
2 → NaH

гидрид натрия

144 Часть 2. Элементы неорганической химии
Na + S → Na 2S
Na – 1e – → Na +
S + 2e – → S 2–
Вопрос. Почему атом серы присоединил 2 электрона?
Задание 9.2. Составьте уравнения реакций натрия с хлором
Cl
2, азотом N 2 и водой (при затруднениях см. пояснения в
гл. 7.3).
Даже небольшие кусочки натрия (величиной с горошину)
при попадании в воду вызывают оглушительный взрыв — это
взрывается водород (см. гл. 12). Тот же эффект будет, если на-
трий опустить в раствор кислоты или соли. Кроме того, здесь
возможны более сложные побочные процессы. Поэтому со-
ставлять уравнения реакций для щелочных металлов в качестве
примеров процессов
• металл + раствор кислоты →
• металл + раствор соли →
не рекомендуется.
Натрий образует основный оксид Nа
2O, который реагирует
с водой, с кислотами и кислотными оксидами (см. гл. 2.1),
например:
Na
2O + CO 2 → Na 2CO 3
Задание 9.3. Составьте уравнения реакций оксида натрия
с водой и с серной кислотой.
Гидроксид натрия NaOH (едкий натр, каустическая сода)
проявляет все свойства щелочей: реагирует с кислотными ок-
сидами, кислотами, растворами солей (см. гл. 2.3), например:
NaOH + Р
2O5 → Na 3PO 4 + H 2O
основание оксид соль
кислотный фосфат
как кислота натрия
III
H
3PO 4
Все соединения натрия окрашивают пламя в жёлтый цвет.
Это качественная реакция на соединения натрия.
Задание 9.4. Составьте уравнения реакций гидроксида на-
трия с хлоридом железа III, фосфорной кислотой, оксидом
серы IV. (При затруднениях см. гл. 2.3.)

Глава 9. Щелочные и щёлочноземельные металлы 145
Задание 9.5. Опишите по разобранной схеме свойства калия
и его соединений.
Многие соединения натрия нашли применение в быту
и промышленности. Так, каустическая сода NаОН применя-
ется для получения мыла, в производстве алюминия, искус-
ственных волокон и др. Кальцинированная сода Na
2CO 3 также
применяется при получении мыла, а также при варке стекла,
стирке белья и др. Но в пищу эти «соды» не употребляются!
При приготовлении пищи используют питьевую соду NaHCO
3
и поваренную соль NaCl. Питьевая сода используется при лече-
нии простуды, её кладут в печенье, пирожки. Без соли NaCl
почти любая еда покажется невкусной, без неё невозможно
законсервировать мясо, овощи, грибы. Эти вещества приме-
няются и в технических целях.
9.2. Щелочноземельные металлы
Металлы главной подгруппы II группы в отличие от щелоч-
ных металлов имеют довольно разные свойства.
Вопросы
1. Сколько электронов на внешнем уровне атомов этих ме-
таллов?
2. Какой металл более активен: натрий или магний? Почему?
Эти металлы имеют на внешнем уровне по 2 электрона, сле-
довательно, они менее активны, чем их «соседи» — щелочные
металлы, так как на отрыв двух электронов нужно затратить
больше энергии, чем на отрыв одного электрона.
Вопрос. Как изменяется активность металлов в подгруппе
сверху вниз? Почему?
В этой подгруппе, как и у щелочных металлов, сверху вниз
увеличивается сила оснований, т. е. способность диссоцииро-
вать в водных растворах на ионы. Кроме того, увеличивается
заряд иона, а значит, усиливается притяжение группы ОН
в гидроксиде металла: ионы Na
+ и OH – притягиваются сла-
бее, чем Са 2+ и ОН –.

146 Часть 2. Элементы неорганической химии
Поэтому первые два элемента этой подгруппы не образуют
щелочей:
Ве(ОН)
2 — амфотерный гидроксид
Mg(OH)
2 — слабое основаниенерастворимые в воде
основания!
Кальций уже образует сильное основание — щёлочь, а
стронцию и барию соответствуют ещё более сильные осно-
вания.
Запомните: Ca, Sr, Ba — щелочноземельные
* металлы, так как
их оксиды проявляют щелочные свойства.
Несмотря на эти различия, перечисленные элементы имеют
много сходного в свойствах.
Вопрос. Какую валентность проявляют эти химические эле-
менты в соединениях?
Главное сходство химических элементов главной подгруп-
пы II группы заключается в том, что они проявляют в соеди-
нениях постоянную валентность II, так как на внешнем уровне
имеют по два электрона, а на предвнешнем уровне нет неза-
вершённых подуровней.
Рассмотрим свойства химических элементов главной под-
группы II группы на примере кальция. Строение атома каль-
ция изображается схемой:
20Ca 2 8 8 2, или 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
Имея два валентных электрона: …4s 2, кальций является
активным металлом, поскольку оба электрона расположены
на внешнем уровне. Его постоянная валентность равна двум:
–2e –
Сa … 4s 2 → Ca 2+ … 4s 0
Простое вещество «кальций» — довольно прочный, серебри-
сто-белый умеренно твёрдый металл. Активно реагирует с кис-
лородом, водородом, неметаллами, водой, растворами кислот:
Са + H
2 → СаН 2 гидрид кальция.
*
«Земли» — устаревшее название оксидов металлов, так как эти
оксиды входят в состав земли (почвы).

Глава 9. Щелочные и щёлочноземельные металлы 147
Рассмотрим как происходит взаимодействие кальция с
азотом:
Са + N
2 →?
Са – 2е
– → Са 2+
N + 3e – → N Ca 3N2
+2 –3 –3
Вопрос. Почему атом азота присоединяет три электрона?
Задание 9.6. Составьте уравнения реакций кальция с кисло-
родом, хлором (Cl
2), серой, водой, соляной кислотой.
Оксид кальция CaO (негашёная известь) очень активно
реагирует с водой с выделением такого большого количества
теплоты, что вода закипает:
CaO + H
2O → Ca(OH) 2 + Q
Этот процесс называется «гашением извести», а систему
называют «кипелкой».
Вопрос. С какими ещё веществами может реагировать оксид
кальция?
Как основный оксид CaO реагирует с кислотными оксидами
и с кислотами:
CaO + SO
2 → СаSO 3 CaO + НNO 3 → … (закончить уравнение этой реакции).
Гидроксид кальция Са(ОН)
2 (гашёная известь) проявляет все
свойства щелочей.
Вопрос. С какими веществами могут реагировать щелочи?
(При затруднении см. гл. 2.3.)
Задание 9.7. Составить уравнения реакций:
• Са(ОН)
2 + СO 2 →
• Са(ОН)
2 + H 3PO 4 →
• Са(ОН)
2 + Na 2CO 3 →
Прозрачный раствор гидроксида кальция в воде называется
известковой водой. Она мутнеет при пропускании через неё
углекислого газа:

148 Часть 2. Элементы неорганической химии
Са(ОН) 2 + СО 2 → СаСО 3

Этот эффект реакции считают качественным признаком
того, что в данном растворе присутствуют ионы кальция. Убе-
диться в этом поможет также реакция с пламенем: все соеди-
нения кальция окрашивают пламя в кирпично-красный цвет.
Задание 9.8. Опишите по предложенной схеме свойства
магния и его соединений.
Многие соединения кальция играют заметную роль в нашей
жизни. Достаточно сказать, что фосфат кальция, карбонат
кальция составляют основу костей, зубов. Без ионов кальция
не может свертываться кровь. Без соединений кальция невоз-
можно построить дом, так как известь (гашёная и негашёная)
обеспечивает скрепление строительных блоков друг с другом:
Са(ОН)
2 + SiO 2 → CaSiO 3 + H 2O
песок
СаО + СO 2 → СаСO 3
Образование в результате этих реакций прочных нераство-
римых карбонатов и силикатов кальция надёжно скрепляет
стены. Аналогичные реакции происходят при схватывании
цемента.
Оксид кальция в больших количествах получают обжигом
известняка:
СаСО
3 → СаО + СО 2 известняк
Карбонат кальция СаСО 3 составляет основу мела, мрамо-
ра, известняка. Из него состоят целые горы и пласты земной
коры. Под действием воды и углекислого газа из воздуха кар-
бонат кальция переходит в водорастворимое состояние — ги-
дрокарбонат кальция:
СаСО
3 + Н 2О + СО 2 → Ca(HCО 3)2 нерастворим растворим
Аналогичные процессы происходят и с карбонатами маг-
ния. В результате этих и других процессов в природной воде
появляются ионы кальция и магния.
Вода, содержащая ионы кальция и магния, называется
ЖЁСТКОЙ.

Глава 9. Щелочные и щёлочноземельные металлы 149
Этот термин возник из-за того, что некоторые овощи и пло-
ды под действием такой воды становятся жёсткими: ионы
кальция и магния вступают в реакцию с органическими ком-
понентами плодов и овощей.
Чаще всего жёсткая вода приносит неприятности: долго
развариваются продукты, плохо моет мыло (см. гл. 24.4),
на стенках котлов и труб появляется слой накипи, что может
привести к авариям:
Са(НСО
3)2 → СаСО 3→ + Н 2О + СО 2 → накипь
Накипь, конечно, можно растворить при помощи соляной
кислоты:
СаСО
3 + НСl → CaCl 2 + H 2O + СО 2 → нерастворим растворим
CaCO 3 + H + → Ca 2+ + H 2O + СО 2 →
Задание 9.10. Можно ли растворить накипь при помощи
серной, азотной, фосфорной кислот? Ответ подтвердите ион-
но-молекулярными уравнениями реакций.
Но лучше всего в случаях, когда жёсткость воды повыше-
на, а это нежелательно, умягчать воду. Для этого ионы кальция
и магния нужно перевести в нерастворимое состояние.
Вопрос. Умягчается ли вода при кипячении?
Частично вода умягчается при кипячении, так как при этом
растворимые гидрокарбонаты переходят в нерастворимые
карбонаты. Но некоторые соли кальция и магния (сульфаты,
хлориды) при нагревании не изменяются. В этом случае в воду
добавляют вещества, образующие с ионами кальция и магния
осадки.
Задание 9.11. Какие из солей: кальцинированная сода, фос-
фат натрия, поваренная соль — устраняют жёсткость воды?
Ответ подтвердить ионными уравнениями реакций, считая,
что в состав воды входит сульфат кальция.
Чаще всего для умягчения воды используют кальциниро-
ванную соду Na
2CO 3:
СаСl
2 + Na 2CO 3 → CaCO 3→ + 2 NaCl

150 Часть 2. Элементы неорганической химии
Ca 2+ + CO 32– → CaCO 3 →
Кальцинированная сода входит в состав стиральных по-
рошков, которые также содержат и фосфаты. Эти вещества
«автоматически» смягчают воду при стирке.
ВЫВОДЫ по главе 9
Щелочные металлы — это простые вещества, которые об-
разованы элементами главной подгруппы первой группы. Это
очень активные металлы, которые образуют с водой сильные
растворимые основания — щёлочи.
Щелочноземельные металлы — это простые вещества, ко-
торые образованы некоторыми элементами главной подгруп-
пы второй группы Ca, Sr, Ba. Это очень активные металлы,
которые образуют с водой щёлочи. Ионы кальция и магния
делают воду жёсткой.
Вопросы, задачи и упражнения к главе 9
1. Какие металлы и почему называются щелочными? щё-
лочноземельными?
2. Осуществить превращения:
Na → NaOH → Na
2CO 3 → NaNO 3 Ca → CaO → CaCO 3 → Ca(HCO 3)2 → CaCO 3 → CaCl 2 Назовите все соединения.
3. Составьте уравнения peaкций:
а) литий + кислород → г) натрий + сера →
б) калий + вода → д) натрий + соляная кислота →
в) рубидий + хлор → е) рубидий + фосфорная кислота →
Какую валентность проявляют щелочные металлы во всех
полученных соединениях? Почему?
4. С какими из указанных ниже веществ может реагировать
гидроксид натрия: хлорид меди II, оксид кремния, оксид меди
II, нитрат калия, оксид цинка, серная кислота, оксид железа
III, гидроксид железа III, гидроксид алюминия?
В случае затруднений см. гл. 2.1 и 2.3.

Глава 9. Щелочные и щёлочноземельные металлы 151
5. Как, используя только карбонат кальция и воду, получить
не мене пяти новых веществ? Составьте уравнения необходи-
мых для этого реакций.
6. Какая вода называется «жёсткой»? Можно ли при помо-
щи химических реакций сделать воду «мягкой»? Как?
7. Какие из перечисленных ниже веществ можно исполь-
зовать для устранения жёсткости воды, содержащей сульфат
кальция: карбонат калия (поташ); азотную кислоту; хлорид
бария; гидроксид калия?
Ответ подтвердите ионными уравнениями реакций.
8. Мел практически нерастворим в воде. Почему вода, про-
текающая по местам залегания мела, обладает повышенной
жесткостью?
Прочитайте главу 31.1 и 31.2 и попробуйте решить за-
дачи.
9. В 100 мл воды растворили 2 г кальция. Определить мас-
совую долю вещества в полученном растворе.
10. Сколько граммов натрия нужно растворить в 300 мл
5%-ного раствора NaOH, чтобы получить 6%-ный раствор
этой щёлочи?
11. Через 200 мл 15%-ного раствора гидроксида бария
(пл. = 1,1 г/мл) пропустили 1,12 л хлороводорода. Определить
массовые доли веществ и окраску лакмуса в полученном рас-
творе.
Задания ЕГЭ
12. Основные свойства ослабевают в ряду веществ:
1) Al
2O3 → MgO → Na 2O 2) Li 2O → K 2O → Rb 2O
3) CaO → MgO → BeO 4) B
2O3 → BeO → Li 2O
13. Верны ли следующие суждения о магнии и его соеди-
нении:
А) магний реагирует и с кислотами, и с щелочами;
Б) оксид магния является основным оксидом.
14. Верны ли следующие суждения об элементах IIА группы:
А) барий более активный металл, чем бериллий;
Б) основный характер оксидов в ряду ВаО → CaO → MgO
возрастает.

152 Часть 2. Элементы неорганической химии
15. Верны ли следующие суждения о металлах IIА группы:
А) при взаимодействии с кислородом преимущественно
образуют пероксиды;
Б) их гидроксиды являются щелочами.
16. Верны ли следующие суждения об металлах и их соеди-
нениях:
А) высшие оксиды всех элементов II группы проявляют
основные свойства;
Б) восстановительные свойства магния выражены сильнее,
чем у бериллия.
17. Верны ли следующие суждения о соединениях металлов
А) степень окисления натрия в водородном соединении
равна –1;
Б) с возрастанием зарядов ядер атомов основные свойства
гидроксидов, образованных элементами IIА группы, возрас-
тают.
18. Оксид кальция реагирует с каждым из трёх веществ
1) кислород, вода, серная кислота;
2) cоляная кислота, углекислый газ, вода;
3) оксид магния, оксид серы (IV), аммиак;
4) железо, азотная кислота, оксид фосфора (V).
19. 8,4 г карбоната магния растворили в 250 мл 15 %-ного
раствора серной кислоты (ρ = 1,1 г/мл). Вычислите массовую
долю соли в полученном растворе.

Глава 10. АЛЮМИНИЙ
Алюминий — химический элемент третьей группы, третьего
периода, следовательно, строение его атома можно изобразить
схемой:
13Al 2 8 3, или 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
Имея на внешнем уровне атома три валентных электрона,
алюминий проявляет постоянную валентность III.
Алюминий — мягкий, лёгкий металл. Очень пластичный:
вытягивается в тончайшую проволоку, прокатывается в фольгу
толщиной всего 0,005 мм. В такую фольгу упаковывают шо-
колад. Сплавы алюминия с другими металлами имеют вы-
сокую прочность, сравнимую со сталью (например, дуралю-
мин), в то же время они существенно легче. Из таких сплавов
делают самолёты, поэтому алюминий называют «крылатым
металлом».
Алюминий — очень активный металл, он мгновенно окис-
ляется на воздухе:
Al + O
2 → Al 2O3,
причем оксидная плёнка покрывает его поверхность тончай-
шим слоем. Прочная оксидная плёнка предохраняет алюми-
ний от коррозии, например, алюминиевые предметы не вза-
имодействуют с водой. Но, если разрушить оксидную плёнку,
алюминий активно реагирует с водой, даже при нормальных
условиях:
Al + H
2O → Al(OH) 3 + H 2 →
Алюминий активно реагирует с неметаллами:
Al + I
2 →?
Al – 3e– → Al 3+
I + 1e – → I –
Вопрос. Почему атом иода принял только один электрон?

154 Часть 2. Элементы неорганической химии
Задание 10.1. Составьте уравнения реакций алюминия с се-
рой, азотом (N
2).
Алюминий может вытеснять некоторые металлы из их ок-
сидов:
Al + Fe
2О3 → Al 2О3 + Fe
Этот процесс называется «алюминотермия» и применяется
для получения некоторых металлов из их оксидов. В резуль-
тате этого процесса выделяется значительное количество те-
плоты, так что металл получается в расплавленном состоянии.
Поэтому алюминотермия используется для сварки некоторых
металлов.
Особенность алюминия заключается в том, что он может
реагировать и с кислотами, и со щелочами, т. е. проявляет ам-
фотерные свойства:
Al + HCl → ?
Н
2О + Al + NаОН → NaAlO 2 + H 2 →
В последней реакции получилась соль метаалюминиевой
кислоты, которая в свободном состоянии не выделена.
Задание 10.2. Расставьте коэффициенты в последнем урав-
нении реакции, пользуясь методом электронного баланса.
Такие же амфотерные свойства проявляют и оксид алюми-
ния, и гидроксид алюминия. Другими словами, оксид алю-
миния реагирует и с кислотами, и со щелочами. Поскольку
в химических реакциях особенно легко реагируют вещества
с противоположными свойствами, при взаимодействии с кис-
лотами оксид алюминия ведет себя как обычный основный
оксид.
Al
2O3 + H 2SO 4 → ? + ?
как основный кислота
оксид
Задание 10.3. Составьте уравнение реакции оксида алюми-
ния с серной кислотой.
При взаимодействии со щелочами оксид алюминия ведет
себя как кислотный оксид. А в этом случае, необходимо вы-
яснить, какая кислота соответствует данному оксиду.
Вспомните или см. гл. 2.1:

Глава 10. Алюминий 155
(+1H 2O)
Al2O3 (H 2Al2O4) → HAlO 2 Al 2O3 + NaOH → NaAlO 2 + H 2O как кислотный основание
оксид
Вопрос. Можно ли в алюминиевой посуде длительное время
хранить кислые щи? Щелочные растворы?
Такие же амфотерные свойства проявляет и гидроксид алю-
миния, т. е. он растворяется и в кислотах, и в щелочах:
Al(OH)
3 + NaOH → Na 3AlO 3 + H 2O или как кислота
H
3AlO 3
Обратите внимание: поскольку здесь гидроксид алюминия
реагирует со щёлочью (основанием), он проявляет свойства
кислоты и мы формально записываем его состав в «кислот-
ном» виде, т. е. атомы водорода записываются впереди.
Задание 10.4. Составьте уравнения реакций гидроксида
алюминия с серной кислотой и гидроксидом кальция. Запи-
шите оба уравнения в ионном виде.
Очень важно понимать, что осадок гидроксида алюминия рас-
творяется в избытке щелочи. Поэтому при получении осадка
гидроксида алюминия нужно к щёлочи прибавлять избыток
растворимой соли алюминия. Если действовать наоборот, то
лишняя щёлочь тут же растворит гидроксид алюминия и оса-
док не получится. Растворение осадка гидроксида алюминия
в избытке щёлочи является качественным признаком присут-
ствия солей алюминия в данном растворе.
Необходимо отметить, что все вышеприведенные реакции
взаимодействия алюминия и его соединений со щелочами
происходят при сплавлении (без воды). В растворах щелочей
происходит растворение этих веществ, что приводит к обра-
зованию комплексных соединений:
Al
2O3 + NaOH → NaAlO 2 + H 2O
→ + 2H 2O
Na[Al(OH)
4],
Al(OH)
3 + NaOH → Na 3AlO 3 + H 2O
→ + 3H 2O
Na
3[Al(OH) 6]

156 Часть 2. Элементы неорганической химии
При этом атом алюминия входит в состав прочного ком-
плексного иона, который практически не диссоциирует.
Поэтому растворение алюминия
* в растворе щёлочи можно
выразить уравнением:
Н
2О + Al + NаОН → Na[Al(OH) 4] + H 2 →
Задание 10.5. Расставьте коэффициенты в последнем урав-
нении реакции, пользуясь методом электронного баланса.
Аналогичными свойствами обладает цинк, его оксид и ги-
дроксид.
Алюминий занимает третье место (после кислорода и крем-
ния) по распространённости на нашей планете и первое место
среди металлов. Он входит в состав гранита, глины, драго-
ценных камней (основу сапфира, аметиста, рубина составляет
оксид алюминия). Практическое применение находит как сам
алюминий, так и его сплавы, а также некоторые его соли. Так,
сульфат алюминия применяется для очистки питьевой воды.
Вопрос. Какие сплавы алюминия вам известны? Где они при-
меняются? (См. гл. 8.2.)
В Ы В О Д Ы по главе 10
Алюминий — амфотерный металл, причем некоторые его
соединения (оксид, гидроксид) также амфотерны. Поскольку
посуда из алюминия встречается на каждой кухне, эти свой-
ства алюминия должен знать каждый и помнить: в алюмини-
евой посуде кислые и солёные продукты, щелочные растворы
хранить нельзя!
Вопросы, задачи и упражнения к главе 10
1. Приведите три примера взаимодействия алюминия с
простыми веществами и три примера взаимодействия его
со сложными веществами.
*
Аналогичными амфотерными свойствами обладают цинк и его
соединения.

Глава 10. Алюминий 157
2. Оксид алюминия и оксид кальция — белые порошки.
Предложите два способа, при помощи которых их можно раз-
личить. Составьте уравнения необходимых реакций.
3. Осуществить превращения:
Al → Al
2O3 → AlCl 3 → Al(OH) 3 → Al 2O3 → Al 2(SO 4)3 →
Al(OH)
3 → Na 3AlO 3
Задания ЕГЭ
4. При взаимодействии каких веществ водород не выделя-
ется:
1) Zn и H
2SO 4; 2) Al и NaOH;
3) Cu и HNO
3; 4) Zn и NaOH?
5. При действии избытка раствора гидроксида натрия на
раствор сульфата алюминия образуется:
1) Al
2O3; 2) Al(OH) 3;
3) NaAlO
2 4) Na[Al(OH) 4].
6. Какая масса алюминия потребуется для восстановления
0,6 моль железной окалины?
7. Какой объём газа выделится при растворении 10 г алю-
миния в избытке раствора щёлочи?
8. Смесь меди и алюминия массой 10 г обработали раство-
ром щёлочи. При этом выделилось 10 л газа (н. у.). Опреде-
лить состав смеси в масс.% (массовую долю алюминия и меди
в смеси).
9. Смесь магниевых и алюминиевых опилок обработали
разбавленной соляной кислотой, при этом выделилось 22,4 л
(н. у.) водорода. Если такую же массу смеси обработать избыт-
ком раствора гидроксида калия, то выделится 13,44 л (н. у.) во-
дорода. Рассчитать массовую долю магния в исходной смеси.

Глава 11. ЖЕЛЕЗО
11.1. Свойства железа и его соединений
Железо — химический элемент восьмой группы, четвёртого
периода, следовательно, строение его атома можно изобразить
схемой:
26Fe 2 8 14 2, или 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2
Железо — очень распространённый элемент периодической
системы. Среди химических элементов, которые входят в со-
став Земной коры, оно занимает четвёртое место. В центре
Земли имеется массивное железно-никелевое ядро, которое
обеспечивает естественный магнетизм Земли.
Хотя атом железа в соединениях может проявлять степени
окисления +2, +3, +6, в природе встречаются соединения пре-
имущественно трёхвалентного железа:
• Fe
2O3 — гематит (красный железняк);
• Fe
2O3 · FeO — магнитный железняк;
• Fe
2O3 · Н 2О — бурый железняк.
Все эти руды имеют буро-красную окраску. Интересно, что
от этой окраски произошло слово руда: «рудый» означает «ры-
жий». Дело в том, что железные руды встретились человеку
давным-давно, и с освоения этих руд началась наша цивили-
зация, поскольку для разработки технологии выплавки железа
из руды потребовались значительные интеллектуальные уси-
лия, все знания, которых накопил человек.
Атомы железа (II) входят в состав гемоглобина крови.
Именно эти атомы связывают кислород и транспортируют
его по всем клеткам нашего организма. При этом атом железа
становится трёхвалентным, с характерной для этого состоя-
ния «кровавой» окраской. Кстати, название руды «гематит»
и означает «кровавый».
Железо — серебристо-белый пластичный металл. Это ме-
талл средней активности, тем не менее оно может реагировать
с активными неметаллами (галогены, кислород, сера, угле-
род), кислотами, а при особых условиях — с водой. При этом

Глава 11. Железо 159
если реакция происходит с сильным окислителем, то образует-
ся соединение трёхвалентного железа. Впрочем, если в резуль-
тате реакции образуется соединение двухвалентного железа, то
на воздухе это соединение быстро окисляется до трёхвалент-
ного состояния. Например, с сильным окислителем хлором
образуется хлорид Fe (III):
Fe + Cl
2 → FeCl 3
А при взаимодействии с соляной кислотой, атом хлора ко-
торой может проявлять только восстановительные свойства,
образуется хлорид железа (II).
Задание 11.1. Составить уравнение реакции взаимодействия
железа с серой, водой, соляной кислотой, разбавленной азот-
ной кислотой.
Соли железа (II) и (III) имеют разную окраску: растворы
соединений железа (II) бесцветные, а растворы железа (III) —
окрашены в жёлтый цвет.
При взаимодействии с щелочами из растворов солей железа
можно получить его гидроксиды. Они так сильно отличаются
друг от друга по цвету, что эту реакцию можно считать каче-
ственной на соединения железа с разной степенью окисления.
Так, из солей Fe (II) выделяется белый (в инертной атмосфере)
осадок, который на воздухе мгновенно зеленеет:
Fe
2+ + 2ОН – → Fe(ОН) 2→
На воздухе этот осадок «ржавеет», становится буро-оран-
жевым. Состав полученного осадка очень близок к составу
ржавчины:
Fe(ОН)
2 + О 2 + Н 2О → Fe(ОН) 3→
Наиболее чувствительной качественной реакцией на Fe 3+
является реакция с роданидом калия:
FeCl
3 + КCNS → Fe(CNS) 3 + KCl кроваво-красный
Оксид и гидроксид железа (II) проявляют основные свойства,
т. е. реагируют с кислотами, но не реагируют со щелочами.
В отличие от них, оксид и гидроксид железа (III) проявляют
слабые амфотерные свойства. Это означает, что при обычных
условиях эти вещества реагируют с кислотами и не реагируют
со щелочами, но при сплавлении они со щелочами реагируют:

160 Часть 2. Элементы неорганической химии

t o
Fe 2O3 + NaOH → NaFeO 2 + H 2O (HFeO 2)
Кроме того, они растворяются в горячих, концентрированных
растворах щелочей.
Таким образом, на примере свойств соединений железа
ещё раз убеждаемся в справедливости закономерности: при
возрастании степени окисления атома металла усиливаются
и кислотные, и окислительные свойства соединений.
Действительно, для соединений двухвалентного железа
характерны восстановительные свойства: они окисляются
просто на воздухе. Для соединений трёхвалентного железа
характерны окислительные свойства, они могут находиться
в растворе длительное время. Единственное, что «угрожает»
солям трёхвалентного железа, — гидролиз, поскольку эти соли
соответствуют более слабому основанию.
Задание 11.2. Составьте уравнение реакции гидролиза хло-
рида железа (III).
11.2. Получение железа (чугуна и стали)
Производство чугуна основано на восстановительных свой-
ствах углерода. Чугун образуется в домнах, куда загружают
смесь кокса и железной руды. В результате горения кокса об-
разуется необходимое для реакции тепло и сильный восста-
новитель — угарный газ:
С + О
2 → СО 2
С +СО 2 → СО
Впрочем, и кокс является прекрасным восстановителем:

3О4 + С → Fe + СО руда кокс
Угарный газ является основным восстановителем доменно-
го процесса, поскольку ввиду газообразного состояния име-
ет высокую реакционную способность, способен проникать
в любую точку домны. Кроме того, он не образует цементита.
Эти реакции восстановления происходят при температуре
450…700 °C:

Глава 11. Железо 161
Fе 2О3 + СО → Fе 3О4 + СО 2
Fе 3О4 + СО → FeО + СО 2
FеО + СО → Fe + СО 2
Полученный углекислый газ, реагируя с избытком кокса,
вновь превращается в угарный газ:
С +СО
2 → СО
и процесс продолжается. Он происходит в верхней части до-
мны. Выделяющееся в твёрдом виде железо опускается в ниж-
нюю часть домны, контактирует с коксом, начинает плавить-
ся, так как температура в этой части печи превышает 1300 °C.
Кокс, образуя сплав с железом (чугун), понижает температуру
плавления железа на 400°; одновременно с этим часть железа
образует цементит:
С + Fe → Fe
3С цементит
Для предохранения расплавленного железа от окисления
в исходную смесь добавляют флюсы. Это известняк, который
является поставщиком углекислого газа и, всплывая на по-
верхность, образует защитную плёнку.
Полученный чугун содержит до 4,5 % углерода, он исполь-
зуется для получения стали. Цель переработки — удаление
примесей углерода, фосфора, серы. Готовая сталь должна со-
держать 0,3…2 % углерода. Кроме того, в сталь вводят различ-
ные добавки, которые изменяют её свойства. Так, нержавею-
щая сталь содержит около 12 % хрома.
Сталь является основным сплавом машиностроения, но
легко ржавеет, так как подвергается коррозии (см. гл. 8.4).
ВЫВОДЫ по главе 11
Железо — главный металл нашей цивилизации. Станки,
различные машины и механизмы, строительные конструкции,
мосты, трубы — всё состоит из железа, точнее, стали или чугу-
на. Это достаточно активный металл, поэтому легко образует
различные соединения, в которых чаще всего проявляет ва-
лентность III. Такие соединения имеют обычно красно-ко-
ричневую окраску (ржавчина).

162 Часть 2. Элементы неорганической химии
Вопросы, задачи и упражнения к главе 11
1. Какие степени окисления проявляет атом железа соеди-
нениях? Составьте формулы соответствующих оксидов и ги-
дроксидов, охарактеризуйте их кислотно-основные свойства.
2. Как обнаружить в растворе соединения двух- и трёхва-
лентного железа? Составить ионно-молекулярные уравнения
реакций, указать их эффект.
3. Осуществить превращение:
Fe → FeCl
2 → Fe(OH) 2 → FeO → Fe → FeCl 3
4. Для восстановления Fe 2O3 до Fe потребовалось 6,72 л
угарного газа. Полученный газ пропустили в раствор, содер-
жащий 20 г гашёной извести. Определить состав и массовые
доли полученных солей.
Задания ЕГЭ
5. Веществом А в схеме превращений
КОН O 2 + H 2O t o
FeCl 2 → Х 1 Х2 → А
является:
1) Fe(OH)
2; 2) Fe(OH) 3; 3) FeO; 4) Fe 2O3.
6. В схеме превращений
Al H 2SO 4(р-р)
Fe 2O3 → Х 1 Х2
веществом Х 2 является:
1) сульфат железа (III); 2) сульфат железа (II);
3) сульфид железа (II); 4) сульфид железа (III).
7. Восстановление железа в доменном процессе преимуще-
ственно происходит:
1) коксом; 2) угарным газом;
3) флюсом; 4) водородом.

Глава 12. ВО Д О Р О Д И К И С Л О Р О Д
12.1. Водород
Водород — самый распространённый химический элемент
во Вселенной. Именно он составляет основу горючего веще-
ства Звёзд.
Водород — первый химический элемент Периодической
системы Менделеева. Его атом имеет простейшее строение:
вокруг элементарной частицы «протон» (ядро атома) враща-
ется один-единственный электрон:
1
1H +1 (1p) 1e –
Природный водород состоит из трех изотопов: протий 1Н,
дейтерий 2Н и тритий 3Н.
Задание 12.1. Укажите строение ядер атомов этих изотопов.
Имея на внешнем уровне один электрон, атом водорода
может проявлять единственно возможную для него валент-
ность I:
HH
H 0+1
–1 –1e

+1e –
Вопрос. Образуется ли завершённый внешний уровень при
приёме атомом водорода электронов?
Таким образом, атом водорода может и принимать, и от-
давать один электрон, т. е. является типичным неметаллом.
В любых соединениях атом водорода одновалентен.
Простое вещество «водород» Н
2 — газ без цвета и запаха,
очень лёгкий. Он плохо растворим в воде, но хорошо раство-
рим во многих металлах. Так, один объём палладия Рd погло-
щает до 900 объёмов водорода.
Схема (1) показывает, что водород может быть и окисли-
телем, и восстановителем, реагируя с активными металлами
и многими неметаллами:
(1)

164 Часть 2. Элементы неорганической химии
Н2 + О 2 → Н 2О
Н
2 + Na → NaH
H
2 + Cl 2 → HCl и т. д.
Задание 12.2. Определите, в каких реакциях водород яв-
ляется окислителем, а в каких — восстановителем. Обратите
внимание, что молекула водорода состоит из двух атомов.
Смесь водорода и кислорода является «гремучим газом»,
поскольку при поджигании её происходит сильнейший взрыв,
который унёс многие жизни. Поэтому опыты, в которых вы-
деляется водород, нужно выполнять подальше от огня.
Чаще всего водород проявляет восстановительные свой-
ства, что используется при получении чистых металлов из их
оксидов
*:
Fe
2O3 + H 2 → Fe + H 2O
Разнообразные реакции происходят между водородом и ор-
ганическими соединениями. Так, за счёт присоединения во-
дорода (гидрирование) жидкие жиры превращаются в твёрдые
(подробнее гл. 25).
Водород можно получить разными способами:
• взаимодействием металлов с кислотами:
Me + HCl → МеСl
x + H 2
Задание 12.3. Составьте уравнения таких реакций для алю-
миния, меди и цинка с соляной кислотой. В каких случаях реак-
ция не идет? Почему? В случае затруднения см. гл. 2.2 и 8.3;
• взаимодействие активных металлов с водой:
Me + Н
2О → Me(OH) x + Н 2
Задание 12.4. Составьте уравнения таких реакций для на-
трия, бария, алюминия, железа, свинца. В каких случаях реак-
ция не идёт? Почему? В случае затруднений см. гл. 8.3.
В промышленных масштабах водород получают электро-
лизом воды:
Н
2О Н 2 + О 2 электрический ток
*
Аналогичные свойства проявляет алюминий (см. гл. 10 — алюми-
нотермия).

Глава 12. Водород и кислород 165
а также при пропускании паров воды через раскалённые же-
лезные опилки:
Н
2О + Fe → Fe 3O4 + H 2
Водород — самый распространённый элемент Вселенной.
Он составляет бо´ льшую часть массы звёзд и участвует в термо-
ядерном синтезе — источнике энергии, которую эти звёзды
излучают.
12.2. Кислород
Кислород — самый распространённый химический элемент
нашей планеты: более половины атомов Земной коры при-
ходится на кислород. Вещество кислород О
2 составляет около
1/5 нашей атмосферы, а химический элемент кислород — 8/9
гидросферы (Мирового океана).
В Периодической системе Менделеева кислород имеет по-
рядковый номер 8 и находится в VI группе второго периода.
Поэтому строение атома кислорода следующее:
8O 2 6, или 1s 2 2s 2 2p 4
Имея на внешнем уровне 6 электронов, кислород является
типичным неметаллом, т. е. присоединяет два электрона до за-
вершения внешнего уровня:
+2e – –2 O … 2s 2 2p 4 O … 2s 2 2p 6
Поэтому кислород в своих соединениях проявляет валент-
ность II и степень окисления –2 (за исключением перокси-
дов).
Принимая электроны, атом кислорода проявляет свойства
окислителя. Это свойство кислорода исключительно важно:
процессы окисления происходят при дыхании, обмене ве-
ществ; процессы окисления происходят при горении простых
и сложных веществ.
Горение — окисление простых и сложных веществ, которое
сопровождается выделением света и теплоты. В атмосфере
кислорода горят или окисляются почти все металлы и неме-
таллы. При этом образуются оксиды:

166 Часть 2. Элементы неорганической химии
P + O 2 → P 2O5
Fe + O 2 → Fe 2O3*
При горении в кислороде сложных веществ образуются ок-
сиды химических элементов, входящих в состав исходного ве-
щества. Только азот и галогены выделяются в виде простых
веществ:
FeS
2 + O 2 → Fe 2O3 + SO 2
CH 4 + O 2 → CO 2 + H 2O
NH
3 + O 2 → N 2 + H 2O
Вторая из этих реакций используется как источник тепла
и энергии в быту и промышленности, так как метан CH
4 вхо-
дит в состав природного газа.
Кислород позволяет интенсифицировать многие промыш-
ленные и биологические процессы. В больших количествах
кислород получают из воздуха, а также электролизом воды
(как и водород). В небольших количествах его можно полу-
чить разложением сложных веществ:
Н
2О2 → О 2 + Н 2О Пероксид
водорода
KClO 3 → O 2 + KCl Бертолетова
соль
Задание 12.5. Расставьте коэффициенты в приведенных
здесь уравнениях реакций.
12.3. Вода
Воду нельзя ничем заменить — этим она отличается прак-
тически от всех других веществ, которые встречаются на на-
шей планете. Воду может заменить только сама вода. Без воды
нет жизни: ведь жизнь на Земле возникла тогда, когда на ней
появилась вода. Жизнь зародилась в воде, поскольку она яв-
ляется естественным универсальным растворителем. Она рас-
*
Точнее, Fe 3O4.

Глава 12. Водород и кислород 167
творяет, а значит, измельчает все необходимые питательные
вещества и обеспечивает ими клетки живых организмов. А в
результате измельчения резко возрастает скорость химических
и биохимических реакций. Более того, без предварительного
растворения невозможно протекание 99,5 % (199 из каждых
200) реакций! (См. также глава 5.1.)
Известно, что взрослый человек в сутки должен получать
2,5–3 л воды, столько же выводится из организма: т. е. в ор-
ганизме человека существует водный баланс. Если он нару-
шается, человек может просто погибнуть. Например, потеря
человеком всего 1–2 % воды вызывает жажду, а 5 % — повы-
шает температуру тела вследствие нарушения терморегуляции:
возникает сердцебиение, возникают галлюцинации. При по-
тере 10 % и более воды в организме возникают такие измене-
ния, которые уже могут быть необратимы. Человек погибнет
от обезвоживания.
Вода — уникальное вещество. Её температура кипения
должна составлять –80 °C (!), однако равна +100 °C. Почему?
Потому что между полярными молекулами воды образуются
водородные связи:
Н–О ••• Н–О
Н Н
здесь ••• — водородная связь
(–)
(+)
Поэтому и лёд, и снег — рыхлые, занимают больший объ-
ём, чем жидкая вода. В результате лёд поднимается на поверх-
ность воды и предохраняет обитателей водоёмов от вымерза-
ния. Свежевыпавший снег содержит много воздуха и являет-
ся прекрасным теплоизолятором. Если снег покрыл землю
толстым слоем, то и животные и растения спасены от самых
суровых морозов.
Кроме того, вода имеет высокую теплоёмкость и является
своеобразным аккумулятором тепла. Поэтому на побережьях
морей и океанов климат мягкий, а хорошо политые растения
меньше страдают от заморозков, чем сухие.
Без воды в принципе невозможен гидролиз, химическая ре-
акция, которая обязательно сопровождает усвоение белков,
жиров и углеводов, которые являются обязательными компо-
нентами нашей пищи. В результате гидролиза эти сложные
органические вещества распадаются до низкомолекулярных

168 Часть 2. Элементы неорганической химии
веществ, которые, собственно, и усваиваются живым организ-
мом (подробнее см. главы 25–27). Процессы гидролиза были
нами рассмотрены в главе 6. Вода реагирует со многими ме-
таллами и неметаллами, оксидами, солями.
Задание 12.6. Составьте уравнения реакций:
а) натрий + вода → г) хлор + вода →
б) оксид кальция + вода → д) оксид серы (IV) + вода →
в) хлорид цинка + вода → е) силикат натрия + вода →
Изменяется ли при этом реакция среды (рН)?
Вода является продуктом многих реакций. Например, в ре-
акции нейтрализации и во многих ОВР обязательно образу-
ется вода.
Задание 12.7. Составьте уравнения таких реакций.
ВЫВОДЫ по главе 12
Водород — самый распространённый химический элемент
во Вселенной, а кислород — самый распространённый хими-
ческий элемент на Земле. Эти вещества проявляют противо-
положные свойства: водород — восстановитель, а кислород —
окислитель. Поэтому они легко реагируют друг с другом, об-
разуя самое удивительное и самое распространённое на Земле
вещество — воду.
Вопросы, задачи и упражнения к главе 12
1. Какие химические элементы относятся к неметаллам?
Чем они отличаются от металлов?
2. Имеют ли простые вещества-неметаллы сходные физи-
ческие свойства?
3. Приведите примеры: а) газообразных; б) жидких; в) твёр-
дых простых веществ, образованных элементами-неметал-
лами.
4. Что такое аллотропия? Приведите примеры.
5. Предложите не менее четырёх способов получения водо-
рода. Составьте необходимые уравнения реакции.
6. Предложите не менее трёх способов получения кислоро-
да. Составьте необходимые уравнения реакции.

Глава 12. Водород и кислород 169
7. Закончить уравнения реакций:
Na + H
2 → Al + O 2 →
O
2 + H 2 → P + O 2 →
CuO + H
2 → CO + O 2 →
N
2 + H 2 → CS 2 + O 2 →
Какие свойства — окислителя или восстановителя — про-
являет в каждом случае водород? кислород?
8. Осуществить превращения:

t o +P +H 2O +NaOH KClO 3 → A → Б → В → Г
+? +? +?Na → H 2 → Fe → Fe 2O3
9. Какой объём водорода потребуется на восстановление
10,6 г Fe
3О4 до железа? (Реакция идет по схеме: Ме xОy + Н 2 →
Ме + H
2O.)
10. Сколько молей фосфора нужно сжечь, чтобы получить
28,4 г оксида фосфора V?
11. Какой объём кислорода потребуется для сгорания 8,8 г
пропана? (Пропан: С
3Н8.)
12. Какой объём кислорода требуется для полного сгорания
5 л этилена С
2Н4?
13. Хватит ли 10 л кислорода для полного сгорания 17 л
водорода?
14. Какой объём кислорода потребуется для полного сгора-
ния 6,2 г фосфора? Сколько молей оксида фосфора при этом
получится?
При затруднениях см. раздел 4, главы 30.1 и 31.1.

Глава 13. У ГЛ Е Р О Д И КРЕМНИЙ
13.1. Строение атома и свойства углерода
Углерод — химический элемент четвертой группы второго
периода, поэтому строение его атома можно показать схемой:
6C 2 4, или 1s 2 2s 2 2p 2
Имея четыре валентных электрона близко от ядра, атом
углерода проявляет неметаллические свойства, т. е. способен
принимать электроны.
Вопрос. Сколько электронов может принять атом углерода до
завершения внешнего уровня?
Принимая четыре электрона, атом углерода приобретает
степень окисления –4:
+4e – –4 C … 2s 2 2p 2 → C … 2s 2 2p 6
Вопрос. Может ли атом углерода в состоянии С –4 ещё при-
нимать электроны? Как называются атомы, принимающие
электроны (окислитель или восстановитель)?
Атом углерода в низшей степени окисления (–4) уже не мо-
жет принимать электроны, но может их отдавать. Значит, атом
углерода в низшей степени окисления –4 может быть только
восстановителем. Поэтому метан СН
4 (простейшее водород-
ное соединение этого элемента) легко горит:

–4
СН 4 + О 2 → …
восстановитель окислитель
Задание 13.1. Закончить уравнение этой реакции (при за-
труднении см. гл. 2.1).
Как известно, атомы неметаллов могут и отдавать электроны.
Вопрос. Какое максимальное число электронов может отдать
атом углерода?

Глава 13. Углерод и кремний 171
Отдавая четыре валентных электрона, атом углерода пере-
ходит в состояние С +4:
0 –4e – +4 C … 2 4 → C … 2 0
Вопросы. Может ли атом углерода в этом состоянии ещё от-
давать электроны? Как называются атомы, которые в окис-
лительно-восстановительных реакциях отдают электроны?
Схема показывает, что атом углерода в высшей степени
окисления +4 не может больше отдавать электроны, но мо-
жет их присоединять, т. е. он может быть только окислителем.
Поэтому углекислый газ СО
2 (простейшее соединение такого
атома) не горит:
СО
2 + О 2 → …
окислитель окислитель
Сделаем вывод: любой атом в высшей степени окисления
может быть только окислителем; любой атом в низшей степени
окисления может быть только восстановителем.
Разберём эти и другие свойства углерода и его соединений
на конкретных примерах.
Начнём с того, что простое вещество с названием «углерод»
в природе не существует! Дело в том, что атомы углерода по-
разному соединяются друг с другом, образуя разные простые
вещества. Так, если атомы углерода образуют тетраэдриче-
скую пространственную решетку:
то образуется самое твёрдое вещество алмаз. Из него делают
драгоценные камни — бриллианты, а также режущие инстру-
менты, например для резки стекла.
Если атомы углерода лежат в одной плоскости:

172 Часть 2. Элементы неорганической химии
то образуется графит (от др.-греч. γράφω — пишу). Углеродные
«пластинки» скользят друг относительно друга, и поэтому гра-
фит оставляет следы (графитный стержень карандаша) на бу-
маге. Подобную кристаллическую структуру (графита) имеют
сажа, уголь, кокс. Эти вещества «пачкаются», а уголь и графит
способны проводить электрический ток, что для неметаллов
не характерно.
Если атомы углерода составляют линейную структуру:
то образуется карбин — он очень редко встречается в природе.
Это очень прочное вещество.
Существование химического элемента в виде нескольких
простых веществ называется аллотропией. Алмаз, графит, кар-
бин — аллотропные видоизменения (модификации) углерода.
И алмаз, и графит, и карбин имеют почти одинаковые хими-
ческие свойства, так как образованы одним химическим эле-
ментом. Рассмотрим эти свойства на примере графита или угля.
Это чёрные блестящие вещества, способные (из-за особенно-
стей внутреннего строения) проводить электрический ток. По-
этому графитовые и угольные стержни используют в качестве
электродов в батарейках, при проведении электролиза и т. д.
Вопрос. Может ли атом углерода быть окислителем? Восста-
новителем? Почему?
Как было показано выше, атом углерода, как и атом почти
любого неметалла, может и отдавать, и присоединять электро-
ны, т. е. быть и окислителем, и восстановителем:
С + O
2 → CO 2 C + H 2 → CH 4
Задание 13.2. Определите, в какой из реакций атом углерода
является окислителем, а в какой — восстановителем?
Чаще всего на практике используют восстановительные
свойства углерода. Так, при помощи углерода (кокса) полу-
чают чистое железо (чугун) из природной руды:

3О4 + С → Fe + СО (1) руда кокс
Реакция с кислородом происходит при горении твёрдого
топлива (угля).

Глава 13. Углерод и кремний 173
Окислительные свойства углерода проявляются при взаи-
модействии с металлами. Так образуются карбиды.
Задание 13.3. Составьте уравнение реакции алюминия с
углеродом. При затруднениях см. главу 7.3.
Карбиды металлов легко разлагаются водой и кислотами.
При этом степени окисления не меняются:
Al
4C3 + H 2O → Al(OH) 3 + CH 4
Задание 13.4. Расставьте степени окисления атомов в по-
следней схеме и убедитесь, что они не изменились.
Простые вещества, состоящие из атомов углерода, довольно
инертны: они не реагируют со щелочами, растворами кислот,
с водой при н. у. Только некоторые кислоты-окислители (азот-
ная, концентрированная серная) могут окислить углерод:
С + Н
2SO 4 → CO 2 → + SO 2 → + H 2O (2)
При температуре 800 °C углерод реагирует с водяными па-
рами:
С + Н
2O → СО + Н 2
В этой реакции получается газовая смесь, используемая как
газообразное топливо — водяной газ.
Задание 13.5. Расставьте коэффициенты в уравнениях ре-
акций (1) и (2) методом электронного баланса. Определите,
какие свойства проявляет углерод в этих ОВР.
13.2. Свойства соединений углерода
Углерод образует два оксида:
• угарный газ СО;
• углекислый газ СО
2.
Задание 13.6. Назовите эти оксиды. Определите характер
этих оксидов. В каком из них углерод проявляет высшую сте-
пень окисления?
Угарный газ СО — несолеобразующий оксид
*, т. е. он не об-
разует неорганических солей ни с кислотами, ни с основани-
ями. Имея промежуточную степень окисления (+2), углерод
*
Такие оксиды называются также безразличными, или индифферент-
ными.

174 Часть 2. Элементы неорганической химии
может быть и окислителем, и восстановителем, но для него
более характерны восстановительные свойства:
СО + О
2 → СО 2 (3)
Fe
2О3 + СО → СО 2 + Fe (4)
Реакция (4) происходит в доменных печах при выплавке чу-
гуна из железных руд (см. также главу 11.2). Реакция (3) про-
исходит, когда появляются синие огоньки на непрогоревших
углях в костре, печке. Дело в том, что угарный газ образуется
при контакте углекислого газа (продукт сгорания любого то-
плива) с горячими углями при недостатке кислорода:
t о
СО 2 + С → СО
При достаточном доступе воздуха (кислорода) угарный газ
сгорает полностью. Но если тяга плохая (доступ кислорода за-
труднён), то реакция (3) не происходит и угарный газ попадает
в помещение. А это смертельный яд!
Углекислый газ дыхания не поддерживает, но и не ядовит.
Вопрос. Почему СО
2 не горит в кислороде?
Имея высшую степень окисления, атом углерода углекис-
лого газа С
+4: может быть только окислителем и с окислителем
(кислородом) не реагирует. По этой же причине углекислый
газ может реагировать с активными восстановителями (актив-
ными металлами, раскалённым углём:
Mg + CO
2 → MgO + CO
Углекислый газ СО
2 — кислотный оксид и образует при вза-
имодействии с водой слабую и неустойчивую угольную кисло-
ту, которая существует только в растворах:
СО
2 + Н 2О →
← Н 2СО 3
Угольную кислоту пил каждый, так как это обычная газиро-
ванная вода. Она слегка пощипывает язык, но совсем не об-
жигает, потому что это слабая кислота.
Эта двухосновная кислота образует два вида солей — карбо-
наты (средние соли) и гидрокарбонаты (кислые соли):
СО
2 + NaOH → NaHCO 3 гидрокарбонат натрия;

Глава 13. Углерод и кремний 175
СО 2 + NaOH → H 2O + Na 2CO 3 карбонат натрия.
Задание 13.7. Расставьте коэффициенты в последних двух
уравнениях и определите, от чего зависит состав полученной
соли.
Вопрос. Как, используя эти соли, получить углекислый газ?
Угольная кислота получается при действии более сильных
кислот на карбонаты и гидрокарбонаты. Но в момент получе-
ния неустойчивая угольная кислота разлагается на углекислый
газ и воду. Поэтому при действии более сильной, чем угольная,
кислоты на карбонат выделяется углекислый газ:
CO
2 → + H 2O
HCl + Na
2CO 3 → H 2CO 3 + NaCl
(5)
Это качественная реакция на любые карбонаты, даже в сме-
си: если исследуемая смесь сухая, то под действием кислоты
она «зашипит» из-за выделения газа.
Углекислый газ не имеет вкуса и запаха, не поддерживает
горения (тлеющая лучинка гаснет в атмосфере углекислого
газа), а при пропускании через известковую воду вызывает её
помутнение:
Са(ОН)
2 + СО 2 → СаСО 3
→ + Н 2О (6) известковая осадок, который
вода вызывает помутнение
Пользуясь химическими реакциями (5) и (6), а также зная
свойства углекислого газа, можно обнаружить карбонаты
и гидрокарбонаты в растворах и твёрдых смесях. Для этого
нужно к твёрдой смеси добавить любую кислоту: смесь заши-
пит, если в её состав входит соль угольной кислоты. Если эта
соль находится в растворе, то после добавления кислоты в нём
появляются пузырьки углекислого газа. Так можно получить
«газированный напиток».
Реакцию (5) можно использовании при получении СО
2 в
лаборатории.
Поскольку угольная кислота слабая, — все растворимые
карбонаты подвергаются гидролизу.
Задание 13.8. Составьте уравнение реакции гидролиза кар-
боната калия (поташа).

176 Часть 2. Элементы неорганической химии
В результате реакции гидролиза образуется щелочная сре-
да, поэтому такие карбонаты как сода Na
2СО 3 и поташ К 2СО 3
используются как заменители щелочей, например при варке
мыла.
Гидрокарбонаты слабо подвергаются гидролизу и, в отличие
от карбонатов, легко разлагаются при нагревании:

Na 2CO 3 →

NaHCO 3 → Na 2CO 3 + CO 2 → + H 2O
Поэтому питьевую соду NаНСО
3 добавляют в печенье и дру-
гие мучные кондитерские изделия, которые от этого становятся
более пышными и рыхлыми. Питьевую соду применяют при
производстве шипучих напитков (в присутствии органических
кислот образуется углекислый газ), ею заправляют огнетушите-
ли, её же используют в медицине для полосканий и ингаляций.
13.3. Строение атома и свойства кремния
Поскольку кремний и углерод находятся в одной подгруп-
пе, то распределение валентных электронов у них одинаково:
C … 2s
2 2p 2
Si … 3s 2 3p 2
Кремний тоже проявляет неметаллические свойства, т. е.
способен и принимать, и отдавать электроны.
Задание 13.9. Определите степени окисления атома крем-
ния. Составьте формулы его простейших соединений.
Неметаллические свойства кремния выражены слабее,
чем у углерода. Это проявляется в том, что, во-первых, крем-
ний внешне похож на металл, является полупроводником.
Эти свойства кремния высокой чистоты нашли применение
в электронике. Во-вторых, кислотные свойства оксида и ги-
дроксида кремния выражены слабее, чем у углерода. Рассмо-
трим эти свойства.
Кремний — по распространённости в природе уступает
только кислороду: каждый пятый атом в Земной коре при-
надлежит кремнию. Массовая доля кремния в Земной коре со-
ставляет 29,5 %. В виде простого вещества кремний не встре-

Глава 13. Углерод и кремний 177
чается в природе, но его оксид известен каждому: это обыч-
ный песок (кремнезём) SiO
2. Это — самое распространённое
твёрдое вещество на нашей планете, так как на него прихо-
дится 12 % Земной коры. Этот же состав имеет кварц, кремень.
Многие горные породы содержат этот оксид, т. е. являются
силикатами. Таких соединений — 75 % от массы Земной коры!
Поэтому название химического элемента происходит от гре-
ческого слова «кремнос», что означает «утёс, скала».
Простое вещество кремний — это серебристо-серые кри-
сталлы с металлическим блеском. Атомы кремния располо-
жены в этих кристаллах так же, как атомы углерода в алмазе,
но связи менее прочные (длина связи больше, потому что ра-
диус атома больше), и кремний уступает по твёрдости алмазу.
Именно кремень использовали древние люди для изготов-
ления первых орудий труда, этот твёрдый камень позволил
нашим предкам приручить огонь. До той поры, как были изо-
бретены спички, люди высекали искру при помощи кремня.
Первые образцы стекла, возраст которых около 5 тыс. лет,
тоже содержат оксид кремния.
В подавляющем большинстве соединений кремний четы-
рёхвалентен. Кремний — довольно инертное вещество, ко-
торое при нормальных условиях реагирует только с фтором.
При нагревании до 400…600 °C он взаимодействует с хлором,
бромом, кислородом, а также с активными металлами, образуя
силициды. С водородом кремний не реагирует.
Задание 13.10. Составьте уравнения перечисленных реак-
ций.
Силициды, так же как и карбиды, разлагаются водой и рас-
творами кислот.
Mg
2Si + H 2O → Mg(OH) 2 + SiH 4 →
При этом образуется крайне ядовитый газ силан. Это на-
столько сильный восстановитель, что он самовоспламеняется
на воздухе.
Задание 13.11. Составьте уравнение реакции горения си-
лана.
В результате образуется облачко дыма, который состоит
из мельчайших частичек оксида кремния. Этот оксид, в от-
личие от аналогичного оксида углерода, является твёрдым
веществом.

178 Часть 2. Элементы неорганической химии
Кремний, в отличие от углерода, не реагирует с водой и кис-
лотами, но реагирует со щелочами:
Si + NaOH + H
2O → Na 2SiO 3 + H 2 →
В этой реакции образуется силикат натрия — соль кремни-
евой кислоты.
Кремний образуется при взаимодействии его оксида с маг-
нием, алюминием или коксом:
Mg + SiO
2 → MgO + Si
Образующийся при этой реакции кремний обычно загряз-
нён силицидами. Кремний высокой чистоты, необходимый
для электроники, получают восстановлением хлорида крем-
ния водородом:
SiCl
4 + H 2 → Si + HCl
Создание и применение современных компьютеров без
кремния немыслимо. Этот же неметалл необходим для соз-
дания солнечных батарей — источников электрического тока,
в которых преобразуется энергия Солнца.
13.4. Кремниевая кислота и силикаты
Как уже упоминалось, минералы, основу которых составля-
ет оксид кремния, составляют около 12 % земной коры. К ним
относятся песок и кварц, горный хрусталь и полудрагоценные
камни (яшма, агат и др.). Песок — это тугоплавкое вещество,
при остывании расплава которого образуется кварцевое стек-
ло. Обычное стекло образуется при сплавлении этого оксида
с карбонатами кальция и натрия.
Оксид кремния относится к кислотным оксидам, поскольку
кислоты не действуют на этот оксид, а со щелочами и основ-
ными оксидами он образует соли.
Задание 13.11. Составьте уравнения реакций оксида крем-
ния с гидроксидом кальция и оксидом магния. Вспомните,
где происходят эти процессы (см. гл. 9).
Но с водой этот кислотный оксид не реагирует, так как
соответствующий гидроксид (кислота) нерастворим в воде.

Глава 13. Углерод и кремний 179
Кремниевая кислота H 2SiO 3– аморфное бесцветное вещество,
которое легко теряет влагу и превращается в пористый силика-
гель. Силикагель, как и активированный уголь, используется
в качестве адсорбента
*.
Кремниевые кислоты образуются под действием любой
кислоты на раствор силиката. При этом образуется студени-
стый осадок:
Na
2SiO 3 + H 2SO 4 → Na 2SO 4 + H 2SiO 3→
Эту реакцию можно считать качественной на силикаты,
потому что при действии кислот на различные соли только
силикаты дают осадок кислоты.
Концентрированный раствор силикатов калия и натрия на-
зывается «жидкое стекло» и применяется в качестве канце-
лярского клея. Этот клей под действием углекислоты воздуха
застывает:
Na
2SiO 3 + H 2O + СО 2 → Na 2СO 3 + H 2SiO 3→
Растворимые силикаты сильно гидролизуются.
Задание 13.12. Составить уравнение реакции гидролиза си-
ликата, определить реакцию среды.
Создавая щелочную среду и связывая ионы кальция и маг-
ния, эти силикаты облегчают процессы стирки и входят в со-
став некоторых моющих средств. Если растворимым стеклом
пропитать текстиль или древесину, то они не возгораются.
Но не всякий текстиль выдерживает такую обработку: сильно
щелочная среда разрушает материал.
Если внимательно посмотреть по сторонам, то искусствен-
но полученные силикаты окружают нас со всех сторон. Это:
• керамические изделия (вазы, чашки, сковородки с кера-
мическим покрытием, к которому не пригорает пища),
• кирпичи, стекло, цемент и бетон, другие строительные
материалы;
• изделия из фарфора и фаянса (чашки и тарелки).
Задание. Найдите у себя дома несколько предметов, кото-
рые выпускает силикатная промышленность.
*
Адсорбент — материал, поглощающий влагу, запахи и др. веще-
ства.

180 Часть 2. Элементы неорганической химии
ВЫВОДЫ по главе 13
Углерод — самый распространённый химический элемент
в органической, т. е. живой природе. Атомы углерода способ-
ны реагировать друг с другом, образуя углеродные цепи (как
у карбина). Такие углеродные цепочки составляют основу лю-
бого органического соединения, которые и составляют основу
жизни на Земле.
К неорганическим относятся только простейшие соедине-
ния углерода: угарный газ, углекислый газ и соли угольной
кислоты.
Кремний играет в неживой природе такую же роль, как
углерод — в живой природе. Атомы кремния придают рас-
тениям особую прочность. Без кремния ни трава, ни деревья
не могли бы расти вверх, а стелились бы по земле. Минералы,
основу которых составляет оксид кремния, составляют около
12 % земной коры.
Вопросы, задачи и упражнения к главе 13
1. Какие химические элементы относятся к неметаллам?
Чем они отличаются от металлов?
2. Имеют ли простые вещества-неметаллы сходные физи-
ческие свойства?
3. Что такое аллотропия? Приведите примеры.
4. С какими из перечисленных веществ может реагировать
углерод:
а) с кислородом? е) с концентрированной серной
б) с водородом? кислотой?
в) с алюминием? ж) с разбавленной серной
г) с водой? кислотой?
д) со щёлочью? з) с оксидом железа II?
Может ли с этими же веществами реагировать кремний?
Составьте уравнения возможных реакций.
5. Осуществить превращение:
С → СО
2 → СО → СО 2 → СаСО 3 → Са(НСО 3)2 → СО 2
6. Предложите два способа, при помощи которых можно
различить угарный и углекислый газы.

Глава 13. Углерод и кремний 181
7. Предложите 2–3 способа, при помощи которых можно
получить углекислый газ.
8. С какими веществами может реагировать углекислый газ:
NaOH, H
2О, MgCO 3, KCl, СаО, P 2O5, С, HCl, МgSO 4.
Ответ подтвердите уравнениями реакций и обоснуйте пра-
вильность своего ответа. Как называются полученные соли?
9. Предложите 2 способа, при помощи которых можно раз-
личить питьевую и кальцинированную соды.
10. С какими веществами может реагировать песок:
NaOH, H
2О, KCl, СаО, P 2O5, HCl, Мg.
Ответ подтвердите уравнениями реакций и обоснуйте пра-
вильность своего ответа. Как называются полученные соли?
11. Как при помощи одного реактива можно различить пи-
тьевую соду, силикатный клей и поваренную соль?
12. Через известковую воду пропустили 3 л воздуха. Выпа-
ло 0,1 г осадка. Определить объёмную долю (φ) углекислоты
(CO
2) в воздухе.
13. 20 г мела опустили в соляную кислоту. При этом выде-
лилось 4 литра газа. Определить массовую долю (ώ) карбоната
кальция в образце этого мела.
14. Для превращения 2,9 г смеси гидроксида натрия и кар-
боната натрия в хлорид натрия, потребовалось 1,35 л хлоро-
водорода. Установить состав смеси.
15. 9,3 г смеси гидроксида и карбоната натрия обработали
соляной кислотой. Определить состав смеси, если на реакцию
потребовалось 54,75 г 10 %-ной кислоты.
Задания ЕГЭ
16. Какой объём углекислого газа необходим для полного
осаждения кальция из раствора, полученного при растворении
11,2 г оксида кальция в 3 литрах воды.
17. 4 моль кремния кипятили в 400 г 20 %-ного раствора
гидроксида калия. Вычислить объём полученного газа.

Глава 14. А З ОТ И Ф О СФ О Р
14.1. Строение атома и свойства азота
Азот — элемент пятой группы второго периода Периодиче-
ской системы Менделеева.
Задание 14.1. Опишите строение атома этого элемента.
Имея на внешнем энергетическом уровне пять электронов,
азот является типичным неметаллом, т. е. способен и прини-
мать и отдавать электроны:
+5 N ... 2s 0 2p 0 (высшая степень окисления)
N ... 2s 2 2p 3
–3 N ... 2s 2 2p 6 (низшая степень окисления)
Задание 14.2. Составьте формулы простейших соединений
азота с высшей (+5) и низшей (–3) степенями окисления
(в случае затруднений см. гл. 3).
Задание 14.3. Определите степени окисления азота в со-
единениях:
NH
3, N 2H4, NH 2OH, N 2, N 2O, NO, N 2O3, NO 2, HNO 3.
В своих соединениях атом азота может проявлять любые
степени окисления от –3 до +5. Свойства некоторых из этих
соединений будут рассмотрены ниже.
Простое вещество — азот N
2 — составляет 4/5 Земной ат-
мосферы. Азот в виде соединений (белков) входит в состав
всех живых существ. Неорганических соединений азота в зем-
ной коре очень мало: 0,002 % по массе.
Вопрос. Какой тип химической связи соединяет атомы азота
в его молекуле N
2?
Поскольку в этой молекуле объединяются одинаковые ато-
мы — связь ковалентная неполярная:

Глава 14. Азот и фосфор 183
NN NN
Общие пары
электронов, илиN N
Графическая формула
молекулы азота N
2
Кроме того, это — тройная связь, на разрыв которой тре-
буется затратить очень много энергии. Поэтому при нормаль-
ных условиях азот не реагирует ни с одним веществом, кроме
лития. При определённых условиях (нагревание, присутствие
катализатора) азот реагирует с некоторыми металлами и не-
металлами:
электрический разряд
N2 + О 2 NО
катализатор
N2 + Н 2 NН 3
н. у.
N
2 + Li Li 3N
Задание 14.4. Расставьте коэффициенты. Определите, ка-
кие свойства (окислителя или восстановителя) проявляет азот
в этих реакциях.
Поскольку атом азота в молекуле азота N
2 имеет промежу-
точную степень окисления 0, в химических реакциях он может
быть и окислителем и восстановителем:
+ne –
окислитель
–3(min) 0 +5(max)–me

восстановитель
–3 0 +5 NH 3 N 2 N2O5
Так как азот с трудом вступает в химические реакции, он
относится к инертным газам и используется там, где нужно
изолировать что-либо от окислительного действия кислорода:
внутри баллона лампочки накаливания, атмосфера нефтехра-
нилища и т. д.

184 Часть 2. Элементы неорганической химии
Очень низкая температура кипения жидкого азота (–195,8 °C)
позволяет быстро замораживать пищевые продукты и сохра-
нять их в таком виде длительное время.
Важнейшими органическими соединениями азота являют-
ся белки, которые входят в состав любого живого организ-
ма. Но большинство живых существ не могут получать белки
из атмосферного азота (связывать азот). Для этого нужны его
соединения. Важнейшими неорганическими соединениями
азота являются аммиак, азотная кислота и их соли.
14.2.  Аммиак и соли аммония
Аммиак NH 3 — бесцветный газ с резким запахом, ядовит.
Задание 14.5. Составьте электронную и графическую фор-
мулы аммиака и определите тип химической связи в этой мо-
лекуле.
Поскольку связь N-Н сильно полярна, аммиак очень хоро-
шо растворяется в полярном растворителе (воде) и реагирует
с нею:
H
H–N: + H–OH NH
+
4 + OH –
H
(+) (–)
Вопрос. Какую реакцию среды имеет полученный раствор?
В результате этой реакции в растворе появляется избыток
ионов ОН
–, поэтому раствор аммиака в воде (аммиачная вода,
нашатырный спирт) имеет щелочную среду и проявляет свой-
ства слабого основания. Называется это основание «гидроксид
аммония», и ему приписывают формулу NH
4OH. Поскольку
это щёлочь (растворимое основание), получаемая из летучего
вещества (газа), её называют «летучей щёлочью».
Вопрос. Будет ли аммиак, а также его водный раствор реаги-
ровать с кислотами? щелочами?
Проявляя основные свойства, аммиак реагирует только с
кислотами и не реагирует со щелочами:

Глава 14. Азот и фосфор 185
NH 3 + HCl → NH 4Cl
газ хлорид аммония
NH 4OH + H 2SO 4 → H 2O + (NH 4)2SO 4 раствор сульфат аммония
В результате таких реакций образуются соли аммония, в ко-
торых вместо катиона металла имеется одновалентный катион
аммония NH
4+. Соли аммония имеют ряд особенностей:
1. Соли аммония, как соли слабого основания, реагируют
со щелочами:
NH
4Cl + КОН → NH 4OH + KCl
Задание 14.6. Составьте уравнение этой реакции в ионно-
молекулярном виде. Не забудьте, что гидроксид аммония —
слабое основание.
Если такая реакция идёт при нагревании, то получается ам-
миак в виде газа. Это лабораторный способ получения аммиака:

NH
4Cl + Ca(OH) 2 → NH 4OH + CaCl 2
NH 3 → H 2O
Кроме того, появляется характерный запах — качественный
признак присутствия солей аммония в смеси. Эту реакцию
используют для получения аммиака в лаборатории.
Вопрос. Будут ли соли аммония подвергаться гидролизу?
2. Соли аммония, как соли слабого основания, подверга-
ются гидролизу:
(NH
4)2SO 4 → 2 NH 4+ + SO 42–
NH 4+ + Н–ОН →
← NН 4ОН + Н +
Вопрос. Какая реакция среды получается в результате данного
процесса?
Задание 14.7. Составьте уравнение реакции гидролиза ни-
трата аммония. Какой цвет имеет лакмус в этом растворе?
3. Соли аммония, как соли летучего основания, разлага-
ются при нагревании. При этом может выделяться аммиак:

186 Часть 2. Элементы неорганической химии
t o
NН 4Сl → NH 3 + HCl
Но если соль образована кислотой, анион которой является
сильным окислителем, аммиак не выделяется:
NH
4NO 3 → N 2O + Н 2O (1)
Почему в этом случае не выделяется аммиак? Возможно,
что сначала процесс идёт как обычно:
–3 +5
NH 4NO 3 → NH 3 + HNO 3 восста- окис-
новитель литель
Но поскольку азотная кислота — окислитель, а аммиак —
восстановитель, они тут же реагируют друг с другом. При
разложении нитрата аммония возможны и другие продукты
реакции:
NH
4NO 3 → N 2 + O 2 + H 2O (2)
Задание 14.8. Составьте электронный баланс для реакций
(1) и (2), укажите окислитель и восстановитель.
Вопрос. Почему атом азота в аммиаке проявляет восстано-
вительные свойства? Может ли этот атом принимать элек-
троны?
Атом азота в молекуле аммиака имеет низшую степень
окисления –3 и поэтому способен только отдавать электро-
ны и проявлять восстановительные свойства. Поэтому амми-
ак легко реагирует с окислителями, например с кислородом,
и горит:
NH
3 + O 2 → N 2 + H 2O (3)
NH
3 + O 2 NO + H 2O катализатор (4)
Реакция (3) практического смысла не имеет: зачем возвра-
щать в атмосферу азот, который только что с таким трудом был
превращён в аммиак? Зато реакция (4) каталитического окис-
ления аммиака используется при получении азотной кислоты.
Кроме того, аммиак и его соли применяются как азотные удо-
брения, а нитрат аммония входит в состав взрывчатых смесей.

Глава 14. Азот и фосфор 187
14.3.  Азотная кислота и её соли
Азотную кислоту получают в три стадии. Первая — катали-
тическое окисление аммиака. Полученный бесцветный газ NO
окисляют в бурый газ NO
2:
NО + O
2 → NO 2
Эта реакция идёт даже при нормальных условиях. Получен-
ный бурый газ NO
2 очень ядовит, имеет резкий запах. Раство-
рением его в воде в присутствии кислорода получают азотную
кислоту:
NO
2 + O 2 + H 2O → HNO 3
Азотная кислота — очень сильный электролит, в растворе
полностью диссоциирует на ионы:
HNO
3 → H + + NO 3–
Вопрос. Какие свойства проявляет атом азота азотной кислоты
в окислительно-восстановительных реакциях?
Поскольку атом азота в азотной кислоте находится в выс-
шей степени окисления +5, азотная кислота — сильный окис-
литель. Она окисляет и простые и сложные вещества:
P + HNO
3 + H 2O → H 3PO 4 + NO
Органические вещества, входящие в состав бумаги, хлопка,
скипидара, могут загореться при соприкосновении с концен-
трированной азотной кислотой. Не удивительно поэтому, что
при взаимодействии металлов с азотной кислотой не удаётся
получить водород в качестве продукта реакции:
HNO
3 + Me → H 2 HЕ ПОЛУЧАЕТСЯ!
Действительно, водород — восстановитель, а азотная кисло-
та — окислитель, и они легко реагируют друг с другом в мо-
мент выделения водорода. В результате таких реакций обра-
зуются оксиды азота или аммиак, который образует с азотной
кислотой соль аммония:
Al + HNO
3 → реакция не идёт конц.

188 Часть 2. Элементы неорганической химии
Cu + HNO 3 → Cu(NO 3)2 + NO 2 + H 2O
конц.
Cu + HNO 3 → Cu(NO 3)2 + NO + H 2O разб.
Mg + HNO 3 → Mg(NO 3)2 + NH 4NO 3 + H 2O разб.
NH 3 + HNO 3
Обратите внимание. 1. Концентрированная азотная кислота
не реагирует с алюминием, хромом и железом, так как образует
на их поверхности прочную оксидную плёнку, которая предо-
храняет металл от дальнейшего окисления (пассивирует его).
2. Азотная кислота реагирует даже с теми металлами, кото-
рые стоят в ряду напряжений после водорода (водород и здесь
НЕ выделяется!).
3. Продукт реакции зависит и от активности металла и от
разбавления кислоты: чем активнее металл и чем разбавленнее
кислота, тем сильнее восстанавливается кислота, т. е. сильнее
изменяется степень окисления атома азота (вплоть до –3).
Задание 14.9. Расставьте коэффициенты в этих уравнениях
реакций, пользуясь методом электронного баланса.
В любой из этих реакций образуется соль азотной кис-
лоты — нитрат. Нитраты — это хорошо растворимые соли,
применяемые часто в качестве удобрений (KNO
3, NH 4NO 3).
Со единения азота используются в качестве удобрений, по-
скольку растения, как и человек, не способны усваивать азот
воздуха, т. е. не способны превращать N
2 в органические со-
единения азота. А без этих соединений — аминокислот, белков,
нуклеиновых кислот — жизнь в принципе невозможна.
При использовании таких удобрений следует помнить,
что избыток нитратов в почве и растениях опасен для жизни,
так как нитраты ядовиты!
Нитраты легко разлагаются при нагревании, причём про-
дукты разложения зависят от активности металла. Так, ни-
траты очень активных металлов — селитры — разлагаются по
схеме:
MeNO
3 → MeNO 2 + O 2 нитрит
Задание 14.10. Составьте уравнение реакции разложения
нитрата натрия.

Глава 14. Азот и фосфор 189
Селитры входят в состав взрывчатых веществ. Так, нитрат
калия входит в состав чёрного пороха. Действием на сухие ни-
траты концентрированной серной кислотой можно получить
азотную кислоту.
14.4. Строение атома и свойства фосфора
Фосфор был получен и назван алхимиком Брандом *, ко-
торый пытался найти философский камень. Этот камень,
по убеждению алхимиков, мог превращать металлы в золото,
обладал магическими свойствами. В 1669 году Бранд из остат-
ков прозаической мочи выделил вещество, которое светилось
в темноте. Безусловно, такими свойствами мог обладать толь-
ко философский камень! Увы, никакими чудодейственными
свойствами это вещество не обладало, но способность свече-
ния в темноте подарило веществу и химическому элементу
имя: его назвали фосфор, что означает «несущий свет».
Задание 14.11. Составьте электронную схему строения ато-
ма фосфора, укажите распределение валентных электронов,
возможные степени окисления.
Распределение валентных электронов атома фосфора:
Р … 3s
2 3p 3
Поэтому фосфор проявляет в соединениях степени окис-
ления –3, +3 и +5.
Задание 14.12. Составьте формулы водородных соединений,
оксидов и гидроксидов фосфора, которые соответствуют этим
степеням окисления.
Ниже мы рассмотрим свойства этих соединений, но внача-
ле следует описать свойства простого вещества.
Как и для углерода, для фосфора характерно несколько ал-
лотропных модификаций. В природе они не встречаются вви-
ду высокой активности этого неметалла. Почему, собственно,
светился фосфор, полученный алхимиком? Потому что это
был белый фосфор. Он имеет состав Р
4. Это неполярное ве-
щество, легко испаряется (возгоняется), причём пары белого
*
БРАНД Хённинг (ок. 1630–после 1710) — немецкий алхимик без
специального образования, профессиональный военный.

190 Часть 2. Элементы неорганической химии
фосфора окисляются на воздухе. При этом энергия химиче-
ской реакции переходит в световую:
Р
4 + О 2 → Р 4О10 + ħν
Появляется свечение.
Полученный оксид проявляет ярко выраженный кислотные
свойства, так как фосфор — активный неметалл, а степень
окисления атома фосфора — высшая. Поэтому при попадании
на кожу белого фосфора появляются глубокие, плохо зажива-
ющие ожоги. Кроме того, белый фосфор, его пары — токсич-
ное вещество. Белый фосфор — желтоватое мягкое вещество,
растворимое в неполярных растворителях.
В противоположность ему — красный фосфор достаточно
инертное вещество, безвредное для человека, но при условии,
что оно — абсолютно чистое. Примеси белого фосфора, кото-
рые довольно часто встречаются, делают его ядовитым. В чём
причина такого разительного изменения свойств? В том, что
красный фосфор и другие аллотропные модификации фос-
фора — являются неорганическими полимерами. И чем выше
степень полимеризации, тем инертнее вещество, тем темнее
цвет. В настоящее время кроме чёрного фосфора описаны
свойства жёлтого, алого, фиолетового, коричневого и даже
стеклообразного.
Чаще всего встречаются и используются белый, красный
и чёрный фосфор. Рассмотрим свойства красного фосфора.
Красный фосфор — это красно-бурый аморфный порошок
практически нерастворимый в воде и неполярных раствори-
телях, поскольку это полимер. Степень полимеризации уста-
новить невозможно, поэтому химическая формула Р. В зави-
симости от того, происходит ли горение в избытке или недо-
статке кислорода, образуются разные оксиды:
Р + О
2 (недостаток) → Р 2О3 (фосфористый ангидрид)
Р + О
2 (избыток) → Р 2О5 (фосфорный ангидрид)
Кроме того, фосфор реагирует с активными металлами
и неметаллами:
Р + Cl
2 (недостаток) → РCl 3
Р + Cl 2 (избыток) → РCl 5
Р + S → Р 2S3

Глава 14. Азот и фосфор 191
Задание 14.13. Составить уравнение реакции фосфора с
кальцием. Назвать полученное вещество.
Фосфиды, как и нитриды, силициды, разлагаются водой и
кислотами. В результате образуется фосфин — ядовитый газ
с неприятным чесночным запахом. Он способен самовоспла-
меняться на воздухе:
РН
3 + О 2 → Р 2О5 + Н 2О
Именно огоньки-вспышки этого газа пугают прохожих на
кладбищах, поскольку фосфин образуется при гниении белко-
вых тел. А это означает, что фосфор, как и азот, — биогенный
элемент. Биологические свойства соединений фосфора будут
рассмотрены ниже.
Вышеперечисленные реакции подтверждают ранее уста-
новленное правило: атомы с промежуточной степенью окис-
ления проявляют свойства и окислителя, и восстановителя.
Восстановительные свойства фосфора проявляются при вза-
имодействии с бертолетовой солью KClO
3:
P + KClO
3 → P 2O5 + KCl
Эта реакция начинается при лёгком нагревании, трении,
а иногда и без причин. В результате может произойти сильная
вспышка. Мы её наблюдаем всякий раз, как только чиркаем
спичкой о спичечный коробок. В состав спичечной головки
входит бертолетова соль KClO
3 и сера, а в состав намазки —
красный фосфор и толчёное стекло.
14.5. Свойства и значение соединений фосфора
Как уже было показано выше, фосфор образует два вида ок-
сидов Р
2О3 и Р 2О5. Это кислотные оксиды, образующие с водой
фосфористую кислоту Н
3РО 3 и несколько фосфорных кислот.
Состав фосфорных кислот отражает формула х Р
2О5 · у Н 2О:
P
2O5 + H 2O → 2HPO 3 метафосфорная кислота
Метафосфорная кислота неустойчива и, присоединяя воду,
превращается в более устойчивую кислоту:
НРО
3 + Н 2О → Н 3РО 4 ортофосфорная кислота (фосфорная кислота)

192 Часть 2. Элементы неорганической химии
Или в суммарном виде:
Р
2О5 + 3Н 2О = 2Н 3РО 4
Ортофосфорная кислота диссоциирует в три стадии:
Н
3РО 4 → Н + + Н 2РО 4–
Н2РО 4– →
← Н + + НРО 42–
НРО 42– →
← Н + + РО 43–
Поэтому она образует три вида солей: КН 2РО 4 — дигидро-
фосфат, К
2НРО 4 — гидрофосфат, К 3РО 4 — фосфат. Эти соли,
их растворы имеют разные свойства. Так, если большинство
фосфатов нерастворимы в воде, кислые фосфаты имеют бо´ ль-
шую растворимость.
Поскольку фосфор химически активен, в природе встре-
чаются только нерастворимые соединения фосфора, в основ-
ном фосфаты. Они составляют основу таких минералов как
апатиты и фосфориты. Основу фосфоритов составляет фос-
фат кальция, а в состав апатитов кроме него входят хлориды
и фториды кальция.
Аналогичный состав имеют наши кости (фосфориты) и зубы
(фторапатиты). В теле взрослого человека до 1,5 кг этого хи-
мического элемента. Таким образом, фосфор — биогенный
элемент. Атомы фосфора входят в состав ДНК и РНК (нуклеи-
новых кислот), которые хранят и воспроизводят генетическую
информацию. Кроме того, атомы фосфора входят в состав
АТФ (аденозинтрифосфорной кислоты), при гидролизе кото-
рой выделяется аккумулированная в этой молекуле энергия.
Фосфор в чистом виде получают при нагревании измель-
чённых фосфоритов с песком и коксом:
Са
3(РО 4)2 + SiO 2 + C → P + CO + CaSiO 3
Полученный фосфор используется при изготовлении спи-
чек и пиротехнических составов, ядохимикатов, СМС (син-
тетических моющих средств) и многого другого.
В Ы В О Д Ы по главе 14
Азот — это элемент жизни, поскольку он входит в состав
любого живого организма в виде белков, нуклеиновых кислот.

Глава 14. Азот и фосфор 193
С другой стороны, газ азот обладает инертными свойствами,
с трудом вступает в химические реакции, составляет основу
атмосферы Земли. Фосфор совместно с азотом входит в состав
ДНК, РНК, АТФ. Многочисленные соединения фосфора не-
заменимы в быту.
Вопросы, задачи и упражнения к главе 14
1. Какие химические элементы относятся к неметаллам?
Чем они отличаются от металлов?
2. Имеют ли простые вещества-неметаллы сходные физи-
ческие свойства?
3. Что такое аллотропия? Приведите примеры.
4. Чем объясняется и как подтверждается инертность газо-
образного азота?
5. Какое соединение называли «летучей» щёлочью? По-
чему? Составьте уравнение реакции этого вещества с водой
и серной кислотой. Назовите полученные вещества.
6. Какие особенности и почему имеют соли аммония? От-
вет подтвердите, составив уравнения следующих реакций:
(NH
4)2SO 4 + NaOH → K 2SO 4 + NaOH →
NH
4Cl → (разложение) NaCl → (разложение)
NH
4NO 3 + H 2O → NaNO 3 + H 2O →
Почему некоторые из этих реакций не идут?
7. Осуществить превращения:
а) азот → аммиак → хлорид аммония → нитрат аммония →
аммиак → азот;
б) H
2 → NH 3 → NО → NО 2 → HNO 3 → NO 2.
8. Почему не выделяется водород при взаимодействии азот-
ной кислоты с металлами?
9. Закончить уравнения реакций и уравнять их методом
электронного баланса:
Mg + HNO
3 → N 2O + … + …
Fe + HNO
3 → NO + Fe +3… + …
Задания ЕГЭ
10. Металл образуется при прокаливании нитрата
1) железа; 2) цинка; 3) серебра; 4) калия.

194 Часть 2. Элементы неорганической химии
11. При поглощении бурого газа гашёной известью было
получено 592 г безводных солей, содержащих 35,41 % кальци-
евой селитры. Вычислить объём вступившего в реакцию газа.
12. Какой объём кислорода потребуется для каталитическо-
го окисления 200 л аммиака?
13. При взаимодействии ортофосфорной кислоты и аммиа-
ка образовалось 211,2 г гидрофосфата аммония с выходом 80 %
от теоретически возможного. Вычислить объём вступившего
в реакцию газа.
14. В 100 мл воды последовательно растворили сначала 1 л
аммиака, а затем — 800 мл хлороводорода. Найти массовую
долю соли в полученном растворе и реакцию среды.
15. 60 л оксида азота II прореагировали с 20 л кислорода.
Вычислить объём не вступившего в реакцию газа.
16. Прокалили 620 г фосфорита, включающего 10 % не со-
держащих фосфор примесей, с 5 моль кокса в присутствии
песка. Вычислить объём выделившегося в реакции газа. (При
затруднении в решении задач 14–15 см. задачи в главе 31.3.)

Глава 15. С Е РА
15.1. Строение атома и свойства серы
Сера — элемент шестой группы третьего периода периоди-
ческой системы Менделеева. Поэтому строение атома серы
изображается так:
16S 2 8 6, или 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
Строение атома серы указывает на то, что это неметалл, т. е.
атом серы способен и к приёму электронов и к отдаче электро-
нов:
S...3s 2 3p 4 S
S 0+6
–2
–6e –
+2e –
Задание 15.1. Составить формулы соединений серы, содер-
жащие атомы серы с данными степенями окисления.
Простое вещество «сера» — твёрдый хрупкий минерал жёл-
того цвета, нерастворимый в воде. В природе встречается как
самородная сера, так и её соединения: сульфиды, сульфаты.
Сера как активный неметалл легко реагирует с водородом,
кислородом, почти со всеми металлами и неметаллами:
S + O
2 → SO 2
S + H 2 → H 2S
S + Al → Al
2S3
S + C → CS 2 (сероуглерод)
Задание 15.2. Назовите полученные соединения. Опреде-
лите, какие свойства (окислителя или восстановителя) про-
являет сера в этих реакциях.
Как типичный неметалл простое вещество сера может быть
и окислителем, и восстановителем:

196 Часть 2. Элементы неорганической химии
+2e –
окислитель
–2(min) 0 +6(max)–ne

восстановитель
–2 0 +6 H 2S S SO 3
Иногда эти свойства проявляются в одной реакции:
–2 +4 3S o + KOH → K 2S+ K 2SO 3 + H 2O
окислитель S
o + 2e → S –2 2
3S o
восстановитель S o + 4e → S +4 1
Поскольку атом-окислитель и атом-восстановитель одина-
ковые, их можно «сложить», т. е. на оба процесса нужно три
атома серы.
Задание 15.3. Расставьте остальные коэффициенты в этом
уравнении.
Сера может реагировать с кислотами — сильными окис-
лителями:
S + HNO
3 → Н 2SO 4 + NO
Таким образом, являясь активным неметаллом, сера обра-
зует множество соединений. Рассмотрим свойства сероводо-
рода, оксидов серы и их производных.
15.2. Сероводород
H2S — сероводород, сильно ядовитый газ с противным за-
пахом тухлых яиц. Правильнее сказать, белки яиц при гние-
нии разлагаются, выделяя сероводород.
3адание 15.4. Исходя из степени окисления атома серы
в сероводороде, предcкажите, какие свойства будет проявлять
этот атом в окислительно-восстановительных реакциях.
Поскольку сероводород — восстановитель (атом серы имеет
низшую степень окисления), он легко окисляется. Кислород
воздуха окисляет сероводород даже при комнатной темпера-
туре:

Глава 15. Сера 197
H2S + O 2 → S + H 2O
Сероводород горит:
H
2S + O 2 → SO 2 + H 2O
Сероводород немного растворим в воде, причём его раствор
проявляет свойства очень слабой кислоты (сероводородной
H
2S). Она образует соли сульфиды:
H
2S + CuSO 4 → CuS → + H 2SO 4 чёрный
Вопрос. Как, имея сульфид, получить сероводород?
Сероводород в лабораториях получают, действуя на сульфи-
ды более сильными (чем H
2S) кислотами, например:
Na
2S + HCl → H 2S → + NaCl запах!
качественная реакция на сульфиды
15.3. Сернистый газ и сернистая кислота
SO 2 — сернистый газ с резким удушливым запахом. Ядовит.
Растворяется в воде, образуя сернистую кислоту:
SO
2 + H 2O → H 2SO 3
Эта кислота средней силы, но очень неустойчива, существу-
ет только в растворах. Поэтому при действии на её соли —
сульфиты — другими кислотами можно получить сернистый
газ:
Na
2SO 3 + 2HCl → H 2SO 3 + 2 NaCl
H
2O SO 2 →
запах!
качественная реакция на сульфиты
При кипячении полученного раствора эта кислота разла-
гается полностью.
Задание 15.5. Определите степень окисления серы в серни-
стом газе, сернистой кислоте, сульфите натрия.

198 Часть 2. Элементы неорганической химии
Поскольку степень окисления +4 для серы является проме-
жуточной, все перечисленные соединения могут быть и окис-
лителями и восстановителями:
+ne –
окислитель
–2(min) 0 +4 +6(max)–2e

восстановитель
–2 0 +4 +6 H 2S S SO 2 SO 3
Например:
SO
2 + HNO 3 → H 2SO 4 + NO 2 SO 2 + H 2S → S → + H 2O
Задание 15.6. Расставьте коэффициенты в этих схемах мето-
дом электронного баланса. Укажите, какие свойства проявля-
ет атом серы со степенью окисления +4 в каждой из реакций.
Восстановительные свойства сернистого газа применяются
на практике. Так, при восстановлении теряют цвет некоторые
органические соединения, поэтому оксид серы IV и сульфиты
применяют при отбеливании. Сульфит натрия, растворённый
в воде, замедляет коррозию труб, так как легко поглощает кис-
лород из воды, а именно кислород является «виновником»
коррозии:
Na
2SO 3 + O 2 → Na 2SO 4
Окисляясь в присутствии катализатора, сернистый газ пре-
вращается в серный ангидрид SO
3:

катализатор
SO 2 + O 2 SO 3
15.4. Серный ангидрид и серная кислота
Серный ангидрид SO 3 — бесцветная жидкость, бурно реа-
гирующая с водой:
SO
3 + H 2O → H 2SO 4

Глава 15. Сера 199
Серная кислота H 2SO 4 — сильная кислота, которая в кон-
центрированном виде активно поглощает влагу из воздуха
(это свойство применяется при осушении различных газов)
и из некоторых сложных веществ:
C
12H22O11 (H 2O) + C
H2SO 4
Кроме того, концентрированная серная кислота, являясь
сильным окислителем, окисляет углерод:
H
2SO 4 + C → CO 2 + SO 2 + H 2O
Поэтому, попадая на кожу, концентрированная серная кис-
лота вызывает тяжёлые ожоги, а попадая на ткани, бумагу
и другие вещества, обугливает их.
Являясь окислителем (+6 — высшая степень окисления для
серы!), концентрированная серная кислота реагирует почти
со всеми металлами (кроме железа и благородных металлов)
без выделения водорода:
Cu + H
2SO 4 → CuSO 4 + SO 2 → + H 2O конц.
Mg + H 2SO 4 → MgSO 4 + H 2S → + H 2O конц.
Задание 15.7. Уравняйте эти схемы методом электронного
баланса. Укажите, какой атом является окислителем в каждом
случае.
Но разбавленная серная кислота и её соли — сульфаты —
окислительных свойств (за счёт атома серы) практически не
проявляют:
Cu + H
2SO 4 → реакция НЕ идёт
+6 +6 Mg + H 2SO 4 → MgSO 4 + H 2
Задание 15.8. Определите, какой атом является окислите-
лем в данной реакции.
Растворы серной кислоты проявляют все свойства сильных
кислот.
Задание 15.9. Составьте уравнения реакций, отражающие
эти свойства. (При затруднении см. гл. 2.2.)
Качественной реакцией на SO
42– является образование бело-
го осадка BaSO
4, нерастворимого в кислотах:

200 Часть 2. Элементы неорганической химии
SO 42– + Ba 2+ → BaSO 4 →
Серная кислота имеет разнообразное применение: её ис-
пользуют при получении стиральных порошков, лекарств,
красителей, удобрений и других необходимых веществ.
ВЫВОДЫ по главе 15
Изложенное выше можно отразить в шутливом стишке:
«Сера, сера, буква S, 32 атомный вес, сера в воздухе горит,
образует ангидрид (какой кислоты?), ангидрид плюс вода —
получилась кислота (какая?)».
Вопросы, задачи и упражнения к главе 15
1. Какие физические свойства характерны для серы?
2. Какие свойства — окислителя или восстановителя —
проявляет сера в окислительно-восстановительных реакци-
ях? Почему? Ответ подтвердите двумя-тремя уравнениями
реакций.
3. Закончить уравнения практически осуществимых реак-
ций:
Na
2SО 4 + HCl → HCl +SO 2 →
SO
2 + Ва(ОН) 2 → КОН + Н 2SO 4 →
Al + S → Nа
2SO 3 + HCl →
NаОН + S → FeS + HCl →
4. С какими из веществ реагирует сернистый газ:
H
2O, Ca(OH) 2, NaCl, MgO, CO 2, H 2S.
Составьте уравнения реакций.
5. Напишите уравнения реакций получения сульфида, суль-
фита и сульфата натрия. Как различить полученные вещества?
6. Осуществить превращение:
сера → сероводород → сульфид натрия → сероводород →
сернистый газ → серный ангидрид → серная кислота →
сернистый газ.
7. Какие особенности имеет концентрированная серная
кислота? Следует ли их учитывать при работе с ней?

Глава 15. Сера 201
8. С какими из веществ реагирует раствор серной кислоты:
Ва, Mg, Сu, S, Na
2CO 3, KNO 3, Fe(OH) 3, NaCl, MgO?
Изменится ли результат, если для реакции с этими веще-
ствами использовать концентрированную серную кислоту?
Задания ЕГЭ
9. При взаимодействии 4 моль сероводорода с сернистым
ангидридом было получено 153,6 г твёрдого продукта реакции.
Какой объём сернистого ангидрида вступил в реакцию?
10. При обжиге сульфида цинка было получено 0,5 моль
оксида цинка. Какой объём кислорода был израсходован
в процессе?
11. Сколько граммов серы может получиться при взаимо-
действии 4,5 л сероводорода и 3 л кислорода? (При затрудне-
нии см. задачи в главе 31.3.)

Глава 16. ГАЛОГЕНЫ
16.1. Строение атома и свойства галогенов
Галогены — общее название химических элементов, кото-
рые образуют главную подгруппу седьмой группы.
Задание 16.1. Назовите эти химические элементы.
Вопрос. Что общего в строении атомов этих элементов?
Атомы галогенов — F, Cl, Вr, I, At — имеют на внешнем
уровне семь электронов:
Г или Hal…ns
2 np 5,
условное обозначение любого Галогена
где n — номер внешнего энергетического уровня (совпада-
ет по величине с номером периода, в котором находится хи-
мический элемент), поэтому типичным процессом для всех
галогенов в химических реакциях будет приём недостающих
электронов до восьми (в данном случае одного электрона):

+1e –
Hal … ns 2 np 5 → Hal 1– … ns 2 np 6
Таким образом, для этих атомов характерны свойства окис-
лителей, и они легко реагируют с металлами (восстановите-
лями), образуя соли:
Nа + Сl
2 → NaCl
Собственно, отсюда и возникло название «галоген»: «га-
лос» — соль, «генес» — рождаю; галогены — образующие соли.
Вопрос. Чем различаются галогены по строению атомов?
Сравнив строение атомов любых двух галогенов:
F 2 7 и Br 2 8 18 7,

Глава 16. Галогены 203
легко видеть, что чем ниже в Периодической системе Менде-
леева находится данный галоген, тем дальше от ядра находятся
его валентные электроны.
Вопрос. Влияет ли это на активность галогена как неметалла?
Поэтому сверху вниз (от фтора к астату) способность
принимать электроны уменьшается, а значит, уменьшается
окислительная и неметаллическая активность. В результате
более активные галогены могут вытеснять менее активные
галогены из их солей:
–1 KI + Сl 2 → KCl + I 2
–1
KC l + I 2 → не идёт
В таких реакциях атом галогена, входящий в состав соли,
должен иметь низшую степень окисления –1.
Молекулы простых веществ-галогенов двухатомны. С уве-
личением их молярной массы увеличиваются температуры
кипения и плавления этих веществ. Поэтому:
• F
2 и Сl 2 — газы;
• Br
2 — бурая жидкость;
• I
2 — тёмно-фиолетовые кристаллы, которые легко ис-
паряются, если йод находится в открытой посуде.
Являясь сильными окислителями, все галогены сильно
ядовиты. Но в виде соединений некоторые из них полезны.
Например, простое вещество бром Br
2 — ядовито, а соедине-
ния брома (бромиды) успокаивают. Именно их выписывают
врачи, чтобы успокоить человека, уменьшить приступ кашля.
Рассмотрим некоторые свойства галогенов на примере хло-
ра.
Задание 16.2. Изобразите строение атома хлора, определите
его высшую и низшую степени окисления.
Все галогены, кроме фтора, могут проявлять в соединениях
и отрицательные, и положительные степени окисления:
Cl...3s 2 3p 5 Cl
Cl 0+7
–1
–7e –
+1e –

204 Часть 2. Элементы неорганической химии
Задание 16.3. Составьте формулы соединений хлора, в ко-
торых атом хлора имеет эти степени окисления.
Простое вещество хлор — газ жёлто-зелёного цвета. Очень
ядовит. Как и у других галогенов, молекула хлора двухатомна:
Cl
2. Являясь типичным и очень активным неметаллом, хлор
может и принимать, и отдавать электроны, т. е. быть и окис-
лителем, и восстановителем. Но окислительные свойства
преобладают. Хлор реагирует с различными металлами и не-
металлами:
Cl
2 + H 2 → HCl
Cl
2 + P → PCl 3
Cl 2 + Al → AlCl 3
а также с водой:
Cl
2 + H 2O → HCl + НСlO (1)
Задание 16.4. Определите, какие свойства проявляют атомы
хлора в этих окислительно-восстановительных реакциях.
Раствор хлора в воде — хлорная вода — содержит слабую
хлорноватистую кислоту НClO, которая довольно быстро раз-
лагается, образуя атомарный кислород:
НСlO → HCl + [O]
Хлорноватистая кислота и атомарный кислород — сильней-
шие окислители, они разрушают красители, убивают микро-
организмы. Поэтому раствор хлора в воде используют для от-
беливания тканей; при помощи хлора дезинфицируют воду.
Аналогичные процессы происходят при пропускании хлора
в раствор щёлочи:
Сl
2 + NaOH → NaCl + NaClO + H 2O
Обратите внимание. Щёлочь как бы нейтрализует те кисло-
ты, которые получались в водном растворе в ходе реакции (1).
Если эта же реакция идёт при нагревании, то состав продук-
тов реакции изменяется:
Сl
2 + КОН → KCl + КСlO 3 + Н 2O
Полученная соль — хлорат калия (Бертолетова соль) — яв-
ляется сильным окислителем. Так, она окисляет фосфор даже
при слабом трении:

Глава 16. Галогены 205
KClO 3 + Р → KCl + Р 2О5
Эта реакция происходит всякий раз, когда вы чиркаете
спичкой (в состав спичечной «головки» входит Бертолетова
соль) о спичечный коробок (в его намазку входит фосфор).
Задание 16.5. Расставьте коэффициенты в последних двух
уравнениях реакций методом электронного баланса. (В случае
затруднений см. гл. 7.)
Бертолетова соль входит в состав пиротехнических соста-
вов, например бенгальских огней.
16.2. Соляная кислота
Водородное соединение хлора — хлороводород — газ с рез-
ким запахом, хорошо растворимый в воде. Га з «хлороводо-
род» не проявляет свойств кислоты, например не реагирует
с металлами и твёрдыми щелочами. Раствор хлороводорода
в воде называется «соляная кислота» и проявляет все свойства
сильной кислоты.
Задание 16.6. Составьте уравнения реакций, которые харак-
терны для сильной кислоты.
Поэтому соляная кислота реагирует с металлами, основны-
ми оксидами, основаниями, солями слабых кислот, образуя
соли хлориды:
HCl + Al → AlCl
3 + H 2
HCl + MgO → MgCl 2 + H 2O
HCl + Fe(OH)
3 → …
HCl + CaCO
3 → …
3адание 16.7. Закончить эти уравнения реакций.
В реакции с металлами HCl проявляет свойства окислите-
ля, поскольку в процессе окисления участвует атом водорода
в высшей степени окисления:
+1 0 Н + 1е – → Н
Вопрос. Какие свойства будет проявлять атом хлора, входящий
в состав соляной кислоты в окислительно-восстановительных
реакциях?

206 Часть 2. Элементы неорганической химии
Соляная кислота HCl проявляет свойства восстановителя,
если в реакции участвует атом хлора, так как этот атом нахо-
дится в низшей степени окисления. Это свойство используется
для получения хлора в лаборатории:
HCl + МnO
2 → MnCl 2 + Cl 2 + Н 2O
Сам хлороводород получается в больших количествах из га-
зообразных простых веществ:
Н
2 + Сl 2 → HCl
или в лабораторных условиях — действием концентрированной
серной кислоты на сухую поваренную соль NaСl:

t o
NaСl + H 2SO 4 → HCl + NaНSO 4 твёрд. конц.
В данном случае при минимальном содержании влаги в
смеси хлороводород выделяется в виде газа, и поэтому эта
реакция возможна.
Задание 16.8. Составьте ионно-молекулярное уравнение
аналогичной реакции, происходящей в растворе, и устано-
вите, возможна ли она.
В растворе реакция невозможна, поскольку все вещества —
сильные и растворимые электролиты.
Качественной реакцией на хлорид-анион является взаимо-
действие растворов хлоридов, соляной кислоты с нитратом
серебра:
AgNO
3 + NaCl → AgCl → + NaNO 3
Выпадает белый творожистый осадок AgCl.
Задание 16.9. Составьте краткое ионно-молекулярное урав-
нение этой реакции и убедитесь, что в ней участвуют ионы
хлора.
Соляная кислота применяется для получения различных
солей, для удаления накипи, оксидов и других отложений на
различных поверхностях. Хлор и хлороводород широко при-
меняются при синтезе органических соединений (см. следу-
ющий раздел).

Глава 16. Галогены 207
ВЫВОДЫ по главе 16
Галогены — сильные окислители, которые окисляют даже
воду! Так, в струе фтора она горит синим пламенем. Все гало-
гены реагируют не только с водой, но и с большинством ме-
таллов и неметаллов, кроме кислорода. Этот факт ещё раз под-
тверждает истину: похожие по свойствам вещества не реагиру-
ют: галоген (окислитель) + кислород (окислитель) → реакция
не идёт. А с восстановителями реагируют очень интенсивно.
Такими восстановителями являются органические вещества,
свойства которых будут рассмотрены в следующем разделе.
Вопросы, задачи и упражнения к главе 16
1. Какие элементы относятся к галогенам? Почему они так
называются?
2. Как изменяется активность галогенов в группе? Почему?
Как практически сравнить активность галогенов?
3. С какими веществами может реагировать хлор:
Н
2, О 2, Fe, H 2О, NаОН, Н 2SO 4?
Составьте уравнения реакций.
4. Составить уравнения тех реакций, которые осуществимы
в растворе:
а) хлорид калия + иод →
б) хлорид натрия + серная кислота →
в) карбонат натрия + соляная кислота →
г) иодид калия + бром →
д) нитрат серебра + хлорид кальция →
е) нитрат бария + хлорид магния →
Ответ подтвердить ионно-молекулярными уравнениями
реакций.
5. Укажите два способа, при помощи которых можно разли-
чить растворы хлорида калия, сульфата аммония и карбоната
натрия.
6. Сколько граммов бертолетовой соли следует взять для
получения 8 л кислорода?

208 Часть 2. Элементы неорганической химии
Задания ЕГЭ
7. Верны ли следующие утверждения о галогенах:
А. Хлор в соединениях проявляет как положительную так
и отрицательную степени окисления.
Б. При н. у. фтор и хлор — это жидкости.
8. Какой элемент не образует соединений в высшей степени
окисления равной номеру группы
1) хлор; 2) иод; 3) фтор; 4) сера.
9. Различить растворы нитрата и хлорида натрия можно при
помощи
1) нитрата серебра; 2) бромида серебра;
3) нитрата бария; 4) нитрата меди.
10. С наибольшей скоростью водород реагирует:
1) с хлором; 2) с иодом; 3) с фтором; 4) с бромом.
11. 10 г карбоната кальция растворили при нагревании в
150 мл 9%-ной хлороводородной кислоты (ρ = 1,04 г/мл). Ка-
кова ω(НСl) в полученном растворе?

Раздел 3.
ЭЛЕМЕНТЫ
ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
Известно, что все сложные вещества условно можно раз-
делить на органические и неорганические.
В состав неорганических веществ может входить любой
элемент периодической системы. Основными классами не-
органических веществ являются оксиды, кислоты, основания
и соли. Свойства этих веществ были рассмотрены в первых
двух разделах.
В состав органических веществ обязательно входит атом
углерода, который в подавляющем числе органических соеди-
нений образует цепи. Эти цепи имеют разную длину и разное
строение, поэтому органических соединений теоретически
может быть бесчисленное множество.
Основу любого органического соединения составляет угле-
водородная цепь, которая может соединяться с функциональ-
ными группами.
Свойства органического соединения описывают по схеме:
• определение;
• гомологический ряд;
• изомерия;
• номенклатура (названия);
• строение молекулы (углеводородной цепи и функцио-
нальных групп);
• свойства, связанные со строением
– функциональной группы;
– углеводородного радикала;
• особые свойства;
• получение и применение.
Прочитав очередную главу, попробуйте описать изучаемые
соединения на любом примере, используя эту схему. И всё по-
лучится!

Глава 17. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ
ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
17.1. Предмет органической химии.
Теория строения органических веществ
Органические вещества известны людям с давних пор. Ещё
в древности люди использовали сахар, животные и раститель-
ные жиры, красящие и душистые вещества. Все эти вещества
выделялись из живых организмов. Поэтому такие соединения
стали называться органическими, а раздел химии, который из-
учал вещества, образующиеся в результате жизнедеятельности
живых организмов, получил название «органическая химия».
Это определение было дано шведским учёным Берцелиусом
*
в 1827 году.
Уже первые исследователи органических веществ отмечали
особенности этих соединений. Во-первых, все они при сжига-
нии образуют углекислый газ и воду, значит, все они содержат
атомы углерода и водорода. Во-вторых, эти соединения имели
более сложное строение, чем минеральные (неорганические)
вещества. В-третьих, возникали серьёзные затруднения, свя-
занные со способами получения и очистки этих соединений.
Полагали даже, что органические соединения невозможно
получить без участия «жизненной силы», которая присуща
только живым организмам, то есть органические соединения
нельзя, казалось, получить искусственно.
И, наконец, были обнаружены соединения одинакового
молекулярного состава, но различные по свойствам. Такое яв-
ление не было характерно для неорганических веществ. Если
для неорганического вещества известен состав, то известны
и его свойства.
Вопрос. Какими свойствами обладают H
2SO 4; Ca(OH) 2?
*
Берцелиус Йенс Якоб (20.08.1779–7.08.1848) — шведский химик.
Проверил и доказал ряд основных законов химии, определил
атомные массы 45 химических элементов, ввёл современное обо-
значение химических элементов (1814) и первые химические фор-
мулы, разработал понятия «изомерия», «катализ» и «аллотропия».

Глава 17. Основные понятия органической химии 211
А химики-органики обнаружили, что вещество состава
С
2Н6О у одних исследователей является достаточно инертным
газом, а у других — жидкостью, активно вступающей в раз-
нообразные реакции. Как это объяснить?
К середине 19-го века было создано немало теорий, авторы
которых пытались объяснить эти и другие особенности орга-
нических соединений. Одной из таких теорий стала теория
химического строения Бутлерова
*. Некоторые её положения
были изложены А. М. Бутлеровым в 1861 году на конференции
в г. Шпейере, другие были сформулированы позже в научных
работах А. М. Бутлерова. В целом, основные положения этой
теории в современном изложении можно сформулировать так.
1. Атомы в молекулах располагаются в строгом порядке, со-
гласно их валентности.
2. Атом углерода в органических молекулах всегда имеет
валентность равную четырём.
3. Порядок соединений атомов в молекуле и характер хи-
мических связей между атомами называется химическим стро-
ением.
4. Свойства органических соединений зависят не только
от того, какие атомы и в каких количествах входят в состав
молекулы, но и от химического строения:
• вещества разного строения имеют разные свойства;
• вещества похожего строения имеют похожие свойства.
5. Изучая свойства органических соединений, можно сде-
лать вывод о строении данного вещества и описать это строе-
ние одной-единственной химической формулой.
6. Атомы в молекуле влияют друг на друга, и это влияние
сказывается на свойствах вещества.
При изучении органической химии нужно чаще вспоми-
нать эти положения и, прежде чем описывать свойства како-
го-либо вещества, следует указать его строение при помощи
химической формулы, в которой будет показан порядок со-
единения атомов в молекуле — графическая формула.
*
Бутлеров Александр Михайлович (15.09.1928–17.08.1886) — рус-
ский химик. Создал теорию химического строения органических
веществ, лежащей в основе современной химии. Предсказал изо-
мерию многих органических соединений, заложил основы уче ния
о таутомерии.

212 Раздел 3. Элементы органической химии
17.2. Особенности строения органических
соединений
Органическая химия изучает строение молекул и свойства
соединений углерода, кроме самых простых (угольная и си-
нильная кислоты и их соли).
В состав неорганических соединений могут входить любые
из 114 известных в настоящее время химических элементов.
Сейчас известно более 0,5 млн неорганических веществ.
В состав органических молекул обычно входят атомы 6 хи-
мических элементов: C, H, O, N, P, S. И тем не менее в на-
стоящее время известно более 20 миллионов органических со-
единений.
Почему органических веществ так много?
Поскольку в состав любого органического соединения вхо-
дит атом углерода, попробуем найти ответ на этот вопрос, рас-
смотрев особенности строения атома углерода.
Углерод — химический элемент 2-го периода, IV группы
Периодической системы химических элементов Менделеева,
следовательно, строение его атома можно изобразить так:
12
6 С (6p + 6n)6e –: 2 4 или C...2s 2 2p 2
Таким образом, на внешнем уровне атома углерода нахо-
дится четыре электрона. Являясь неметаллом, атом углерода
может и отдавать четыре электрона, и принимать до завер-
шения внешнего уровня также четыре электрона. Поэтому:
• атом углерода в органических соединениях всегда четы-
рёхвалентен;
• атомы углерода способны соединяться друг с другом, об-
разуя цепи различной длины и строения;
• атомы углерода соединяются друг с другом и с другими
атомами при помощи ковалентной связи, которую в фор-
муле обозначают чёрточкой; так как валентность атома
углерода равна четырём, — общее число чёрточек (химиче-
ских связей) у одного атома углерода тоже равно четырём.
В состав углеродных цепочек может входить разное число
атомов углерода: от одного до нескольких тысяч. Кроме того,
цепочки могут иметь разное строение:
линейное —
–С–С–С–С–

Глава 17. Основные понятия органической химии 213
разветвлённое —
–C–C–C–
C
циклическое — –C–C–
–C–C–
Между атомами углерода могут возникать химические свя-
зи разного типа:
простые С–С
двойные С=С
кратные связи
тройные С
С
Поэтому всего лишь четыре (!) атома углерода могут образо-
вать более 10 соединений разного строения, даже если в состав
таких соединений будут входить только атомы углерода и во-
дорода. Эти соединения будут иметь, например, следующие
«углеродные скелеты»:
–C=C–C–C– –C
C–C–C– –C–C=C–C–
–C–C–
–C–C–
и другие.
Задание 17.1. Попробуйте составить сами 2–3 цепочки ато-
мов углерода иного строения из четырёх атомов углерода.
ВЫВОДЫ по главе 17.2
Способность атомов углерода образовывать УГЛЕРОДНЫЕ
ЦЕПИ разного состава и строения — главная причина много-
образия органических соединений.
17.3. Классификация органических соединений
Поскольку органических соединений очень много, их клас-
сифицируют по разным признакам:
• по строению углеродной цепи — линейные, разветвлённые,
циклические соединения;

214 Раздел 3. Элементы органической химии
• по типу химической связи — предельные, непредельные
и ароматические соединения;
• по составу — углеводороды, кислородсодержащие соеди-
нения, азотсодержащие соединения и другие.
В данном пособии будут рассмотрены свойства соединений
различных классов, поэтому определения и примеры будут
даны позднее.
17.4. Формулы органических соединений
Формулы органических соединений можно изображать по-
разному. Состав молекулы отражает молекулярная (эмпириче-
ская) формула:
С
4Н10
Но эта формула не показывает расположения атомов в мо-
лекуле, т. е. строения молекулы вещества. А в органической
химии это понятие — химическое строение молекулы веще-
ства — самое главное! Последовательность соединения атомов
в молекуле показывает графическая (структурная) формула.
Например, для вещества строения С
4Н10 можно написать две
такие формулы:
CH
3–CH–CH 3 или CH 3–CH 2–CH 2–CH 3
CH 3
Можно показать все химические связи:
H H H H H H H
H–C–C–C–H или H–C–C–C–C–H
H C H H H H H
H H H
Такие развёрнутые графические формулы наглядно показы-
вают, что атом углерода в органических молекулах четырёхва-
лентен. При составлении графических формул нужно сначала
изобразить углеродную цепь, например:
С–С–С–С
Затем чёрточками обозначить валентность каждого атома
углерода:

Глава 17. Основные понятия органической химии 215
–С–С–С–С–
У каждого атома углерода должно быть четыре чёрточки!
Затем заполнить «свободные» валентности атомами водо-
рода (или другими одновалентными атомами или группами).
Теперь можно переписать эту формулу в сокращённом виде:
СН
3–СН 2–СН 2–СН 3
Если вы хотите сразу написать такую формулу для бута-
на — ничего сложного нет, нужно только считать до четырёх.
Изобразив углеродный «скелет», нужно задать себе вопрос:
сколько валентностей (чёрточек) имеет данный конкретный
атом углерода?
С–С–С–С
Две. Значит, нужно добавить 2 атома водорода:
С–СН
2–С–С
Следует помнить, что графические формулы можно запи-
сывать по-разному. Например, графическую формулу бутана
можно записать так:
СН
3–СН 2–СН 2–СН 3
или так: CH 2–CH 2
CH 3 CH 3 и так далее.
Поскольку последовательность расположения атомов
не нарушилась, то это формулы одного и того же соединения(!)
Проверить себя можно, составив названия этих соединений
(см гл. 17.7). Если названия веществ совпадают, то это — фор-
мулы одного и того же вещества.
17.5. Изомерия
К середине 19-го века, когда было получено и изучено до-
статочно много органических соединений, химики-органики
обнаружили непонятное явление: соединения, имеющие оди-
наковый состав, имели разные свойства! Например, газ, кото-
рый с трудом вступает в реакции и не реагирует с Nа, имеет
состав C
2H6O. Но существует жидкость, имеющая тот же со-

216 Раздел 3. Элементы органической химии
став и очень активная в химическом отношении. В частности,
эта жидкость состава C
2H6O активно реагировала с Na, вы-
деляя водород. Совершенно разные по физическим и химическим
свойствам вещества имеют одинаковую молекулярную формулу!
Почему? Ответ на этот вопрос можно получить при помощи
теории строения органических соединений Бутлерова, одно
из положений которой утверждает: «Свойства органических
соединений зависят от химического строения их молекул».
Так как химические свойства рассматриваемых соединений
различны, значит, их молекулы имеют разное строение. По-
пробуем составить графические формулы этих соединений.
Для вещества состава C
2H6O можно предложить только два
вида цепочек:
С–С–О
С–О–С
Заполнив эти «скелеты» атомами водорода, получаем:
Н
3С–СН 2–О–Н (I)
Н
3С–О–СН 3 (II)
Вопрос. Какое из этих соединений способно реагировать с Nа,
выделяя водород?
Очевидно, к такому взаимодействию способно только ве-
щество (I), содержащее связь «О–Н», которой нет в молекуле
(II). И газ Н
2 выделяется потому, что разрушается связь «О–Н».
Если бы для образования водорода нужно было бы разрушить
связь «С–Н», то поскольку такие связи есть в обоих веществах,
газ Н
2 выделялся бы в обоих случаях. Таким образом, формула
(I) отражает строение молекулы жидкости, а формула (II) —
газа.
Существование соединений, которые имеют одинаковый
состав, но разное химическое строение, называется изомерией.
ИЗОМЕРЫ — это соединения, которые имеют одинако-
вый состав, но разное химическое строение, а значит, и разные
свойства.
CH
3–O–CH 3 и CH 3–CH 2–OH
изомеры
Поэтому молекулы органических соединений следует изо-
бражать при помощи графических (структурных) формул, так

Глава 17. Основные понятия органической химии 217
как в этом случае будет видно строение изучаемого вещества,
а значит, будет видно, как и за счёт чего происходит химиче-
ская реакция.
Упражнение 17.1. Среди следующих соединений найдите
изомеры:
СН
3
а) СН 3–СН 2–СН 2–СН 3; б) СН 3–СН–СН 3; в) СН 3–С–СН 3;
СН
3 СН 3
г) СН 3–СН 2–СН–СН 3.
СН
3
Решение.
Поскольку изомеры имеют одинаковый состав, определим
состав (молекулярные формулы) всех этих соединений, то есть
пересчитаем число атомов углерода и водорода:
а) С
4Н10; б) С 4Н10; в) C 5H12; г) C 5H12.
Ответ. Соединения а) и б) изомерны друг другу, так как
имеют одинаковый состав C
4H10, но различное химическое
строение.
Соединения в) и г) изомерны друг другу, так как имеют
одинаковый состав C
5H12, но различное химическое строение.
Задание 17.2. Среди следующих соединений найдите изо-
меры:
а) СН
2=СН–СН 3; б) СН 2=СН–СН 2–СН 3; в) CH 2–CH 2;
CH
2–CH 2
г) СН 2–СН 2; д) СН 3–СН=СН–СН 3.
СН
2
17.6. Гомологи
Из того же положения теории строения органических со-
единений Бутлерова следует, что вещества, имеющие похожее
(сходное) строение молекул, должны иметь и похожие (сход-
ные) свойства. Органические соединения, которые имеют
похожее строение, а, значит, и похожие свойства, образуют
гомологические ряды.

218 Раздел 3. Элементы органической химии
Например, углеводороды, в составе молекул которых есть
только одна двойная связь, образуют гомологический ряд ал-
кенов:
СН
2=СН 2 CH 2=СН–СH 3 СН 2=СН–СН 2–СН 3 и так далее.
Углеводороды, в молекулах которых имеются только про-
стые связи, образуют гомологический ряд алканов:
СН
4 СH 3–СН 3 СН 3–СН 2–СН 3 СН 3–СН 2–СН 2–СН 3 и так далее.
Члены любого гомологического ряда называются ГОМО-
ЛОГАМИ.
Гомологи — это органические соединения, которые похожи
по химическому строению и, значит, по свойствам. Гомологи
отличаются друг от друга по составу на группу СН
2 или (СН 2)n.
Убедимся в этом на примере гомологического ряда алкенов:
СН
2=СН–СН 2–СН 3 С 4Н8 –
CH
2=СН–СH 3 С 3Н6
СН 2
Задание 17.3. Сравните состав членов гомологического ряда
алканов (гомологов алканов) и убедитесь, что по составу они
отличаются на группу СН
2 или (СН 2)n.
ВЫВОДЫ по главе 17.6
Гомологи похожи по строению, а значит, и по свойствам;
гомологи отличаются по составу на группу СН
2.
Группа СН
2 называется гомологической разностью.
17.7. Названия углеводородов.
Правила международной номенклатуры
Для того чтобы понимать друг друга, нужен язык. Люди
говорят на разных языках и не всегда понимают друг друга.

Глава 17. Основные понятия органической химии 219
Химики же, для того чтобы понимать друг друга, пользуются
одним и тем же международным языком. Основу этого языка
составляют названия соединений (номенклатура).
Правила номенклатуры (названий) органических соедине-
ний были приняты в 1965 году. Они называются правилами
ИЮПАК (IUPAC)
*.
За основу названий органических соединений принимают-
ся названия гомологов-алканов:
СН
4 — МЕТан,
C
2H6 — ЭТан,
С
3Н8 — ПРОПан,
С
4Н10 — БУТан **,
С
5Н12 — ПЕНТан **,
C6H14 — ГЕКСан **,
C7H16 — ГЕПТан **,
C8H18 — ОКТан **.
В этих названиях КОРНИ слов (полужирный шрифт) —
мет-, эт-, проп- и так далее — указывают на число атомов уг-
лерода в цепи:
МЕТ — 1 атом углерода,
ЭТ — 2 атома углерода,
ПРОП — 3 атома углерода и так далее.
Задание 17.4. Сколько атомов углерода содержит углеродная
цепь соединений:
а) метаналь;
б) этиловый спирт;
в) пропанон;
г) бутановая кислота?
Суффикс в названии указывает на характер (тип) связей.
Так, суффикс -ан- показывает, что все связи между атомами
углерода простые.
Задание 17.5. Вспомните, что такое гомологи, и установите,
являются ли гомологами алканов следующие вещества:
а) октан?
б) пропен?
в) 2-метилпропан?
* IUPAC — International Union of Pure and Applied Chemistry — Меж-
дународный союз чистой и прикладной химии.
** Для этих соединений имеется ввиду, что они имеют линейное
строение.

220 Раздел 3. Элементы органической химии
В названиях могут быть и другие суффиксы:
-ен-, если в цепи имеется одна двойная связь;
-ин-, если в цепи имеется одна тройная связь.
Упражнение 17.2. Попробуйте составить графические фор-
мулы ЭТана, ЭТена и ЭТина.
Решение.
Все эти вещества имеют корень -ЭТ-, то есть в состав этих
веществ входит .?. атома углерода. В первом веществе имеется
.?. связь, так как суффикс -ан-:
C–C, или CH
3–CH 3.
Рассуждая аналогично, Вы получите:
CH
2=CH 2 CH CH
ЭТен ЭТин
двойная связь тройная связь
2 атома углерода
Предположим, нужно изобразить графическую формулу
пропина.
1. Корень -проп- указывает, что в цепи 3 атома углерода:
C–C–C
2. Суффикс -ин- указывает, что имеется одна тройная связь:
C–C
C
3. Каждый атом углерода имеет валентность IV. Поэтому
допишем недостающие атомы водорода:
H
H–C–C
C–H, или CH 3–C CH.
H
Задание 17.6. Составить графическую формулу пропена.
Теперь, предположим, нужно составить графическую фор-
мулу бутена. Корень -бут- означает, что в цепи имеется 4 ато-
ма углерода, суффикс -ен- указывает, что имеется двойная
связь. Но где расположена эта связь? Возможны варианты:
C–C–C=C или C–C=C–C
Значит, в этом случае необходимо обозначить место двой-
ной связи. Для этого атомы углерода нумеруют. Нумерацию
начинают с того конца углеродной цепи, к которому ближе
кратная двойная связь:

Глава 17. Основные понятия органической химии 221
4C– 3C– 2C= 1C 1C– 2C= 3C- 4C
CH
3–CH 2–CH=CH 2 CH 3–CH=CH–CH 3 Бутен-1 Бутен-2
Хотя двойная связь в каждом случае соединяет два атома
углерода, после суффикса -ен- записывают меньший номер.
Задание 17.7. Составьте графические формулы соединений:
а) пентен-2; б) бутин-1.
Ранее было сказано, что углеродные цепи могут быть ли-
нейными и разветвлёнными. Мы научились составлять на-
звания линейных углеводородов. Теперь рассмотрим правила
составления названий разветвлённых углеводородов. Для этого
вспомним, что разветвлённые углеводороды имеют ответвле-
ния (боковые цепи, радикалы) от основной цепи:
СН
3 боковые цепи (радикалы)
СН 3–СН–СН 2–СН–СН 2–СН 3
основная цепь СН 2
СН 3
Ответвления от основной (главной) цепи называются ра-
дикалами.
Радикалы по составу отличаются от соответствующего угле-
водорода на один атом водорода:
CH
4 → –CH 3 углеводород радикал
Названия радикалов предельных углеводородов имеют суф-
фикс -ил-:
CH
4 CH 3– метан метил
C2H6 C 2H5– этан этил
C3H8 CH 3–CH 2–CH 2– CH 3–CH–CH 3 пропан пропил изопропил
C 3H7–
Правила составления названий углеводородов:
1) выбрать главную цепь: она должна быть самой длинной
и самой разветвлённой (содержать максимальное число ра-
дикалов);

222 Раздел 3. Элементы органической химии
2) атомы углерода, которые не вошли в состав главной
цепи, образуют боковые цепи (радикалы);
3) нумерацию атомов главной (основной) цепи начинают
с того конца, от которого ближе кратная связь, а для предель-
ных углеводородов — с того конца, к которому ближе радикал.
В любом случае сумма номеров, которые появились в назва-
нии, должна быть наименьшей;
4) перед названием радикала ставят номер атома углерода
(адрес), с которым он соединён;
5) если одинаковых радикалов несколько, то их число обо-
значают так:
• два радикала ди-,
• три радикала три-,
• четыре радикала тетра- и т. д.;
6) затем записывают названия соответствующих радикалов
(начиная с самых простых) и в конце названия записывают
название углеводорода — основной цепи, указывая тип связи
и место положения этой связи.
Упражнение 17.3. Назвать углеводород:
СН
3
СН 3–СН – С – СН 2
СН 3–СН 2 СН 3
СН 3
Решение.
1. Выберем самую длинную цепь; в данном случае она со-
держит 5 атомов углерода: корень — пент.
2. Все связи простые: суффикс -ан-. Получается: пентан.
3. Нумеруем главную цепь слева направо, так как к левому
концу ближе радикал «метил-»:
СН
3
1
СН 3–2СН– 3С – СН 2
СН 3 4СН 2 СН 3
5
СН 3
4. У второго атома углерода и у третьего атома углерода
имеется по одному радикалу «метил-», то есть всего два ра-
дикала «метил-»; обозначим их «ди»; получаем: 2,3-диметил…
5. У третьего атома углерода есть ещё один радикал «этил-»,
поэтому получаем:

Глава 17. Основные понятия органической химии 223
где? тип связи
2,3-диметил-З-этилпентан
сколько? радикалы число атомов углерода
основной цепи
Упражнение 17.4. Назвать:
СН
3
СН 3–СН–СН–СН 3 СН 3–С–СН 3
СН 3 СН 2 СН 3
СН 3
Пример. Составить графическую формулу углеводорода:
3,3-диметилбутен-1.
Решение.
1. Определим число атомов углерода в основной цепи:
БУТ → четыре атома углерода.
2. Определим тип химической связи в основной цепи:
ЕН-1 → двойная связь, которая находится
после первого атома углерода.
3. Составляем «углеродный скелет»:
1С= 2С– 3С– 4С
4. У атома углерода № 3 имеется два (ДИ) радикала «метил»,
т. е. каждый радикал имеет один атом углерода:
СН
3
С=С–С–С
СН
3
5. Допишем атомы водорода согласно валентности:
СН
3
СН 2=СН–С–СН 3
СН 3 Задание 17.8. Составьте структурные (графические) фор-
мулы:
а) 3-метилбутин-1;
б) 2,2-диметилбутан;
в) 3-этилпентан.

224 Раздел 3. Элементы органической химии
Вопросы и упражнения к главе 17
1. Что изучает органическая химия?
2. Какие элементы чаще всего входят в состав органических
соединений? Какие из них обязательно входят в состав орга-
нических соединений?
3. Какую валентность имеет атом углерода в органических
соединениях? Почему?
4. Какое строение могут иметь углеродные цепи?
5. Какие связи могут возникать между атомами углерода?
6. Какие связи называются кратными?
7. Почему органических соединений так много?
8. Какие соединения называются изомерами?
9. Допишите атомы водорода и найдите среди следующих
соединений изомеры:
а) С–С=С–С б) С–С–С–С в) С–С
С С С С–С
г) С–С–С д) С–С–С е) С–С=С
С С С
ж) С–С–С=С–С з) С–С–С–С–С
10. Что такое гомологи? Как они отличаются
• по строению?
• по составу?
11. Напишите формулы и назовите известные вам гомо-
логи-алканы. Что означает в этих названиях суффикс -ан-?
На что указывает корень слова?
12. Напишите формулы соединений:
а) бутан;
б) бутен-1;
в) бутин-2;
г) 2-метилбутан;
д) 2,2-диметилбутан;
е) 3,3-диметилбутин-1.
13. Назвать соединения из упражнения 9. Указать, есть ли
среди этих соединений:
• одинаковые вещества?
• гомологи?
Назвать их.

Глава 18. А Л К А Н Ы
18.1. Понятие об алканах
Алканы — это углеводороды незамкнутого (нециклическо-
го) строения, в молекулах которых атомы углерода соединены
только простыми связями.
Например:
С–С–С–С
С
Задание 18.1. Допишите атомы водорода и попробуйте отве-
тить на вопрос: существует ли углеводород, имеющий большее
число атомов водорода в молекуле?
Поэтому-то алканы обычно называют предельными углеводо-
родами, то есть содержащими максимально возможное (предель-
ное) число атомов водорода в молекуле.
18.2. Гомологический ряд, номенклатура,
изомерия
Алканы образуют гомологический ряд с общей формулой
С
nH2n+2 ,
где n — число атомов углерода в молекуле.
Если n = 1 → СН
4, это метан;
n = 2 → С
2Н6, это этан;
n = 3 → С
3Н8, или СН 3–СН 2–СН 3, это пропан.
Начиная с n = 4 для алканов возможна изомерия, то есть
для вещества состава C
4H10 существуют два соединения раз-
личного строения, а значит, различные по свойствам:
СН
3–СН 2–СН 2–СН 3 СН 3–СН–СН 3 н-бутан
СН 3 2-метилпропан
Следующий гомолог с n = 5 имеет уже три изомера, один
из них н-пентан, то есть пентан нормального (неразветвлён-
ного) строения.

226 Раздел 3. Элементы органической химии
Задание 18.2. Составьте графические формулы всех изоме-
ров пентана (их три). Назовите эти изомеры.
18.3. Строение молекул
Атомы углерода и водорода в молекулах алканов соединены
только простыми связями. Это ковалентные, слабо полярные
связи.
Все С–Н связи в молекуле метана равноценны и направ-
лены в пространстве к вершинам тетраэдра. Это σ-связи (сиг-
ма-связи), очень прочные. Поэтому метан и другие алканы
с трудом вступают в химические реакции (на разрыв σ-связей
нужно затратить много энергии). Все химические реакции
алканов идут в особых условиях (нагревание, присутствие
катализатора, освещение и др.), то есть при обычных условиях
реакции алканов невозможны.
18.4. Свойства алканов
18.4.1. Физические свойства
Поскольку все связи в молекулах алканов слабо полярны,
то в молекулах отсутствуют какие-либо значительные заряды.
Поэтому молекулы алканов слабо притягиваются друг к другу.
В результате все алканы — это либо газы, либо летучие жидко-
сти, либо твёрдые легкоплавкие вещества (табл. 8).
Смесь газообразных углеводородов образует природный газ.
Начиная с n = 16, алканы являются твёрдыми веществами.
Очищенные твёрдые предельные углеводороды называют па-
рафином.
Неполярные углеводороды практически нерастворимы
в полярном растворителе, например в воде, но прекрасно
растворяются в неполярных растворителях. Таким раствори-
телем является смесь жидких алканов (бензин, керосин). При-
родная смесь твёрдых, жидких и газообразных углеводородов
называется нефтью. Нефть в основном состоит из алканов
и циклоалканов. При переработке нефти получают: попут-
ный нефтяной газ, смесь жидких алканов (бензин, керосин),

Глава 18. Алканы 227
твёрдых алканов (асфальт, парафин) и другие нефтепродукты.
Такой способ переработки нефти называется нефтеперегонкой
и осуществляется при её нагревании в специальных ректифи-
кационных колоннах.
Задание 18.3. Бензин представляет собой смесь алканов
с числом атомов углерода от 5 до 9. Составьте их молекуляр-
ные формулы.
18.4.2. Химические свойства
Алканы, в принципе, не способны к реакциям присоедине-
ния, так как имеют максимально возможное число атомов во-
дорода. Поэтому их называют насыщенными углеводородами.
Для алканов наиболее характерна реакция замещения. В ре-
зультате такой реакции происходит замещение одного ато-
ма водорода алкана на новую группу или на атом (на каждой
стадии). Характер химической связи при этом не изменяется.
К таким реакциям относятся:
• реакция хлорирования, которая происходит под действи-
ем солнечного света:
Н Н
Н–С–Н + Сl–Cl → H–C–Cl + H–Cl
Н Н
хлорметан
• реакция нитрования, которая происходит при нагрева-
нии:
Таблица 8
Физические свойства алканов
Алкан
Температура
кипения, °CТемпература
плавления,
°CАгрегатное
состояние
названиемолекуляр-
ная
формула
Метан СН
4 –161 газ
н-Бутан С
4Н10 –0,5 газ
н-Пентан С
5Н12 +36,1 –138,3 жидкость
н-Гептан С
7Н16 + 98,4 –90,6 жидкость
н-Эйкозан С
20Н42 + 342,7 + 36,8 твёрдый

228 Раздел 3. Элементы органической химии
Н Н
Н–С–Н + НО–NO
2 → H–C–NO 2 + H–ОН
Н Н
нитрометан
Обратите внимание: молекулу азотной кислоты в органи-
ческих реакциях рекомендуется записывать как НО–NO
2,
так как в результате реакций с ней в молекуле исходного ве-
щества появляется нитрогруппа –NО
2.
Для алканов возможны реакции окисления. В растворе они
не происходят. Но в присутствии катализаторов алканы окис-
ляются до кислот:

[O]
СН 3–СН 2 –СН 2–СН 3 → 2СН 3СООН уксусная кислота
Обратите внимание! Знак [О] означает, что происходит не-
полное (мягкое) окисление. Окислителями могут быть разные
вещества, не только кислород, например, перманганат калия
KMnO
4.
При полном окислении (горении) любой алкан (и любой
углеводород!) превращается в углекислый газ и воду:
С
3Н8 + О 2 → СО 2 + Н 2О
Газообразные алканы горят бесцветным пламенем, т. е. сго-
рают полностью! При этом выделяется много теплоты, поэто-
му алканы применяются в качестве топлива: природный газ,
бензин, керосин, мазут и т. д.
Задание 18.4. Расставьте коэффициенты в уравнении реак-
ции горения.
При нагревании до очень высоких температур в отсутствии
кислорода происходит разрушение (крекинг) молекулы угле-
водорода:
СН
4 → С 2Н2 + Н 2
СН 3–СН 2 –СН 2–СН 3 → СН 3–СН 3 + СН 2 = СН 2
При этом образуются и непредельные углеводороды.
Задание 18.5. Укажите формулы непредельных углеводо-
родов.
Процессы крекинга используют при переработке нефти.
Задание 18.6. Напишите уравнения реакций:
а) хлорирования этана;

Глава 18. Алканы 229
б) нитрования метана;
в) горения пентана.
18.5. Получение и применение алканов
Алканы широко распространены в природе. Простейший
алкан — метан — образуется в результате разложения без до-
ступа воздуха остатков растительных и животных организмов,
этот газ выделяется на болотах, поэтому он так и называется:
«болотный газ». Метан накапливается в шахтах, где добывают
каменный уголь, из-за этого на шахтах иногда бывают взрывы,
так как смесь метана с воздухом взрывоопасна. Это следует
учитывать и в быту, так как природный газ является источни-
ком тепла в газовых плитах. Метан составляет 95–97 % при-
родного газа.
Алканы — ценное сырьё для получения смазочных масел,
пластмасс, красок, стиральных порошков и т. д. Смеси алка-
нов — бензин, керосин — топливо для автомобилей, тракто-
ров, ракет, самолётов. Поэтому их получают в больших коли-
чествах в основном при переработке нефти и газа.
В лаборатории в небольших количествах алканы можно
получить нагреванием соли карбоновой кислоты со щёлочью:
RСООNa + NaOH → RH + Na
2CO 3
Внимание! Здесь и далее буквой R обозначается любой угле-
водородный радикал.
Так, метан получают нагреванием ацетата натрия в присут-
ствии щёлочи:
СН
3СООNa + NaOH → CH 4 + Na 2CO 3 Ацетат натрия
Метан можно получить гидролизом карбида алюминия (см.
гл. 13.1):
Al
4C3 + H 2O → Al(OH) 3 + CH 4
Кроме того, в лаборатории алканы получают синтезом Вюр-
ца из галогенпроизводных под действием натрия:
R
1–Сl + 2Na + Cl–R → R 1–R + NaCl
где R и R 1 — предельные радикалы.

230 Раздел 3. Элементы органической химии
ВЫВОДЫ по главе 18
Алканы — предельные, насыщенные углеводороды, в моле-
кулах которых имеется максимально возможное (предельное)
числа атомов углерода. Поэтому состав всех алканов С
nH2n+2
и они не способны вступать в реакции присоединения. Все
связи в молекулах алканов — неполярные, простые, очень
прочные, поэтому алканы с трудом вступают в химические
реакции. Это реакции замещения, крекинга, горения и катали-
тического окисления.
Вопросы, задачи и упражнения к главе 18
1. Какие соединения называются предельными углеводоро-
дами? Какой гомологический ряд предельных углеводородов
вам уже известен?
2. Какая общая формула у гомологического ряда алканов?
Составьте молекулярные формулы алканов, которые имеют
n = 5; 8; 21. Укажите их агрегатное состояние.
3. Может ли существовать алкан состава C
3H10? C 5H14?
C
12H24? Почему?
4. Какие из следующих углеводородов являются алканами:
С
2H4, C 3H8, C 6H6, C 6H12, C 7H16?
5. Составьте графические формулы всех изомеров (их пять)
алканов с n = 6. Назовите их. Опишите свойства любого из них.
6. Какой объём кислорода потребуется для сгорания 8,8 г
пропана?
7. Какой объём кислорода потребуется для сжигания смеси,
состоящей из 8 г метана и 11,2 л этана?
8. Какой объём природного газа, который содержит 98 %
метана, потребуется для получения 52 кг ацетилена?
9. Какой объём метана можно получить при нагревании
20 г смеси, содержащей 25 % ацетата натрия, остальное — щё-
лочь? — при затруднении см. 31.2.
10. Какой объём углекислого газа получится при сжигании
смеси, состоящей из 15 г метана и 20 л кислорода? (При за-
труднении см. 31.3).

Глава 18. Алканы 231
Задания ЕГЭ
11. Число возможных структурных изомеров гексана равно
1) 2; 2) 3; 3) 4; 4) 5.
12. Структурный изомер нормального октана называется:
1) 2,2,4-триметилпентан; 2) 3-этилпентан;
3) 2 метилоктан; 4) октен-1.
13. Основным природным источником бутана является:
1) попутный нефтяной газ; 2) нефть;
3) торф; 4) каменный уголь.
14. Сколько органических веществ образуется при нагрева-
нии бромметана и бромэтана с натрием?
15. Вычислить объём газа, который образуется при горении
60 л этана в 40 л кислорода.
16. Вычислить массу углекислого газа, который образуется
при сжигании 10 л метана и 30 л кислорода.

Глава 19. АЛКЕНЫ
19.1. Гомологический ряд, номенклатура,
изомерия
Алкены — это нециклические углеводороды, в молекулах
которых есть одна двойная связь.
Алкены относятся к группе непредельных углеводородов.
Непредельными углеводородами являются вещества, в со-
став молекул которых входит меньшее, чем у алканов, число
атомов водорода. Поэтому они способны к реакциям присо-
единения, т. е. являются ненасыщенными.
Вопрос. Может ли существовать алкен, в состав которого вхо-
дит один атом углерода?
Поскольку двойная связь связывает два атома углерода, ми-
нимальное число атомов углерода в молекуле алкена равно
двум. Сравним состав алкана и алкена:
СН
3–СН 3 –2H → СН 2=СН 2 Алкан Алкен
Общая формула: С nH2n+2 –2H → C nH2n Таким образом, алкены образует гомологический ряд, об-
щая формула которого
C
nH2n
Вопрос. Почему в названиях алкенов появился суффикс ЕН?
(См. гл. 17.7.)
Упражнение 19.1. Составьте графические формулы алкенов
для n = 4.
Решение. Состав этого углеводорода С
4Н8. Он содержит
двойную связь. Для него возможны три углеродные цепочки:
а) С–С–С=С б) С–С=С–С в) С=С–С
С

Глава 19. Алкены 233
Допишите атомы водорода к этим цепочкам и убедитесь,
что это — изомеры.
Вывод. Начиная с бутена (n = 4) у алкенов возможна струк-
турная изомерия, которая связана
• со строением углеродной цепи: (а) и (в);
• с положением двойной связи: (а) и (б).
Кроме того, для некоторых алкенов возможна простран-
ственная (цис-транс-) изомерия. Цис-транс-изомеры отли-
чаются друг от друга расположением одинаковых атомов или
групп атомов по отношению к двойной связи. Такие изомеры
есть у алкенов, в молекулах которых около двойной связи име-
ются разные радикалы (атомы, группы). Например, у бутена-2
[это формула (б)] второй и третий атомы углерода связаны
с двумя разными группами: –СН
3 и –Н:
Цис-бутен-2:
группы СН
3 по одну сторону
от двойной связиТранс-бутен-2:
группы СН 3 по разные стороны
от двойной связи
Н3С СН 3 Н СН 3
С=С С=С
Н Н Н
3С Н
Задание 19.1. Назовите оставшиеся два изомера бутена (а)
и (в).
Таким образом, в названиях алкенов присутствие двойной
связи обозначают при помощи суффикса ЕН, а положение
двойной связи показывают цифрой, которую записывают
после суффикса. Эта цифра указывает на меньший номер ато-
ма углерода при двойной связи. Нумерация атомов углерода
основной, главной цепи начинается с того конца, к которому
ближе двойная связь.
Упражнение 19.2. Назвать углеводород:
4 3 2 1С–С–С=С
С С
Решение. Основная цепь содержит 4 атома углерода, причём
двойная связь соединяет атомы углерода № 1 и № 2 (нумеруем
справа налево, так как к правому концу ближе двойная связь).
Получаем: бутен-1.
У второго и третьего атомов углерода имеются радикалы
«метил», всего их два (обозначение — ДИ); получаем: 2,3-ди-
метилбутен-1.

234 Раздел 3. Элементы органической химии
Задание 19.2. Составьте графические формулы изомеров
алкена с n = 5; назовите полученные соединения.
Кроме рассмотренных выше названий по международной
номенклатуре IUPAC, на практике применяются и так называ-
емые тривиальные названия. Например, этен обычно называ-
ют этилен, пропен — пропилен и т. д. Поэтому алкены называ-
ются «этиленовые углеводороды», тем более что по свойствам
похожи на этилен.
19.2. Строение молекул
Молекулы алкенов отличаются по строению от молекул
алканов тем, что они содержат двойную связь. Рассмотрим
строение этой связи. Эта связь ковалентная, но неоднородная.
Одна из двух связей имеет ту же природу, что и связь в моле-
кулах алканов, т. е. это прочная σ-связь. Другая связь двойной
связи образуется иначе, она менее прочная и обозначается
буквой π(пи). Это π-связь. Таким образом, в молекуле этена
(этилена) имеется:
Н Н
С=С
Н НВсего: 4 σ(С–Н)-связей
1σ(С–С)-связь
1π(С–С)-связь
σ
σσ
σ σ π
Вопрос. Какая связь будет легче разрушаться в химических ре-
акциях: σ- или π-связь?
В результате алкены (и любые другие углеводороды), имею-
щие π-связь, легко, иногда даже при обычных условиях, всту-
пают в химические реакции, причём эти реакции происходят
за счёт разрыва π-связи.
19.3. Свойства алкенов
19.3.1. Физические свойства
По физическим свойствам алкены почти не отличаются
от алканов: низшие алкены (этилен, пропилен и др.) — газы,

Глава 19. Алкены 235
а с увеличением молекулярной массы увеличиваются и тем-
пературы кипения и температуры плавления. Это неполярные
вещества, поэтому они практически нерастворимы в воде,
но хорошо растворяются в бензине, маслах.
19.3.2. Химические свойства
Наиболее характерной реакцией для алкенов является реак-
ция присоединения. В ходе этой реакции разрывается непроч-
ная π-связь, в результате у обоих атомов углерода, которые
соединялись этой связью, появляются «свободные» валент-
ности, за счёт чего и происходит присоединение:
СН
2=СН 2+Br–Br → [CH 2–CH 2] → CH 2–CH 2
Br Br «свободные»
валентности
Эта реакция бромирования этилена (и других алкенов) про-
исходит при нормальных условиях под действием раствора
брома в воде (бромной воды). В результате цвет бромной воды
изменяется: был жёлтым, становится бесцветным.
Поэтому реакция обесцвечивания бромной воды является
качественной
* на двойную связь.
Упражнение 19.3. В двух пробирках находятся бесцветные
жидкости: н-пентан и пентен-1. Как при помощи химической
реакции определить, где какая жидкость находится?
Решение.
В обе пробирки добавляем жёлтую бромную воду и сильно
встряхиваем: в пробирке, где был пентен-1, смесь обесцветит-
ся, а в другой пробирке цвет бромной воды не изменится.
3адание 19.3. Составьте уравнения реакций этих процессов.
Аналогично происходят и другие реакции присоединения:
с Н
2 (гидрирование), с Н 2O (гидратация), с НСl и т. д. При этом
в результате реакции присоединения двойная связь всегда раз-
рушается (разрывается π-связь). Изменяется характер хими-
ческой связи: вместо двойной связи появляется простая связь.
Образуется одно вещество:
*
Качественной называется химическая реакция, при помощи ко-
торой можно обнаружить вещество в смеси или в растворе. В ре-
зультате качественной реакции изменяется цвет, выделяется газ,
осадок.

236 Раздел 3. Элементы органической химии
СН 2=СН 2+Н–ОН → CH 2–CH 2
Н ОН
Задание 19.4. Составьте уравнения реакций:
а) пропен + водород;
б) бутен-2 + вода.
Во всех случаях, которые рассматривались ранее, в резуль-
тате реакции присоединения могло получиться только одно
вещество (один изомер). Но так бывает не всегда. Попробуем
составить уравнение реакции пропена с хлороводородом:
CH
3–CH–CH 2 (1)
H Cl
СН
3–СН=СН 2+HCl
CH
3–CH–CH 2 (2)
Cl H
Какой изомер получится: (1)? или (2)? или оба? Эта задача
решается при помощи правила Марковникова (1869 год)
*.
Соединения типа Н-Х присоединяются по месту разрыва
двойной связи так, что при этом атом водорода (вещества
Н-Х) присоединяется к атому углерода, у которого было боль-
ше атомов водорода (наиболее гидрогенизированный атом
углерода).
Вопрос. Какой изомер получился при гидрировании бутена-2:
(1) или (2)?
При составлении уравнений таких реакций, конечно, нуж-
но «считать» атомы водорода только у тех атомов углерода,
которые связаны двойной связью:
СН
2=СН–СН 2–СН 3+Н–Br → СН 3–СНBr–СН 2–СН 3

СН
3–С=СН–СН 3+Н–OH → СН 3–С–СН 2–СН 3
CH 3 CH 3
* Марковников Владимир Васильевич (25.12.1837–11.02.1904) —
русский химик-органик. Ввёл понятие о взаимном влиянии ато-
мов как главном содержании теории химического строения.

Глава 19. Алкены 237
Задание 19.5. Составьте уравнения реакций:
а) пропен + бром;
б) бутен-1 + хлороводород;
в) 2-метилпропен + вода.
В отличие от алканов, алкены вступают в реакции окисле-
ния
* и при обычных условиях. Так, если этилен пропустить
через розовый раствор перманганата калия (КМnО
4), то рас-
твор станет бесцветным:
СН
2=СН 2 CH 2–CH 2
ОН ОН
[O], H–OH
KMnO
4
Вопрос. Является ли эта реакция качественной на двойную
связь?
Таким образом, для обнаружения двойной связи в углеводо-
роде, можно воспользоваться любой из качественных реакций:
• обесцвечивание бромной воды;
• обесцвечивание раствора перманганата калия.
Алкены горят, но, в отличие от газообразных алканов, пла-
мя которых бесцветно, газообразные алкены горят светящимся
(ярким) пламенем.
Задание 19.6. Составьте уравнение реакции горения эти-
лена.
Алкены легко вступают в реакцию полимеризации. Это про-
цесс, при котором из большого числа молекул (мономеров)
образуется ОДНА большая молекула (полимер):
n CH
2=CH 2 → (–CH 2–CH 2–) n мономер полимер
«много» полиэтилен
Вопрос. Является ли полиэтилен химически активным веще-
ством? Почему?
Полиэтилен, в отличие от этилена, уже не содержит двой-
ной связи, поэтому он химически инертен, т. е. практически
* Реакции мягкого окисления, в которых не разрушается углерод-
ная цепь атомов, обозначается [O], а формула вещества-окисли-
теля записывается под стрелочкой.

238 Раздел 3. Элементы органической химии
не вступает в химические реакции. Поэтому из него делают
плёнки, различные изделия, которые широко применяются
в быту (полиэтиленовые пакеты
*) и в химической промыш-
ленности (трубы, ёмкости и др.).
19.4. Получение и применение алкенов
Главный промышленный источник алкенов — природный
газ, нефть и продукты их переработки (например, продукты
крекинга).
Основным способом получения алкенов является реакция
отщепления. В этом случае от двух соседних атомов углерода
отщепляется по одному атому или группе:
СН
2–СН 2 –H 2
СН 2=СН 2 Н Н
В лаборатории алкены можно получить реакцией дегидра-
тации (отщепления воды) спиртов. Эта реакция происходит
при нагревании в присутствии концентрированной серной
кислоты:
СН
2–СН 2 –H 2O
СН 2=СН 2 Н OН
этиловый спирт
Упражнение 19.4. Какую молекулу нужно отщепить от хло-
рэтана, чтобы получить алкен?
Решение.
Сравним состав хлорэтана и этилена:
CH
3–CH 2Cl CH 2=CH 2 C 2H5Cl — C 2H4 → HCl, значит нужно
отщепить HCl:

–HCl
CH 2–CH 2 CH 2=CH 2
Н Cl
*
Полиэтиленовые пакеты часто неправильно называют «целлофа-
новыми», хотя целлофан — совсем другой материал (см. главу 26).

Глава 19. Алкены 239
Эта реакция происходит под действием спиртового раство-
ра щёлочи. Уравнение этого процесса записывается так:
C
2H5Cl + NaOH (спирт) → C 2H4 + НCl
Вопрос. Какую молекулу нужно отщепить от 1,2-дихлорэтана
для получения этилена?
Алкены легко вступают в химические реакции, поэтому они
применяются для получения различных веществ: спиртов,
растворителей, полимеров. Например, из этилена получают
этиловый спирт, растворители (хлорэтан и дихлорэтан), по-
лиэтилен.
Задание 19.7. Составьте уравнения реакций получения пе-
речисленных веществ.
Плёнки полиэтилена находят большое применение не толь-
ко для хранения пищевых продуктов: ими устилают дно кана-
лов, чтобы уменьшить потери влаги; полиэтиленовую пленку
используют для устройства парников; ею оборачивают трубы,
чтобы уменьшить потери от коррозии и т. д.
19.5. Понятие об алкадиенах (диены)
Алкадиены — это углеводороды, в молекулах которых есть
две двойные связи.
Алкадиены относят к группе непредельных ненасыщенных
углеводородов.
Для того чтобы вывести общую формулу гомологического
ряда алкадиенов, сравним состав алканов и алкадиенов:

–4Н
СН 3–СН 2–СН 3 → СН 2=С=СН 2
–4H СnH2n+2 → C nH2n+2–4
Таким образом, алкадиены образуют гомологический ряд,
общая формула которого
C
nH2n–2 .
Первый член гомологического ряда алкадиенов С
3Н4 на-
зывается пропадиен. Таким образом, названия составляют,

240 Раздел 3. Элементы органической химии
используя те же принципы номенклатуры IUPAC, с исполь-
зованием суффикса диен.
Вопрос. На что указывает этот суффикс?
Некоторые диены (так кратко обозначают представителей
этого гомологического ряда) имеют тривиальные названия.
Например, бутадиен-1,3 известен под названием дивинил, по-
скольку каждая его половинка является непредельным ради-
калом, который называется «винил»:
СН
2=СН–СН=СН 2 винил винил
дивинил
Его гомолог — 2-метилбутадиен-1,3 называется изопрен.
Задание 19.8. Составьте графическую формулу этого соеди-
нения.
Начиная с n = 4, возникает изомерия, которая связана не
только со строением углеродной цепи, но и положением крат-
ных связей. По этому признаку различают:
• диены с кумулированными связями С–С–С=С=С;
• диены с сопряжёнными связями С–С=С–С=С;
• диены с изолированными связями С=С–С–С=С.
Наибольшее значение и применение имеют диены с сопря-
жёнными связями. Рассмотрим их свойства.
Для алкадиенов, как и для алкенов, характерны реакции
присоединения, которые идут в две стадии. Но диены с сопря-
жёнными связями вначале присоединяют бром (или другое
вещество) в положение 1,4:
1 2 3 4 1 2 3 4СН 2=СН–СН=СН 2+Br 2 → СН 2–СН–СН–СН 2
Br Br
Образовавшиеся «свободные валентности» замыкаются,
образуя двойную связь.
Вопрос. Возможна ли для полученного соединения реакция
присоединения?
Поскольку полученное вещество содержит двойную связь,
возможна вторая стадия этого процесса:

Глава 19. Алкены 241
CH 2–СН=СН–CH 2+Br–Br → CH 2–СН–СН–CH 2
Br Br Br Br Br Br
Установлено, что на первой стадии присоединения образу-
ется 2 изомера: 80 % указанного вещества (1,4-дибромбутен-2)
и 20 % 3,4-дибромбутена-1
*.
Задание 19.9. Составьте формулы обоих соединений.
Большое практическое значение имеет процесс полимери-
зации сопряжённых диенов. Вначале, как в случае бромиро-
вания, возникает двойная связь в положении 2,3:
nСН
2=СН–СН=СН 2 → (–СН 2—СН=СН–СН 2–) n
Поскольку в полученном полимере имеется двойная связь,
такие полимеры имеют два изомера: цис- и транс- (см. главу
19.1). Цис-изомеры таких полимеров являются эластичными
и называются каучуки.
Каучуки — это эластичные полимеры, из которых получают
резину. Резина образуется из каучука в результате вулканиза-
ции. Дело в том, что чистый каучук имеет крайне низкие экс-
плуатационные качества. Он становится твёрдым и хрупким
на морозе, липким на жаре, быстро окисляется, крайне не-
прочен.
Бутадиен получают синтезом Лебедева
**, который заключа-
ется в том, что этиловый спирт в присутствии определённых
катализаторов подвергают одновременно дегидрированию
и дегидратации:

2Н5ОН → Н 2О + Н 2 + СН 2=СН–СН=СН 2
Для алкадиенов, так же как и для алкенов, характерна реак-
ция окисления. Например, они обесцвечивают раствор перман-
ганата калия. При этом образуются многоатомные спирты.
*
Здесь нумерация цепи идёт по двойной связи, так как галогены
не являются функциональной группой.
**
Лебедев Сергей Васильевич (25.07.1874–02.05.1934) — советский
химик. Впервые получил (1910) образец синтетического бутадие-
нового каучука, разработал (1930) методы получения резины и ре-
зинотехнических изделий из синтетического каучука. По способу
Лебедева впервые получен (1932) промышленный синтетический
каучук.

242 Раздел 3. Элементы органической химии
Производные изопрена широко распространены в природе.
К ним относятся многие душистые вещества (мяты, лимона),
витамины (каротин, витамин А), а также холестерин.
ВЫВОДЫ по главе 19
Алкены и алкадиены — это непредельные углеводороды,
содержащие двойные связи. Для таких веществ характерны
реакции
• присоединения;
• окисления;
• полимеризации.
Все они происходят за счёт разрыва π-связи, которая входит
в состав двойной связи.
Алкадиены с сопряжёнными связями образуют полимеры
с особыми свойствами — каучуки.
Вопросы, задачи и упражнения к главе 19
1. Какие соединения называются непредельными углево-
дородами? Какие гомологические ряды непредельных угле-
водородов Вам уже известны? Каковы их общие формулы?
2. Что такое алкены? Укажите общую формулу гомологи-
ческого ряда алкенов. Какие из следующих соединений могут
быть алкенами:
С
6Н6, С 4Н8, С 3Н8, С 6Н10, С 5Н10?
3. Какое агрегатное состояние имеют алкены, у которых
число атомов углерода равно 4, 10, 20? Составьте их молеку-
лярные формулы.
4. От чего зависит изомерия алкенов? Приведите примеры
изомеров для вещества состава С
5Н10. Назовите эти соединения.
5. Сформулируйте правило Марковникова. Напишите урав-
нения реакций:
а) бутен-1 + вода;
б) 2-метилбутен-2 + бромоводород.
6. В двух склянках находятся бесцветные газы — метан
и этилен. При помощи каких реакций можно определить, где
какой газ находится?

Глава 19. Алкены 243
7. Какие типы химических реакций характерны для алке-
нов? За счёт какой связи они происходят? Составьте уравне-
ния этих реакций для пропена.
8. Какая химическая реакция лежит в основе получения
алкенов? Какие вещества нужно взять для получения пропе-
на? Приведите 2–3 такие реакции, составьте их уравнения,
укажите условия этих реакций.
9. Какой объём кислорода требуется для полного сгорания
5 л этилена С
2Н4?
10. Какой объём водорода может присоединиться к пропену
массой 21 г?
11. Через бромную воду пропустили этилен, после чего мас-
са жидкости увеличилась на 10 г. Какой объём этилена вступил
в реакцию?
12. Через бромную воду пропустили смесь, которая состоит
из 8 г метана и 5,6 л этена. Сколько граммов брома вступит
в реакцию?
13. Смешали 12 л бутена и 12 л кислорода. Смесь подо жгли.
Какой из этих газов и в каком объёме останется в смеси по-
сле реакции? Какой объём газа и жидкой воды образуется при
этом?
14. Один литр алкена имеет массу 1,25 г. Определите мо-
лярную массу этого вещества. Составьте его графическую
формулу.
15. Каково строение алкена, если он является цис-изомером,
а 8,4 г его могут присоединить 2,24 л бромоводорода, причём
атом брома будет связан с третичным атомом углерода.
16. При гидрировании 5,8 г смеси этана и этилена получили
газ массой 6,0 г. Определить φ(этилена) в смеси.
Задания ЕГЭ
17. Число σ-связей в молекуле этилена равно:
1) 3; 2) 6; 3) 5; 4) 7.
18. Реакции, обусловленные наличием π-связи в молекуле
алкенов, — это:
1) разложения; 2) присоединения; 3) замещения; 4) обмена.
19. Какой объём пропилена должен вступить в реакцию,
чтобы образовалось 400 г пропана?

Глава 20. АЛКИНЫ
20.1. Определение. Гомологический ряд,
номенклатура, изомерия
Алкины — это нециклические углеводороды, в молекулах
которых есть одна тройная связь, а остальные связи простые.
Алкины относят к группе непредельных ненасыщенных угле-
водородов. Для того чтобы вывести общую формулу гомоло-
гического ряда алкинов, сравним состав алканов и алкинов:
CH
3–CH 3 H–C C–H алкан алкин

–4H
C2H6 → C 2H2

–4H
СnH2n+2 → C nH2n–2
Таким образом, алкины образуют гомологический ряд, об-
щая формула которого
C
nH2n–2
Вопрос. Какие ещё углеводороды имеют такую же общую фор-
мулу гомологического ряда?
Значит, алкины и алкадиены с одинаковым числом атомов
углерода являются изомерами.
Первый член гомологического ряда С
2Н2 называется аце-
тилен. Поэтому алкины относятся к ацетиленовым углеводо-
родам.
Вопрос. Почему в названиях ацетиленовых углеводородов по-
явился суффикс ИН? (См. гл. 17.7.)
Задание 20.1. Составьте молекулярную и графическую фор-
мулы алкина с n = 4.

Глава 20. Алкины 245
Выполнив последнее задание, вы убедитесь, что для этого
алкина можно составить две графические формулы:
CH
3–CH 2–C CH CH 3–C C–CH 3 бутин-1 бутин-2
Значит, изомерия алкинов связана с положением тройной
связи в молекуле. Кроме того, изомерия связана со строением
углеводородного радикала:
СH
3–CH–C CH

CH 3
СH 3–CH 2–C C–CH 3
Задание 20.2. Составьте молекулярные формулы этих со-
единений и убедитесь, что это изомеры. Назовите эти вещества.
Запомните:
• названия алкинов составляют, используя суффикс ИН;
• нумерацию основной цепи ведут с того конца, к которо-
му ближе тройная связь.
20.2. Строение молекул
В состав молекулы любого алкина входит одна тройная
связь, поэтому особенности свойств этих соединений будут
связаны с особенностями тройной связи. Это сложная, не-
однородная связь. Её составляют одна простая σ-связь и две
π-связи.
Вопрос. Какая из этих связей легче разрушается в химических
реакциях? Почему?
Значит, как и у алкенов, в химических реакциях будет пре-
жде всего разрушаться менее прочная π-связь. Алкины тоже
легко вступают в химические реакции, но, в отличие от ал-
кенов, большинство реакций за счёт π-связи идут в две ста-
дии: сначала разрывается одна π-связь, потом вторая π-связь.
Характерной реакцией является реакций присоединения, хотя
возможны и другие типы реакций.

246 Раздел 3. Элементы органической химии
20.3. Свойства алкинов
20.3.1. Физические свойства
По физическим свойствам алкины мало отличаются от ал-
кенов и алканов. Так, простейший алкин ацетилен — газ без
вкуса и запаха, плохо растворимый в воде. Среди гомологов
ацетилена есть и жидкие, и твёрдые вещества: чем больше
молекулярная масса, тем выше температуры кипения и плав-
ления алкинов.
20.3.2. Химические свойства
Для алкинов, как и для алкенов, характерны реакции при-
соединения. Они идут в две стадии:
HC CH + H 2 → H 2C=CH 2
Вопрос. Возможна ли для полученного соединения реакция
присоединения?
Поскольку полученный этилен содержит двойную связь,
возможна вторая стадия этого процесса:
CH
2=CH 2+H–H → CH 3–CH 3
Вопрос. Возможна ли реакция присоединения для полученно-
го вещества? Почему?
Таким образом, в результате реакции гидрирования из аце-
тилена можно получить и этилен, и этан. Всё зависит от усло-
вия процесса и от соотношения исходных веществ. Например,
реакцию присоединения хлороводорода к ацетилену часто
прерывают на первой стадии:
CH
CH+H–Cl → CH 2=CH
Cl
хлорэтен
(хлорвинил)
Дело в том, что хлорвинил применяется для получения по-
лимера полихлорвинила.

Глава 20. Алкины 247
Задание 20.3. Составьте уравнения реакции полимеризации
хлорвинила.
Изделия из полихлорвинила (–СНСl–СН
2–) n имеют раз-
нообразное применение.
Так, полихлорвинил (ПХВ, или ПВХ) является основой для
получения искусственной кожи, различной посуды одноразо-
вого пользования, полимерной тары, клеёнок, отделочных
материалов и т. д. Многие пластмассовые изделия, которые
мы используем каждый день, обивка салонов автомобилей,
вагонов, самолётов, — сделаны из ПВХ. Он также использу-
ется для электроизоляции проводов.
Аналогично идут и другие реакции присоединения. Напри-
мер, ацетилен, как и этилен, обесцвечивает бромную воду.
Кроме того, он обесцвечивает и раствор перманганата калия,
т. е. вступает в реакции окисления.
Задание 20.4. Составьте уравнения реакции ацетилена
с бромом.
Таким образом, ацетилен тоже даёт качественные реакции
на π-связь. Поэтому правильнее говорить, что реакции обесцве-
чивания бромной воды и перманганата калия — это качествен-
ные реакции на кратную связь. Другими словами, при помощи
этих реакций можно обнаружить непредельные соединения,
содержащие кратную связь, которая содержит π-связь.
Большое практическое значение имеет реакция присоеди-
нения воды к ацетилену — гидратация ацетилена. Поскольку
эту реакцию открыл и изучил российский ученый М. Г. Куче-
ров
*, она носит название «реакция Кучерова»:
H
HC
CH+H–OH → H 2C=CH → H 3C–C
OH O
неустойчивое
соединениеуксусный
альдегид
Уксусный альдегид нужен для получения уксусной кислоты.
Ацетилен горит.
*
Кучеров Михаил Григорьевич (3.06.1850–26.06.1911) — русский хи-
мик-органик. Открыл (1881) реакцию каталитической гидратации
ацетиленовых углеводородов с образованием карбонилсодержа-
щих соединений.

248 Раздел 3. Элементы органической химии
Задание 20.5. Составьте уравнение реакции горения аце-
тилена.
Газообразные углеводороды можно различить по характеру
пламени. Так, метан горит бесцветным пламенем, этилен —
светящимся, а ацетилен — коптящим, т. е. углерод окисляется
не полностью и частично выделяется в виде простого вещества
(сажи). В токе кислорода ацетилен горит ослепительно-голу-
бым пламенем с выделением большого количества теплоты
(температура пламени превышает 3000 °C!). Поэтому эта ре-
акция используется для газовой сварки и резки металлов.
При неполном окислении ацетилена (раствором перманга-
ната калия) образуется смесь кислот.
Для ацетилена возможна реакция полимеризации, причём
в эту реакцию может вступать небольшое число молекул. Так,
при тримеризации ацетилена (соединяются три молекулы) об-
разуется циклическое соединение — бензол:

2Н2 → С 6Н6
Для алкинов характерна подвижность атомов водорода
у тройной связи. За счёт этих атомов происходят реакции за-
мещения таких атомов водордда:
Н–С
С–Н + Ag 2O → Ag–С С–Ag → + H 2O
Аналогичная реакция замещения происходит и с оксидом
меди (I), и со щелочными металлами. В результате обеих ре-
акций выделяется осадок, поэтому их считают качественными
реакциями на алкины, в молекулах которых имеется атом во-
дорода у тройной связи. Такая же реакция замещения проис-
ходит и со щелочными металлами.
20.4. Получение и применение ацетилена
Ацетилен в небольших количествах входит в состав при-
родных газов. Его получают крекингом метана:

t ≈ 1500 °C
СН 4 С 2Н2 + Н 2
В небольших количествах, например для сварки металлов
и в лаборатории, его получают из карбида кальция:

Глава 20. Алкины 249
СаС 2 + Н 2О → С 2Н2 + Са(ОН) 2 карбид кальция
Ацетилен, полученный карбидным способом, использует-
ся для сварки и резки металлов, поскольку температура пла-
мени автогена (горение ацетилена в кислороде) достигает
3000 °C.
Ацетилен и его производные используются для получения
пластмасс, каучуков, уксусной кислоты, растворителей.
ВЫВОДЫ по главе 20
Алкины — это непредельные углеводороды, содержащие
тройную связь. Для таких веществ характерны реакции:
• присоединения;
• окисления;
• полимеризации. Все они происходят за счёт разрыва
π-связи, которая входит в состав тройной связи;
• замещения атома водорода у тройной связи.
Вопросы, задачи и упражнения к главе 20
1. Изобразите строение молекул этана, ацетилена и этиле-
на. В чем сходство и различие их состава и строения? Какие
из них являются непредельными углеводородами?
2. Можно ли тушить пламя газа, который горит над карби-
дом кальция, водой? Почему?
3. Составить формулы следующих соединений, укажите
среди них изомеры; гомологи:
а) бутин-1;
б) гексадиен-1,4;
в) 4-метилпентадиен-1,3;
г) бутин-2;
д) 2-метилбутадиен-1,3;
е) 2,3-диметилбутен-2
ж) пентадиен-1,4.
У каких соединений возможна цис-транс-изомерия? Из ка-
ких соединений можно получить каучук?

250 Раздел 3. Элементы органической химии
4. Какой объём ацетилена можно получить переработ-
кой 1 м 3 природного газа, который содержит 96 % метана?
(1 м 3 = 1000 л.)
5. Сколько миллилитров бензола (пл.= 0,78 г/мл) можно
получить из 56 л ацетилена?
6. Из 10 г загрязнённого карбида кальция получили 2,24 л
ацетилена. Чему равна массовая доля карбида кальция в ис-
ходном образце?
7. Какой объём кислорода нужен для сжигания смеси, ко-
торая состоит из 4 г метана, 10 л этена и 1 моль этина?
Задания ЕГЭ
8. Каждый атом углерода в молекуле ацетилена образует
а) 4 σ-связи; б) 3 σ- и одну π-связь;
в) две σ- и две π-связи; г) одну σ- и три π-связи.
9. Ацетилен в промышленности получают:
а) перегонкой сырой нефти;
б) термическим крекингом метана;
в) выделением из природного газа;
г) дегидрированием этана.
10. Какой объём кислорода потребуется для полного сго-
рания 30 л ацетилена?
11. Чему равна масса 20 %-ного раствора ацетальдегида,
полученного при гидратации 89,6 л ацетилена?

Глава 21. Ц И КЛИЧЕСКИЕ
УГЛЕВОДОРОДЫ. АРЕНЫ
21.1. Понятие о циклических углеводородах.
Циклоалканы
Циклические углеводороды- это вещества, в молекулах ко-
торых имеется замкнутая цепь атомов углерода.
Циклоалканы (циклопарафины) — это углеводороды зам-
кнутого (циклического) строения, в молекулах которых атомы
углерода соединены только простыми связями.
Общая формула циклоалканов С
nH2n, поэтому эти углево-
дороды нельзя отнести к предельным углеводородам. Атомы
углерода, образующие цикл, соединены между собой простыми
σ-связями, как в алканах. В зависимости от величины цикла,
т. е. числа сторон в этом углеродном многоугольнике, различа-
ют циклоалканы:
• трёхчленные (правильные треугольники);
• четырёхчленные (правильные четырёхугольники);
• пятичленные (правильные пятиугольники) и т. д.
По номенклатуре ИЮПАК названия циклопарафинов об-
разуют, прибавляя приставку цикло- — к названию алкана.
Например:
Первые два представителя — циклопропан и циклобутан
(при н. у.) — газы, следующие три — жидкости, высшие —
твёрдые вещества.
Циклопентан, циклогексан и их гомологи — наиболее
устойчивые циклоалканы, поэтому они с трудом вступают
в реакции гидрирования, галогенирования и т. д. Если реак-

252 Раздел 3. Элементы органической химии
ция галогенирования происходит, то это реакция замещения,
цикл при этом не разрушается:
Трёхчленные и четырёхчленные циклы, имея менее устой-
чивый цикл, способны присоединять одну молекулу водорода,
превращаясь в предельный углеводород:
С
4Н8 + Н 2 → С 4Н10, или
Н
2С–СН 2 + Н 2 → Н 3С–СН 2–СН 2–СН 3 | |
Н2С–СН 2
При этом происходит размыкание цикла. Галогенирование
циклобутана идёт так же, как и его гидрирование:
Н
2С–СН 2 + Cl 2 → Н 2С–СН 2–СН 2–СН 2 | | | |
Н2С–СН 2 Cl Cl
Обратите внимание. Атомы хлора становятся в 1,4-положе-
ние: по концам разорванной цепи. Это реакции присоедине-
ния. С бо´льшим трудом вступают в реакции присоединения
и устойчивые пяти- и шестичленные циклоалканы.
Поэтому циклопарафины нельзя отнести к насыщенным
углеводородам.
Циклопарафины входят в состав нефти, составляя до 25–
75 % её. Поэтому их называют нафтенами.
21.2. Понятие об ароматических углеводородах
К ароматическим углеводородам относятся углеводороды,
в молекулах которых содержится одно или несколько бензоль-
ных ядер (колец)
*. Бензольное ядро — это остаток типичного
представителя ароматических углеводородов — бензола.
* Существуют и другие ароматические углеводороды и органиче-
ские соединения. В данном пособии они не рассматриваются.

Глава 21. Циклические углеводороды. Арены 253
21.3. История открытия бензола.
Строение молекулы
Бензол был открыт в начале прошлого века. Это было за-
гадочное вещество. Многие учёные пытались разгадать его
строение, объяснить его свойства, но не могли. Почему?
Дело в том, что было установлено: состав молекулы бензола
выражается формулой
С
6Н6.
Задание 21.1. По составу молекулы определите, является ли
это вещество предельным или непредельным углеводородом.
Если сравнить состав бензола с соответствующим алканом,
легко видеть, что бензол — сильно ненасыщенное соединение.
Для того чтобы превратиться в алкан, бензол должен присо-
единить 8 атомов (4 молекулы) водорода. Но оказалось, что
бензол, присоединяя 3 молекулы водорода, превращается
в вещество циклического строения:
Значит, и бензол имеет циклическое строение!
Теперь возникает вопрос: какие связи соединяют атомы
углерода в молекуле бензола? В 1865 году немецкий химик
Кекуле
* предложил такую модель молекулы бензола:

(1)
Эта модель объясняла многие свойства бензола, но не объ-
ясняла особенности химических свойств этого соединения.
Ведь если углеводород имеет три двойные связи, то он должен
давать качественные реакции на двойную (кратную) связь.
* Кекуле Фридрих Август (07.09.1829–13.07.1896) — немецкий хи-
мик-органик. В 1858 г. выдвинул положение о том, что «консти-
туция» вещества обусловлена «валентностью» элементов, предло-
жил (1865) циклическую структурную формулу бензола, доказал
равноценность всех связей внутри бензольного кольца.

254 Раздел 3. Элементы органической химии
Вoпрос. Какие вы знаете качественные реакции на кратную
связь?
Но оказалось, что бензол эти качественные реакции не даёт,
т. е.
• не обесцвечивает бромную воду (при нормальных усло-
виях);
• не обесцвечивает раствор перманганата калия.
Значит, двойных связей в молекуле бензола НЕТ!
Дальнейшие исследования показали, что в молекуле бензо-
ла существует особая, очень прочная ароматическая связь. Рас-
смотрим её образование на примере бензола.
Как уже было сказано, бензол имеет циклическое строение,
причём атомы углерода соединены в правильный шестиуголь-
ник при помощи простых σ-связей. Такие σ-связи соединяют
атомы углерода и водорода:
Вопрос. Сколько связей образовал каждый атом углерода?
Сколько электронов участвует в образовании этих связей?
Поскольку каждый атом углерода имеет по четыре валент-
ных электрона, а в образовании трёх простых σ-связей уча-
ствовало по три электрона каждого атома, — у каждого атома
углерода осталось по одному «лишнему» электрону (•). Эти
электроны объединяются и образуют единую электронную си-
стему — ароматическую связь:

Глава 21. Циклические углеводороды. Арены 255
Задание. Соедините точки линией, не отрывая карандаш
от бумаги. Что у Вас получилось? Окружность.
Ароматическая связь в молекулах обозначается кружочком:

ароматическая связь
(1а)
Формулы (1) и (1а) отражают строение одного и того же
вещества бензола, состава С
6Н6. Записывая формулу бензола
(1а), следует помнить, что:
• в вершинах этого правильного шестиугольника находит-
ся атом углерода;
• каждый атом углерода соединён с одним атомом водо-
рода.
21.3. Гомологический ряд, номенклатура,
изомерия
Для того чтобы вывести общую формулу гомологического
ряда бензола, сравним, как всегда, состав алкана и бензола,
у которых число атомов углерода одинаково:

–8Н
С6Н14 → С 6Н6
СnH2n+2–8 → С nH2n–6 алкан арен
Гомологи бензола (арены) должны отвечать формуле С nН2n–6
и содержать одно бензольное кольцо (остаток бензола). Так как
у бензола состав C
6H6, то ближайший гомолог бензола имеет
семь атомов углерода в молекуле:
Вопрос. Существуют ли ароматические изомеры толуола, т. е.
можно ли получить новое соединение, «перемещая» метиль-
ную группу (СН
3) по кольцу?

256 Раздел 3. Элементы органической химии
Поскольку все атомы углерода равноценны, — изомеров
ароматического строения у толуола нет и обозначать цифрой
положение метильной группы не имеет смысла.
Если n = 8, то составу С
8Н10 отвечают несколько формул:
В местах соединения атомов углерода бензольного кольца
и радикалов атомов водорода нет!
Вопрос. От чего будет зависеть изомерия таких ароматических
соединений?
Очевидно, что для вещества (3) возможны ещё два изоме-
ра, которые отличаются взаимным расположением метиль-
ных групп. В этом случае положение метильной группы нужно
показывать цифрой. Цифрой 1 нумеруют любую метильную
группу и, двигаясь по кольцу в сторону ближайшей группы,
расставляют остальные номера:
CH 3
CH 3
1,2-диметилбензол*
(2-метилтолуол)
3адание 21.2. Составьте формулы остальных гомологов бен-
зола с n = 8. Назовите полученные изомеры. Назовите также
соединение (2).
21.4. Свойства бензола
21.4.1. Физические свойства
Бензол — это бесцветная жидкость с характерным запахом.
Приятный запах некоторых ароматических соединений (аро-
* Ароматические изомеры диметилбензола называются ксилол.

Глава 21. Циклические углеводороды. Арены 257
мат) дал название целому классу соединений. Бензол легче
воды и не смешивается с нею. Являясь неполярным соеди-
нением, бензол хорошо растворяет неполярные соединения:
жиры и масла.
21.4.2. Химические свойства
В молекуле бензола имеется очень прочная ароматическая
связь. Поэтому в химических реакциях бензол стремится со-
хранить ароматическую связь. Для того чтобы понять, какие
химические реакции более характерны для бензола, вспом-
ним, как протекают реакции основных типов: замещения
и присоединения.
3адание 21.3. Составьте уравнения реакций с бромом для
этана и этилена. Укажите тип этих реакций.
Обратите внимание: реакции замещения происходят без из-
менения структуры молекулы (тип химической связи остался
прежним):
СН
3–СН 2 СН 3–СН 2 – – Н + Br–Br → Br + Н–Br
А в реакциях присоединения изменяется структура молеку-
лы, изменяется тип химической связи:
СН
2=СН 2 + Br–Br → СН 2–СН 2 – – Br Br
Вопрос. Какой тип химической реакции предпочтительнее для
бензола: замещения или присоединения? Почему?
Поскольку в реакциях замещения тип химической связи
не изменяется, то бензол и другие ароматические углеводоро-
ды преимущественно вступают в реакции замещения, так как
в этих реакциях ароматическая связь (она наиболее прочная)
не разрушается. Следует помнить, что при обычных условиях
бензол в химические реакции не вступает.
Вопрос. Почему?
Так, реакция бромирования бензола происходит в присут-
ствии катализатора железа:

258 Раздел 3. Элементы органической химии
Реакция нитрования (с HNO 3) происходит при нагревании
в присутствии концентрированной серной кислоты:
В особых условиях возможно разрушение ароматической свя-
зи, и тогда бензол вступает в реакции присоединения:
На ярком солнечном свету происходит взаимодействие бен-
зола с хлором или бромом:
Бензол при обычных условиях не окисляется, например
не обесцвечивает раствор перманганата калия. Окисление
идет в особых условиях и сопровождается разрушением бен-
зольного кольца. Бензол легко воспламеняется и горит коптя-
щим пламенем. Пары бензола взрывоопасны. Бензол ядовит!
3адание 21.4. Составьте уравнение реакции горения бен-
зола.

Глава 21. Циклические углеводороды. Арены 259
21.5. Свойства гомологов бензола
Свойства толуола и других гомологов бензола очень похожи
на свойства самого бензола, но всё же имеют определённые
особенности.
В теории Бутлерова сказано: атомы в молекуле взаимно вли-
яют друг на друга. Поэтому появление в молекуле любой новой
группы оказывает влияние на остальные атомы, т. е. изменяет
свойства прежнего вещества.
Рассмотрим взаимное влияние атомов в молекуле на при-
мере толуола.
21.5.1. Влияние боковой цепи на бензольное кольцо
Сравним две реакции: нитрование бензола и толуола. Ис-
ходные вещества отличаются друг от друга на группу СН
3
(метил).
Отличается ли их поведение в этих реакциях? Да. Бензол
вступает в реакцию медленнее, и в его молекуле может быть
замещён любой атом водорода:
Толуол реагирует с азотной кислотой в 24 раза быстрее.
В его молекуле могут быть замещены только те атомы водо-
рода, которые связаны со вторым, четвёртым или шестым
атомом углерода по отношению к CH
3 группе:
Вывод. Влияние СН 3-группы, а также любых других углево-
дородных радикалов, заключается в том, что они (эти группы)
облегчают реакции замещения и направляют их в 2, 4, 6-по-
ложения по отношению к себе.

260 Раздел 3. Элементы органической химии
21.5.2. Влияние бензольного кольца на CH 3-группу
боковой цепи
Сравним три реакции окисления (знак [O] означает мягкое
окисление в водном растворе окислителя):
Первые две реакции при обычных условиях не происходят,
т. е. бензол и метан не окисляются в растворах и не обесцвечи-
вают розовый раствор перманганата калия (КМnО
4). Толуол
вступает в такую реакцию:
Таким образом, ни СН 3-группа, ни бензол по отдельности
не окисляются при нормальных условиях. Но влияние бен-
зольного кольца на СН
3-группу приводит к тому, что связи
в ней становятся более полярными и разрушаются под дей-
ствием перманганата калия. Такая реакция характерна и для
других гомологов бензола:
Под действием бензольного кольца становятся более поляр-
ными ближайшие к кольцу С–Н связи. Поэтому при окислении
раствором перманганата калия любого гомолога бензола на ме-
сте боковой цепи образуется карбоксильная группа СООН.
Задание 21.5. Составьте уравнения реакций:
свет
• бензол + Cl 2 →
Fe
• бензол + Cl 2 →

Глава 21. Циклические углеводороды. Арены 261
свет
• толуол + Cl 2 →
Fe
• толуол + Cl 2 →
• этилбензол + KMnО
4 →
Укажите тип этих реакций.
21.6. Получение бензола и его гомологов
Бензол можно получить из ацетилена:
3 С
2Н2 → С 6Н6,
а также дегидроциклизацией алканов (дегидрирование — от-
щепление водорода, циклизация — образование замкнутого
кольца из атомов углерода):
С
6Н14 → С 6Н6 + 4 Н 2
Бензол и другие ароматические углеводороды, как и алка-
ны, можно получать из солей соответствующих кислот:
С
6Н5СООNa + NaOH → C 6H6 + Na 2CO 3
Гомологи бензола можно получить, как и алканы, из гало-
генпроизводных углеводородов:
С
6Н5–Сl + 2Na + Cl–R → С 6Н5–R + NaCl
ВЫВОДЫ по главе 21
Арены — это непредельные циклические углеводороды, со-
держащие прочную ароматическую связь. Для таких веществ
характерны реакции замещения атома водорода. Возможны
также реакции присоединения.
Вопросы, задачи и упражнения к главе 21
1. Какие соединения называются углеводородами? Какие
гомологические ряды углеводородов вам известны?
2. Что такое ароматические углеводороды?
3. Как образуется ароматическая связь? Какая у неё проч-
ность?
4. Какой тип химических реакций характерен:

262 Раздел 3. Элементы органической химии
• для алканов? • для алкенов?
• для ароматических углеводородов?
Ответ подтвердите уравнениями реакций.
5. Как при помощи химических реакций различить жидко-
сти: гексан, гексен и бензол? Составьте уравнения этих реак-
ций.
6. Напишите уравнения реакций, при помощи которых
можно осуществить превращение:
а) хлорэтан → этилен → ацетилен → альдегид;
б) метан → ацетилен → хлорвинил → полихлорвинил
бензол → хлорбензол → этилбензол → бензойная кислота.
Укажите тип каждой реакции и условия протекания реак-
ций.
7. Сколько граммов 40 %-ной азотной кислоты нужно взять
для получения 24,2 г нитробензола?
Задания ЕГЭ
8. Установите соответствие между названием органического
соединения и общей формулой гомологического ряда, к ко-
торому оно принадлежит.
Название соединения Общая формула
А) дивинил; 1) С
nH2n;
Б) нонан; 2) С
nH2n-2 ;
В) циклобутан; 3) С
nH2n+2 ;
Г) толуол; 4) С
nH2n-4 ;
Е) бутилен; 5) С
nH2n-6 .
Ж) изопрен;
З) ксилол.
9. Число π-связей в молекуле бензола равно:
1) 6; 2) 2; 3) 3; 4) 0.
Бензол может вступать в реакции
1) замещения; 2) полимеризации; 3) горения; 4) присоеди-
нения; 5) изомеризации; 6) этерификации.
10. Бензол может реагировать с
1) Br
2; 2) KMnO 4; 3) HNO 3; 4) H 2O; 5) C 3H8; 6) CH 3–CH=CH 2.
11. Реакция присоединения характерна для обоих веществ:
1) бензола и пропана; 2) этина и циклопропана; 3) бутена-1
и пропана; 4) метана и изопрена.

Глава 22. СПИРТЫ
22.1. Определение
Спирты — это производные углеводородов, в молекулах ко-
торых один или несколько атомов водорода замещены на ги-
дроксогруппу ОН.
Если углеводородный радикал обозначить буквой R, то в
общем виде формулу молекулы спирта можно изобразить так:
R–ОН
У атома углерода, который соединен с гидроксогруппой,
все связи должны быть простыми:

– R–С–ОН

Соединения, у которых гидроксогруппа находится рядом
с двойной связью, неустойчивы:
[СН
2=СН–ОН] → СН 2–С=О
неустойчиво
Н Н
По строению углеводородного радикала спирты делят на:
• предельные СН
3–СН 2–ОН, в углеводородном радикале,
все связи простые;
• непредельные СН
2=СН–СН 2ОН, в углеводородном ра-
дикале, есть кратная связь;
• ароматические
СН 2ОН, имеется бензольное
кольцо, т. е. в углеводородном радикале есть ароматиче-
ская связь.
По числу гидроксогрупп спирты делят на:
• одноатомные СН
3–ОН, в состав молекулы входит одна
гидроксогруппа ОН;
• многоатомные
СН
2–СН 2
ОН ОН
, в состав молекул входит две
или более (много) гидроксогрупп.

264 Раздел 3. Элементы органической химии
Рассмотрим строение молекул и свойства предельных одно-
атомных спиртов.
22.2. Гомологический ряд, номенклатура,
изомерия
Для того чтобы вывести общую формулу гомологического
ряда предельных одноатомных спиртов, сравним их состав
и состав алканов:
С
2Н6 → С 2Н5ОН
С
nH2n+2 → C nH2n+1 OH
В названиях спиртов гидроксогруппа обозначается суффик-
сом ОЛ. Этот суффикс прибавляется к названию исходного
углеводорода:
С
2Н6 → С 2Н5ОН
этан → этанОЛ
Кроме этих названий (по ИЮПАК) для простейших спир-
тов используют рациональные названия, которые происходят
от названия радикала:
СН
3–ОН метиловый спирт метил
С2Н5–ОН этиловый спирт этил
Начиная с n = 3, для спиртов возможна изомерия. Она свя-
зана с положением группы ОН в молекуле:
СН
3–СН 2–СН 2 СН 3–СН–СН 3
ОН ОН
(1) (2)
Вопрос. Как обозначить положение группы ОН в молекуле?
Как всегда, положение группы ОН обозначают цифрой,
которая соответствует номеру атома углерода, соединённому
с группой ОН. Нумерацию основной цепи начинают с того
конца, к которому ближе группа ОН:

Глава 22. Спирты 265
Таким образом: название спирта (1) пропанол-1; название
спирта (2) пропанол-2.
Поскольку спирты называют «по радикалам», эти спирты
можно назвать и так: пропиловый спирт (1) и изопропиловый
спирт (2).
Задание 22.1. Составьте молекулярные формулы этих спир-
тов и убедитесь, что это — изомеры.
Спирты изомерны простым эфирам, в молекулах которых
атом кислорода соединяет два углеродных радикала (это изо-
мерия между разными классами веществ):
СН
3–СН 2–ОН СН 3–О–СН 3 спирт простой эфир (3)
Простые эфиры — это вещества, в молекулах которых два
радикала соединены атомом кислорода. Поэтому их называ-
ют, исходя из названий радикалов. Например, простой эфир
(3) — это диметиловый эфир.
Задание 22.2. Составьте графическую формулу изомера
пропиловых спиртов, который является простым эфиром.
Назовите его.
22.3. Строение молекул
Если при помощи графической формулы показать строе-
ние молекулы этилового спирта, то легко можно увидеть, что
атомы водорода в ней неравноценны:
СН
3–СН 2–О–Н
Действительно, пять атомов водорода соединены с атома-
ми углерода, а один — с атомом кислорода. Теория Бутлеро-
ва утверждает, что «атомы в молекуле взаимно влияют друг
на друга». Поэтому можно ожидать, что этот атом водорода
будет отличаться от остальных пяти. Это отличие заключается
в том, что связь О–Н гораздо более полярна, чем связи С–Н.
Дело в том, что атом кислорода имеет бо´
льшую электроотри-
цательность, чем атом углерода, т. е. способен сильнее сме-
щать к себе общую пару электронов. В результате, на атомах
кислорода и водорода связи О–Н появляются значительные
заряды (+) и (–).

266 Раздел 3. Элементы органической химии
Вопрос. На каком атоме появляется (+), а на каком (–)?
Величина этих зарядов меньше единицы, но они способны
притягивать к себе молекулы других реагирующих веществ,
т. е. активнее участвовать в химических реакциях будут наи-
более полярные связи.
Вывод. Самыми полярными связями в молекуле спирта
являются связи О–Н и О–С. За счёт их разрыва происходят
химические реакции (спирт функционирует). Поэтому ОH —
функциональная группа спиртов.
22.4. Свойства одноатомных спиртов
22.4.1. Физические свойства
Поскольку в молекуле спирта появились полярные связи,
он, в отличие от углеводородов, будет иметь более высокие
температуры кипения и плавления (если сравнивать соедине-
ния с одинаковым числом атомов углерода). Это связано с тем,
что полярные молекулы сильнее притягиваются друг к другу,
и для того чтобы оторвать их друг от друга (перевести жид-
кость в газ), нужно затратить много энергии — дополнительно
нагреть. Кроме того, между молекулами спиртов возникают
водородные связи (а), которые дополнительно притягивают
молекулы друг к другу. Поэтому этиловый спирт — бесцветная
жидкость (а этан и диметиловый эфир — газы!) с т. кип. 78 °C.
Спирт хорошо растворим в воде, так как и с молекулами воды
спирт образует водородные связи (б).
Схемы водородных связей между молекулами спирта (а)
и между молекулами спирта и воды (б)

Глава 22. Спирты 267
Водородные связи непрочные, поэтому низшие одноатом-
ные спирты (мало атомов углерода в молекуле) — летучие
жидкости с характерным запахом.
22.4.2. Химические свойства
Спирты могут реагировать с натрием и другими щелочными
металлами. При этом атом водорода ОН-группы замещается
на атом металла:
С
2Н5О–Н + Nа → С 2Н5ОNа + Н 2 этилат натрия
Вопрос. Неорганические вещества какого класса способны
вступать в реакции замещения с металлами, в результате чего
выделяется водород?
Аналогичную реакцию дают кислоты, поэтому в этой реак-
ции спирт проявляет кислотные свойства. Но это очень слабые
свойства, так как растворы спиртов не изменяют окраску ин-
дикаторов и не реагируют с растворами щелочей.
Спирты реагируют с неорганическими кислотами:
С
2Н5–О–Н + Н–Cl → С 2Н5–Cl + Н 2O
В этой реакции отщепляется молекула воды, — значит, это
реакция дегидратации. При записи таких реакций формулы
исходных веществ записывайте так, чтобы функциональные
группы были рядом, причём атомы водорода функциональных
групп ОН «смотрели» друг на друга. Так, в результате реакции
дегидратации, в которой участвуют две молекулы спирта, об-
разуется простой эфир (дегидратация межмолекулярная):
C
2H5–OH + H–O–C 2H5 C 2H5–O–C 2H5 + H 2O t°
H
2SO 4 простой эфир
диэтиловый
Эта реакция происходит в присутствии концентрирован-
ной серной кислоты. Если смесь спирта и концентрированной
серной кислоты нагреть сильнее, то молекула воды отщепля-
ется от одной молекулы спирта (дегидратация внутримолеку-
лярная):

268 Раздел 3. Элементы органической химии
CH 3–CH–CH–CH 3 CH 3–CH=CH–CH 3 + H 2O
H HO t°
H
2SO 4
Спирты, у которых ОН-группа соединена с первым (по-
следним) атомом углерода углеродной цепочки (первичные
спирты) легко окисляются нагретым оксидом меди CuO, пре-
вращаясь в альдегиды:
Н Н
СН
3–С–О СН 3–С=О + Н 2О
Н Н [O]
При составлении этой реакции рекомендуется выделить
(подчеркнуть) те атомы, которые образуют воду, и записать
новую формулу без этих атомов. Спирты горят, образуя, как
и углеводороды, углекислый газ и воду.
Задание 22.3. Составьте уравнение реакции горения этило-
вого спирта.
Таким образом, для спиртов характерны реакции:
• замещения атома водорода ОН-группы;
• дегидратации (отщепления воды);
• окисления.
Все эти реакции идут с участием ОН-группы функциональ-
ной группы спиртов.
Задание 22.4. Составьте уравнения таких реакций для про-
панола-1 (пропилового спирта). Уравнения реакций состав-
ляйте по аналогии с вышеперечисленными.
22.5. Получение и применение спиртов
(на примере этилового спирта)
Этанол и другие спирты можно получить из алкенов.
Вопрос. При помощи какой реакции можно это осуществить
(при затруднении см. гл. 19.3)?
Задание 22.5. Составьте уравнение этой реакции.
Полученный таким способом спирт используют в техниче-
ских целях: в качестве растворителя, для получения каучука,
пластмасс и др. Кроме того, спирт используют как горючее.

Глава 22. Спирты 269
Пищевой и медицинский спирты получают брожением
глюкозы:
C
6H12O6 2CO 2 + 2C 2H5OH зимаза
дрожжи
глюкоза этанол
В лаборатории этиловый спирт можно получить гидроли-
зом (взаимодействием с водой) хлорэтана:
С
2Н5–Cl + H–OH →
← С 2Н5 –OH + HCl
Для того чтобы эта реакция стала необратимой, используют
водный раствор щёлочи.
Задание 22.6. Составьте уравнения реакций:
а) пропен + вода;
б) 1-хлорпропан + NaOH (водный).
Назовите полученные вещества.
22.6. Многоатомные спирты
Многоатомные спирты содержат две и более гидроксогруп-
пы в молекуле. При этом каждый атом углерода в молекулах
спиртов может соединяться только с одной гидроксогруппой
ОН, в противном случае образуются неустойчивые соедине-
ния:
Задание 22.7. Составьте формулы многоатомных спиртов,
в молекуле которых:
• два атома углерода и две гидроксогруппы;
• три атома углерода и три гидроксогруппы.
У вас получились формулы простейших многоатомных
спиртов:

2–СН 2 СН 2–СН–СН 2 – – – – – ОН ОН ОН ОН ОН этиленгликоль глицерин

270 Раздел 3. Элементы органической химии
Вопрос. Как в названии спирта обозначить число гидроксо-
групп?
Названия по IUPAC этих спиртов составляют, используя
уже известные правила, т. е. к названию углеводорода добав-
ляют суффикс ОЛ, а перед ним указывают число ОН-групп
при помощи префиксов ди- или три-. Например, этиленгли-
коль получит название: этандиол.
Задание 22.8. Назовите по правилам IUPAC глицерин.
Вопрос. Как вы считаете, какой из спиртов будет иметь боль-
шую температуру кипения — глицерин или пропанол-1?
А растворимость в воде?
Многоатомные спирты за счёт многочисленных ОН-групп
образуют многочисленные водородные связи и друг с другом,
и с водой. Поэтому они имеют бо´ льшие температуры кипения
и бо´ льшую растворимость в воде по сравнению с соответству-
ющими одноатомными спиртами. Так, глицерин — бесцвет-
ная, густая жидкость, без запаха; он смешивается с водой
в любых соотношениях и способен поглощать влагу из воз-
духа. Более того, безводный глицерин может отнимать воду
из живых клеток кожи, вызывая ожоги. Растворы глицерина,
наоборот, смягчают кожу.
Химические свойства глицерина и других многоатом-
ных спиртов очень похожи на свойства одноатомных спир-
тов: они реагируют с натрием и НСl, образуют эфиры, мо-
гут окисляться. Например, глицерин реагирует с азотной
кислотой:
СН
2–ОН НО–NO 2 СН 2–О–NO 2 – – CH–OH + НО–NO 2 CH–О–NO 2 + 3H 2O – – CH 2–OH НО–NO 2 CH 2–О–NO 2 нитроглицерин
Нитроглицерин входит в состав сильнейшей взрывчатой
смеси динамита. Его раствор используется как лекарство.
Но в химических свойствах многоатомных спиртов есть
и существенные отличия. Так, они могут растворять осадок
гидроксида меди II, образуя ярко-синий раствор:

Глава 22. Спирты 271
Реакция происходит при обычных условиях, причём полу-
ченное соединение очень прочное: не изменяет свой цвет даже
при кипячении. Одноатомные спирты такую реакцию не дают.
Вывод. Реакция растворения голубого осадка гидроксида
меди II с образованием ярко-синего раствора — это качествен-
ная реакция на многоатомные спирты.
Задание 22.9. Составьте уравнения реакций этиленгликоля:
а) с азотной кислотой;
б) с Сu(ОН)
2.
Подсказка. При составлении уравнений этих реакций за-
писывайте формулы многоатомных спиртов так, чтобы цепоч-
ки атомов углерода располагались вертикально, а группы ОН
были рядом, причём атомы водорода функциональных групп
ОН «смотрели» друг на друга.
Глицерин находит широкое применение в кожевенной про-
мышленности (смягчает кожу), используется в медицине, вхо-
дит в состав невысыхающих красок. Кроме того, глицерин,
точнее, остаток его молекулы входит в состав любого жира.
Поэтому глицерин часто получают из природных жиров (урав-
нение реакции в главе 25).
22.7. Понятие о фенолах
К фенолам относятся вещества, в молекулах которых ги-
дроксогруппа ОН непосредственно связана с бензольным
кольцом:
OH
В этой молекуле ОН-группа и бензольное кольцо взаимно
влияют друг на друга. Поэтому фенол по свойствам отлича-
ется и от спиртов, и от бензола. Рассмотрим примеры такого
влияния.

272 Раздел 3. Элементы органической химии
Бензольное кольцо влияет на ОН-группу, делая её более по-
лярной, чем у спиртов. Поэтому фенол, в отличие от спиртов,
реагирует с растворами щелочей:
С
2Н5ОН + NaOH → НЕ идёт (!)
С
6Н5ОН + NaOH → С 6Н5ОNa + Н 2О,
или
OH + NaOH ONa + H
2O
В данной реакции фенол проявляет свойства кислоты. От-
сюда его второе название — карболовая кислота («карболка»).
Растворы фенола изменяют окраску индикатора.
Гидроксогруппа влияет на бензольное кольцо. Фенол очень
легко вступает в реакции замещения, причём, как и для толу-
ола, реакция происходит в положениях 2, 4, 6 по отношению
к гидроксогруппе:
2,4,6-тринитрофенол
(пикриновая кислота)
HH HOH OH
NO 2
NO 2 O2N
+ 3HO–NO
2 + 3H 2O
В отличие от спиртов и бензола фенол обесцвечивает бром-
ную воду даже при нормальных условиях. Реакция протекает
аналогично предыдущей.
Задание 22.9. Составьте уравнение реакции фенола с бро-
мом и сравните эту реакцию с реакцией толуола с бромом.
Фенол легко окисляется на воздухе, при этом его белые
кристаллы розовеют. Фенол сильно ядовит, так как изменяет
структуру и свойства белков — основу всего живого. Кроме
того, попадая в воду, он окисляется растворённым в ней кис-
лородом. В результате содержание кислорода в водоёме умень-
шается, и обитатели его погибают. Для того чтобы обнаружить
фенол в водоёме и любом растворе, используют качественную
реакцию с FeCl
3: при добавлении этого реактива к смеси, со-
держащей фенол, появляется фиолетовое окрашивание.
Фенол получают из производных бензола и каменноуголь-
ной смолы. В любом случае вначале исходное вещество или

Глава 22. Спирты 273
смесь превращают в фенолят, а затем выделяют чистый фенол
при помощи кислоты:
C
6H5O–Na + CO 2 + H 2O → C 6H5O–H + NaHCO 3
Фенол применяют для дезинфекции и получения красите-
лей и полимеров.
ВЫВОДЫ по главе 22
Спирты и фенолы — это производные углеводородов, со-
держащие функциональную группу ОН. Для таких веществ ха-
рактерны реакции замещения атома водорода в гидроксогруппе.
Спирты за счёт функциональной группы ОН образуют про-
стые и сложные эфиры (см. главу 25), а фенолы реагируют
и за счёт функциональной группы ОН, и за счёт ароматиче-
ского ядра.
Вопросы, задачи и упражнения к главе 22
1. Какие соединения называются спиртами?
2. Какая функциональная группа входит в состав молекул
спиртов? Как она так называется? Как обозначается в назва-
ниях?
3. Какие из следующих соединений относятся к спиртам:
OH
Назовите и классифицируйте эти спирты.
4. Напишите формулы следующих спиртов:
а) бутанол-1;
б) 2-метилбутанол-2;
в) 2,3-диметилбутандиол-1,4;
г) бутен-3-ол-1.

274 Раздел 3. Элементы органической химии
Классифицируйте эти спирты.
5. Осуществить превращения:
а) СаС
2 → С 2Н2 → С 2Н4 → С 2Н5ОН → простой эфир
б) метан → ацетилен → этилен → этиленгликоль ?
в) С
2Н6 А Б В Г
г) С
2Н5ОН → С 2Н4 → С 2Н2 → альдегид
+ Cu(OH) 2
–Н 2 +HCl +H 2O +Na
6. Осуществить превращения:
простой эфир
пропанол-1 А Б
сложный эфир
–Н 2О +Н 2О
Назовите полученные вещества.
7. Описать свойства бутанола-1, указав:
• класс соединения;
• общую формулу гомологического ряда;
• строение молекулы;
• свойства: реакции замещения, окисления, дегидратации;
• способ получения.
8. Описать свойства этиленгликоля, указав:
• класс соединения;
• строение молекулы;
• свойства: уравнения реакций с Nа, НСl, HNO
3;
• уравнение реакции и эффект качественной реакции;
• способ получения.
9. Описать свойства фенола, указав:
• строение молекулы;
• свойства: уравнения реакций с Nа, NаОН, HNO
3 и бром-
ной водой;
• эффект качественной реакции.
10. Какой объём водорода выделится, если в избыток спир-
та бросить 0,23 г натрия?
11. Сколько граммов диэтилового эфира можно получить
из 23 г этанола?
12. Какой объем этилена должен вступить в реакцию, для
того чтобы образовалось 500 мл спирта (пл. = 0,8 г/мл)?
13. Установить формулу вещества, при сгорании 4,6 г ко-
торого образуется 4,48 л СО
2 и 5,4 мл воды. Плотность паров
этого вещества по водороду равно 23.

Глава 22. Спирты 275
14. При взаимодействии 16 г одноатомного спирта с на-
трием выделилось 5,6 л водорода. Какой спирт был взят для
реакции?
15. 46 г глицерина обработали азотной кислотой. Рассчи-
тайте массу полученного вещества, если выход составляет
40 %. Где применяется это вещество?
16. Вычислить массу фенолята натрия, который образуется
при взаимодействии 9,4 г фенола с 50 г 12 %-ного раствора
гидроксида натрия.
17. Сколько граммов азотной кислоты потребуется для ни-
трования 4,7 г фенола, если ώ(кислоты) в исходном растворе
равна 30 %.
Задания ЕГЭ
18. Водородная связь характерна для
1) алканов; 2) алкинов; 3) аренов; 4) спиртов.
19. Межклассовым изомером этанола является:
1) СН
3СНО; 2) СН 3СООН; 3) СН 3–О–СН 3; 4) СН 3–ОН.
20. Первый гомолог этиленгликоля имеет состав
1) С
3Н8О2; 2) С 3Н6О2; 3) С 3Н8О3; 4) С 3Н8О.
21. Найти массу 92 %-ного раствора этанола, необходимого
для получения 112 л этилена.

Глава 23. А Л ЬДЕГИДЫ
23.1. Определение. Гомологический ряд,
номенклатура, изомерия
Альдегиды — это производные углеводородов, которые со-
держат альдегидную группу:
R–C=O
\
H
Альдегидная группа состоит из карбонильной группы С=О,
соединённой с атомом водорода. Карбонильная группа в моле-
кулах альдегидов всегда находится на конце углеродной цепи.
Предельные альдегиды образуют гомологический ряд с об-
щей формулой:
C
nH2n+1 –C=O \
H
Если использовать эту общую формулу, то следует помнить,
что минимальное значение n (числа атомов углерода) равно
нулю.
Если n = 0 получаем
H–C=O
\
H метанАЛЬ, муравьиный аль-
дегид, формальдегид;
n = 1
CH
3–C=O \
H этанАЛЬ, уксусный альдегид, ацетальдегид.
Вопрос. Какой суффикс обозначает наличие в молекуле аль-
дегидной группы?
Названия альдегидов составляют, добавляя суффикс АЛЬ
к названию соответствующего углеводорода. При этом учи-
тываются все атомы углерода. Кроме того, используются три-
виальные названия, которые совпадают с названиями соот-
ветствующих кислот (см. гл. 24.1). И, наконец, для некоторых
альдегидов используют названия, имеющие латинский ко-
рень, например формальдегид — от лат. formika — «муравей».
Задание 23.1. Составьте формулу и название альдегида с
n = 3. Имеет ли он изомеры?
Начиная с n = 3 у альдегидов появляются изомеры положе-
ния карбонильной группы:

Глава 23. Альдегиды 277
С–С–С–Н С–С–С
= =
О О (1) (2)
Задание 23.2. Допишите атомы водорода к этим цепочкам
и убедитесь, что это — изомеры. Является ли вещество (2)
альдегидом?
Но при перемещении карбонильной группы в середину мо-
лекулы исчезает альдегидная группа: вещество (2) не альдегид,
это — кетон:
Н
3С–С–СН 3 =
О ацетон
По номенклатуре ИЮПАК кетоны называют, добавляя
суффикс ОН к названию соответствующего углеводорода.
Задание 23.3. Составьте формулы и названия альдегидов с
n = 4. Дайте им названия.
Изомерия альдегидов связана со строением углеводород-
ного радикала:
CH
3—CH 2—CH 2—C=O CH 3—CH—C=O
\ \
H СН
3 Н бутаналь (масляный альдегид) 2-метилпропаналь
23.2. Строение молекул
Отличительным признаком альдегидов является наличие
в их молекуле альдегидной группы. В её состав входят атомы
углерода и кислорода, связанные двойной связью.
Вопрос. Какой тип реакций характерен для соединений с двой-
ной связью?
Поэтому альдегиды легко вступают в реакции присоединения
по месту разрыва π-связи карбонильной группы.
Кроме того, в состав альдегидной группы входит атом водо-
рода, соединённый с карбонильной группой.
Вопрос. Является ли эта связь полярной?

278 Раздел 3. Элементы органической химии
За счёт разрыва полярной С–Н связи альдегидной группы
альдегиды очень легко окисляются. Атом кислорода альдегид-
ной группы делает эту группу в целом сильно полярной. По-
этому альдегидная группа влияет на углеводородный радикал,
и в радикале возможны реакции замещения.
23.3. Свойства альдегидов
23.3.1. Физические свойства
В альдегидах отсутствует гидроксогруппа, за счёт которой
между молекулами спиртов возникали водородные связи.
Вопрос. Какие соединения (спирты или альдегиды) имеют
бо´льшую температуру кипения?
Поэтому альдегиды, в отличие от спиртов, легче испаря-
ются, имеют меньшие температуры кипения. Например, фор-
мальдегид — газ с резким запахом, а метанол — жидкость.
Низшие альдегиды могут растворяться в воде. Раствор фор-
мальдегида в воде (формалин) применяется в медицине, коже-
венной промышленности. Его применение основано на том,
что формальдегид активно реагирует с белками, вызывая в них
необратимые изменения (денатурацию). Следовательно, фор-
мальдегид сильно ядовит.
23.3.2. Химические свойства
При рассмотрении строения молекулы альдегидов были
сделаны выводы, что для них должны быть характерны реак-
ции присоединения, замещения (в углеводородном радикале),
и окисления.
Примером реакции присоединения к карбонильной группе
может служить реакция гидрирования, т. е. присоединения
водорода:

Глава 23. Альдегиды 279
Вопрос. К какому классу относится полученное соединение?
Назовите его.
При окислении альдегидов образуются кислоты:
Окисление альдегидов происходит даже при их хранении,
т. е. в обычных условиях. Реакции окисления альдегидов ис-
пользуют для того, чтобы обнаружить их в растворах. Напри-
мер, если к раствору альдегида добавить аммиачный раствор
оксида серебра и нагреть, то на стенках сосуда появится зерка-
ло. Это выделилось чистое серебро, которое блестящим тон-
ким слоем покрыло стекло:
Эта реакция получила название «реакция серебряного зер-
кала».
Альдегид можно превратить в кислоту (окислить) и при по-
мощи гидроксида меди (II). Если к осадку Сu(ОН)
2 добавить
раствор альдегида и нагреть, то образуется жёлтый осадок
СuОН, переходящий в красный оксид меди (I). В результате
образуется оранжевый осадок:
Если эту же смесь долго греть, то на стенках пробирки вы-
делится в виде блестящего слоя чистая медь «медное зеркало».
Поэтому эту реакцию часто называют реакцией «медного зер-
кала».
Запомните: реакции «серебряного зеркала» и «медного зер-
кала» — качественные реакции на альдегидную группу.
Задание 23.4. Составьте уравнения качественных реакций
для формальдегида.
Вопрос. Можно ли при помощи гидроксида меди (II) разли-
чить растворы глицерина и уксусного альдегида? Укажите
условия и эффекты обеих реакций.

280 Раздел 3. Элементы органической химии
23.4. Получение и применение альдегидов
на примере уксусного альдегида
Уксусный альдегид получают в больших количествах при
помощи реакции Кучерова
*:
В небольших количествах этот альдегид можно получить
окислением этанола:
Задание 23.5. В гл. 20.3 и 22.4 посмотрите на соответству-
ющие уравнения реакций; обратите внимание, за счёт каких
атомов они происходят, и попробуйте составить аналогичные
уравнения реакций:
а) пропин + вода →
б) пропанол-1 + СuО →
в) пропанол-2 + СuО →
Сделайте вывод: всегда ли в этих реакциях получаются аль-
дегиды?
Если Вы всё сделали правильно, в реакциях а) и в) полу-
чается ацетон (кетон), а в реакции б) — пропаналь.
Уксусный альдегид применяют для получения уксусной
кислоты, этилового спирта, лекарств и других веществ.
ВЫВОДЫ по главе 23
Альдегиды — это производные углеводородов, содержащие
альдегидную группу. Для них должны быть характерны реакции
* Кучеров Михаил Григорьевич (3.06.1850–26.06.1911) — русский
химик-органик, открыл (1881) реакцию каталитической гидра-
тации ацетиленовых углеводородов с образованием карбонилсо-
держащих соединений.

Глава 23. Альдегиды 281
• присоединения (за счёт карбонильной группы);
• замещения (в углеводородном радикале);
• окисления.
Вопросы, задачи и упражнения к главе 23
1. Какие соединения называются альдегидами?
2. Что такое альдегидная группа? карбонильная группа?
Изобразите их строение.
3. Какая функциональная группа входит в состав молекул
альдегидов? Как она называется? Как обозначается в назва-
ниях?
4. Назовите по номенклатуре IUPAC:
5. Составьте графические формулы соединений, которые
являются изомерами 2,2-диметилпропаналя. Назовите их.
6. В одной пробирке находится раствор глицерина, в дру-
гой — формалин. При помощи какого вещества их можно раз-
личить? Как?
7. Опишите свойства формальдегида по схеме:
• класс соединений;
• общая формула гомологического ряда;
• строение молекулы;
• свойства.
Задания ЕГЭ
8. Межклассовых изомеров не имеют:
1) альдегиды; 2) алкины; 3) алканы; 4) алкены.
9. Различить растворы метаналя и метанола можно при по-
мощи:
1) NaCl; 2) NaOH; 3) Ag
2O (в растворе NH 3); 4) Mg.
10. Продукт восстановления ацетальдегида:
1) этанол; 2) пропанол-1; 3) ацетон; 4) уксусная кислота.

Глава 24. КАРБОНОВЫЕ КИСЛОТЫ
24.1. Определение
Карбоновые кислоты — это производные углеводородов,
в молекулах которых содержится одна или несколько карбок-
сильных групп:
О
–С
OH, или –COOH
Карбоксильная группа имеет сложный состав. Она состоит
из карбонильной и гидроксильной (гидроксо) групп:
–C=O Карбонильная группа
\
О–H Гидроксил
Карбоновые кислоты часто встречаются в природе, прида-
вая ягодам и фруктам, а также некоторым другим продуктам
питания кислый вкус. Их делят на различные группы (классы)
по некоторым признакам:
• по строению (составу) углеводородного радикала кисло-
ты делят на:
– предельные CH
3–CH 2–CH 2–COOH в углеводородном
радикале только простые связи;
– непредельные CH
3–CH=CH–COOH в углеводородном
радикале есть кратная связь;
– ароматические COOH
имеется бензоль-
ное кольцо.
Задание 24.1. Определите состав этих кислот.
Для того чтобы различить по составу предельные и непре-
дельные кислоты, нужно умножить на два число атомов углеро-
да в углеводородном радикале и сравнить полученную величину
(С) с числом атомов водорода (В) в углеводородном радикале:
• у предельных кислот В > C, например для С
3Н7СООН:
В = 7, а С = 3 · 2 = 6;
• у непредельных кислот B < C, например для С
3Н5СООН:
В = 5, а С = 3 · 2 = 6.

Глава 24. Карбоновые кислоты 283
Задание 24.2. Какая из следующих кислот является пре-
дельной:
С
15Н31СООН или С 17Н31СООН
• по числу карбоксильных групп кислоты делят на:
– одноосновные: СН
3–СООН есть одна карбоксильная
группа;
– двухосновные: НООС–СООН есть две карбоксильные
группы.
Бывают кислоты, содержащие и большее число карбок-
сильных групп. Рассмотрим строение молекул и свойства
карбоновых кислот на примере предельных одноосновных
кислот.
24.2. Гомологический ряд, номенклатура,
изомерия
Предельные одноосновные карбоновые кислоты образуют
гомологический ряд с общей формулой:
С
nН2n+1 СООН, или R–COOH
Если n = 0, то Н–СООН метановая кислота (муравьиная),
n = 1, то СН
3–СООН этановая кислота (уксусная).
Вопрос. По какому принципу составляются названия кислот?
Для того чтобы составить название кислоты, нужно:
• подсчитать все атомы углерода (считая и атом углерода
карбоксильной группы);
• назвать алкан, который имеет такое же число атомов
углерода и то же строение;
• дописать к этому названию «овая» и слово «кислота».
Кроме того, для кислот чаще всего используют тривиаль-
ные названия (муравьиная, уксусная), которые указывают
на происхождение кислоты или её отличительные признаки.
Например, название муравьиная указывает, что эта кислота
входит в состав жгучего сока муравьёв. А слово «уксусная» про-
исходит от греческого слова «оксос», что означает «кислый».
Запомните некоторые из этих названий:
n = 2 CH
3–СН 2–СOОH С 2Н5СООН пропионовая кислота,

284 Раздел 3. Элементы органической химии
n = 3 СН 3–СН 2–CH 2–СООН С 3Н7СООН масляная кислота,
………….
n = 17 C
17H35COOH стеариновая кислота.
Задание 24.3. Назовите по ИЮПАК пропионовую и масля-
ную кислоты.
Если вы выполнили вышеизложенные правила, у вас полу-
чилось: пропановая кислота, бутановая кислота.
Начиная с n = 3, у кислот появляются изомеры. Изомерия
предельных кислот связана со строением углеводородного ра-
дикала:
СН
3–СН 2–CH 2–СООН и СН 3–CH–СООН
– СН 3 Бутан → 2-метилпропановая
бутановая кислота кислота
Задание 24.4. Составьте молекулярные формулы этих кислот
и убедитесь, что это изомеры.
24.3. Строение молекул
В состав карбоксильной группы входит гидроксогруппа ОН.
Вопрос. В каких соединениях встречается функциональная
группа ОН?
Такая же группа входит в состав молекул спиртов. Спирты
проявляют очень слабые кислотные свойства, могут вступать
в реакции только с очень активными, щелочными металлами,
не изменяют окраску индикатора, не реагируют с растворами
щелочей.
Если в раствор карбоновой кислоты добавить индикатор
(лакмус), то раствор окрасится в красный цвет. Это означает,
что кислоты проявляют более кислые свойства, чем спирты.
Почему? Потому что карбонильная группа, которая располо-
жена рядом с гидроксогруппой, влияет на неё.
Карбонильная группа, которая входит в состав карбок-
сильной группы, имеет (+) на атоме углерода. За счёт этого
небольшого положительного заряда происходит смещение
общих электронных пар связей «С–О» и «О–Н», поэтому эти
связи становятся более полярными:

Глава 24. Карбоновые кислоты 285
О
–С
O H (–)
(+)
Таким образом, карбонильная группа увеличивает поляр-
ность связи О–Н, делая её более полярной. Поэтому атом во-
дорода карбоксильной группы становится очень подвижным.
Он легко замещается на атом металла, способен отщепляться
в растворах: кислоты диссоциируют:
R–COOH →
← R–COO
– + Н +
Гидроксогруппа тоже влияет на карбонильную группу, де-
лая ее неактивной, поэтому кислоты не участвуют в реакциях
с разрывом π-связи карбонильной группы.
Карбоксильная группа влияет на углеводородный радикал,
делая некоторые связи С–Н в нём более полярными, и кисло-
ты могут участвовать в реакциях замещения атомов водорода
радикала.
24.4. Свойства кислот
24.4.1. Физические свойства
Кислоты с небольшим числом атомов углерода (1–10) —
жидкости с резким запахом. Вкус у них разный — уксусная
кислота — кислая, а масляная — горькая. Низшие кислоты
растворимы в воде, причём с увеличением длины радикала их
растворимость ухудшается.
Например, уксусная кислота — бесцветная жидкость с рез-
ким запахом. Смешивается с водой в любых соотношениях.
60…90 %-ные растворы уксусной кислоты (уксусная эссенция)
опасны для жизни, в то время как 6…8 %-ные растворы столо-
вого уксуса широко применяются при приготовлении пищи.
Высшие кислоты, например стеариновая кислота, твёрдые,
нерастворимые в воде вещества, лишённые запаха. Смесь та-
ких кислот называется «стеарин». Из стеарина делают свечи.
24.4.2. Химические свойства
Кислоты проявляют все свойства неорганических кислот.

286 Раздел 3. Элементы органической химии
Вопрос. Какие свойства кислот вам известны?
Кислоты реагируют с металлами, которые стоят в ряду на-
пряжений до водорода:
С
3Н7СООН + Mg → (С 3Н7СОО) 2Mg + H 2 →
При составлении таких реакций следует помнить, что
• кислотный остаток — это часть молекулы кислоты без
подвижного атома водорода; в данном случае это:
С
3Н7СОО;
• валентность кислотного остатка равна числу замещён-
ных атомов водорода, в данном случае замещается один
атом водорода и валентность равна I;
• исходя из этого, нужно переписать после реакции кис-
лотный остаток, взять его в скобки и за скобками по-
ставить цифру, равную валентности металла, а затем за-
писать символ самого металла.
В результате такой реакции образуется соль и выделяется
водород.
Кислоты реагируют с основными и амфотерными оксидами:
Н–СООН + Аl
2O3 → (Н–СОО) 3Аl + Н 2О формиат алюминия
В этом случае образуется соль и вода. Такие же продукты
реакции образуются при взаимодействии кислоты и основания:
С
17Н35СООН + NaOH → С 17Н35СООNа + Н 2О стеарат натрия (мыло)
Большинство карбоновых кислот — слабые кислоты. Тем
не менее они могут вытеснять более слабые кислоты из их со-
лей:
CH
3COOH + NaHCO 3 → CH 3COONa + H 2O + CO 2 →
ацетат натрия
Итак, во всех этих реакциях образуются соли. Названия со-
лей происходят от латинских названий кислот. Запомните эти
названия!
Задание 24.5. Составьте для известных Вам карбоновых кис-
лот таблицу по схеме:

Глава 24. Карбоновые кислоты 287
Таблица 9
Названия солей карбоновых кислот
Кислота Формула Соль кальция Название соли
пропионовая С
2Н5СООН (С 2Н5СОО) 2Са пропионат
муравьиная ? ? ?
уксусная ? ? ?
Названия солей см. выше (в уравнениях химических реак-
ций).
Кислоты могут реагировать со спиртами, в результате полу-
чаются сложные эфиры:
Это реакция этерификации. Она происходит в присутствии
концентрированной серной кислоты. (Подробнее о названиях
и свойствах сложных эфиров см. главу 25.)
Кислоты могут реагировать с галогенами за счёт углеводо-
родного радикала, при этом на атом галогена замещается атом
водорода у ближайшего к карбоксильной группе атома угле-
рода (это α-углеродный атом):
24.5. Получение и применение кислот
Кислоты можно получить при помощи окисления соот-
ветствующего альдегида:

288 Раздел 3. Элементы органической химии
Задание 24.6. Какой альдегид нужно взять для получения
уксусной кислоты? 2-метилпропановой кислоты? Составьте
уравнения реакций.
Вопрос. В каких условиях происходят процессы окисления
альдегидов? Являются ли эти реакции качественными на аль-
дегидную группу?
Кислоты применяются для получения душистых веществ,
растворителей, входят в состав лекарств. Наибольшее при-
менение получила ледяная (безводная) уксусная кислота,
которая используется в технических целях (для получения
лекарств, ацетатного шёлка, растворителей). В магазине мож-
но купить и пищевую уксусную кислоту (70 %-ный раствор),
и уксус (6 %-ный раствор). Концентрированная уксусная кис-
лота — яд! Она вызывает тяжёлые ожоги внутренних органов,
разрушает кровь. Её следует разбавлять водой до безопасных
5–7 % (примерно 1:10). Столовый уксус используют при при-
готовлении пищи. Его получают из глюкозы по схеме:
[O]
C6H12O6 → C 2H5OH → CH 3COOH
Некоторые (жирные) кислоты входят в состав жиров (см.
главу 25).
ВЫВОДЫ по главе 24
Кислоты — это производные углеводородов, содержащие
карбоксильную группу. Для них характерны реакции:
• замещения атома Н карбоксильной группы (с металлами);
• обмена (с оксидами, гидроксидами, солями);
• этерификации (со спиртами);
• замещения атома Н радикала (с галогенами).
Кислоты входят в состав различных овощей, фруктов и дру-
гих пищевых продуктов. Используются при приготовлении
пищи, например уксус.

Глава 24. Карбоновые кислоты 289
Вопросы, задачи и упражнения к главе 24
1. Какие соединения относятся к карбоновым кислотам?
Приведите примеры.
2 Опишите строение карбоксильной группы. В чём прояв-
ляется взаимное влияние атомов в молекуле в данном случае?
3. С какими веществами реагирует уксусная кислота: с каль-
цием? с медью? с оксидом железа (III)? с оксидом меди (II)? с ги-
дроксидом магния? с оксидом серы (IV)? с соляной кислотой?
с сульфатом натрия? с сульфидом натрия? с метиловым спиртом?
Составьте уравнения необходимых реакций. Если реакция
не происходит — объясните почему.
4. В четырех пробирках находятся: пентен-1, этиленгликоль,
пропаналь, уксусная кислота. При помощи каких химических
реакций их можно различить?
5. Осуществить превращения:
а) карбид кальция → этин → этаналь → этановая кислота
→ соль;
[O] [O] + этанолб) этанол → А → Б В;
в) метан → хлорметан → метанол → формальдегид → кис-
лота.
Укажите условия протекания реакций, назовите получен-
ные соединения.
6. Описать свойства масляной кислоты, указав:
• класс соединений;
• общую формулу гомологического ряда;
• химические свойства (5–6 уравнений реакций);
• способ получения.
Как вы думаете, почему эта кислота называется масляной?
7. Сколько граммов воды нужно добавить к 50 г 70 %-ной
уксусной кислоты, чтобы получить 5 %-ный уксус?
8. Сколько граммов карбида кальция, который содержит
16 % примесей, нужно для получения 30 г уксусной кислоты?
9. Сколько граммов 30 %-ной муравьиной кислоты нужно
для растворения 2,7 г алюминия?
10. Сколько граммов эфира можно получить при взаимо-
действии 30 г уксусной кислоты и 30 г этанола с выходом 30 %?
11. Одноосновная кислота имеет состав: ώ(С) = 40 %;
ώ(Н) = 6,67 %; ώ (О) = 53,33 %. Плотность паров её по аргону
1,5. Какая это кислота?

290 Раздел 3. Элементы органической химии
12. Какой объём кислорода потребуется для полного сгора-
ния 100 г уксусной кислоты?
13. Какой объём хлора вступит в реакцию с уксусной кис-
лотой массой 15 г, если в реакции должна получиться хлор-
уксусная кислота?
Задания ЕГЭ
14. Различить растворы муравьиной кислоты, этанола и
глицерина можно при помощи:
1) лакмуса; 2) бромной воды;
3) раствора Ag
2O в аммиаке; 4) Cu(OH) 2.
15. Сколько граммов ледяной уксусной кислоты нужно
добавить к 150 г столового 5 %-ного уксуса, чтобы получить
10 %-ный раствор этой кислоты.

Глава 25. С Л ОЖНЫЕ ЭФИРЫ.
ЖИРЫ
Сложные эфиры — это продукт взаимодействия спирта с кис-
лородсодержащей кислотой.
3адание 25.1. Составьте уравнение реакции глицерина с
азотной кислотой. Назовите полученное соединение.
Так, при взаимодействии глицерина с азотной кислотой
получается сложный эфир нитроглицерин.
Разберём свойства и способ получения эфиров карбоновых
кислот. Такие эфиры получаются при помощи реакции этерифи-
кации, т. е. при взаимодействии спирта с карбоновой кислотой
в присутствии концентрированной серной кислоты, например:
Название этого и других сложных эфиров составляют из на-
званий кислоты и спирта. Например, название этого эфира
звучит так: этиловый эфир уксусной кислоты, или уксусно-эти-
ловый эфир.
Очень часто употребляют названия эфиров, совпадающие
с названиями солей данных кислот. Например, «химическое»
название нитроглицерина «тринитрат глицерина». Это назва-
ние совпадает с названиями солей азотной кислоты.
Вопрос. Как называются соли уксусной кислоты?
Поскольку углеводородный радикал спирта (в данной слу-
чае) называется этил, а соли уксусной кислоты — ацетаты, то
полученный сложный эфир называется этилацетатом.
3адание 25.2. Составьте уравнения реакций получения
• пропилформиата,
• метилбутирата.
Дайте другие названия полученным эфирам.
Для составления таких реакций нужно:
• выяснить, какая кислота образует данную соль (гл. 24.4);
• выяснить, какой спирт имеет соответствующий радикал;

292 Раздел 3. Элементы органической химии
• записать формулы кислоты и спирта так, чтобы функци-
ональные группы были рядом («голова к голове»);
• отщепить молекулу воды и соединить остатки молекул
простой связью:
• назвать сложный эфир.
При правильном выполнении задания вы получите для про-
пилформиата:
Сложные эфиры легко подвергаются гидролизу, т. е. взаи-
модействуют с водой, образуя исходные кислоту и спирт:
3адание 25.3. Составьте уравнения реакций гидролиза для
пропилформиата, метилбутирата.
Вопрос. Могут ли вещества, полученные в результате реакции
гидролиза, реагировать друг с другом? Что при этом получается?
Поскольку полученные кислота и спирт могут реагировать
друг с другом, реакция гидролиза сложного эфира обратима.
Она происходит в присутствии растворов кислот (Н
+). В при-
сутствии щелочей реакция гидролиза сложного эфира стано-
вится необратимой (!).
Вопрос. Реагирует ли с раствором щелочи:
а) кислота?
б) спирт?
Что получается в результате возможной реакции?

Глава 25. Сложные эфиры. Жиры 293
В результате щелочного гидролиза образуется соль кислоты
и спирт:
Вопрос. Почему эта реакция необратима?
3адание 25.4. Составьте уравнения реакций щелочного ги-
дролиза для:
а) пропилформиата,
б) метилбутирата.
Назовите полученные вещества.
Жидкие сложные эфиры, как правило, имеют приятный за-
пах, являются хорошими растворителями. Но твёрдые слож-
ные эфиры одноатомных спиртов запаха не имеют и по внеш-
нему виду напоминают жир. Но это не жир, это воск. Настоя-
щий ЖИР — это сложный эфир трёхатомного спирта глицерина
и карбоновых кислот:
В состав природных жиров могут входить остатки как
предельных кислот (масляная, стеариновая, пальмитиновая
С
15Н31СООН), так и непредельных (олеиновая С 17Н33СООН)
кислот.
3адание 25.5. Напишите формулы масляной и стеариновой
кислот.
Если в составе жира преобладают твёрдые предельные кис-
лоты, то жир — твёрдый; если непредельные (жидкие) кисло-
ты, то жир — жидкий.
3адание 25.6. Напишите по приведённой выше схеме урав-
нения реакций:

294 Раздел 3. Элементы органической химии
а) глицерин + стеариновая кислота;
б) глицерин + олеиновая кислота.
Какое агрегатное состояние имеет каждый из полученных
жиров?
Названия жиров составляют, исходя из названий кислот,
входящих в его состав, так как спирт, образующий жир, один
и тот же — глицерин. Так, если в состав жира входят три остат-
ка пальмитиновой кислоты, то он называется трипальмитин.
3адание 25.7. Назовите жиры, полученные в предыдущем
задании 25.6.
3адание 25.8. Сравните состав жиров: тристеарина и три-
олеина. Сделайте вывод: можно ли жидкий жир (триолеин)
превратить в твёрдый (тристеарин)? Как?
На практике часть жидких жиров превращают в твёрдые
путем гидрирования, т. е. насыщения водородом:
3адание 25.9. Расставьте коэффициенты в этом уравнении.
Твёрдые жиры медленнее портятся (почему?), их легче хра-
нить, поэтому реакция гидрирования имеет большое практиче-
ское значение. Полученный искусственный жир называется
саломас. Из него получают маргарин, смазочные материалы,
мыло. В последнем случае проводят щелочной гидролиз сало-
маса твёрдого жира:
3адание 25.10. Назовите полученное соединение.
Мыло — это соль очень слабой органической кислоты и
сильного основания (щелочи).
Вопрос. Какой процесс происходит с такими солями в рас-
творе?

Глава 25. Сложные эфиры. Жиры 295
Поэтому мыло в растворе подвергается гидролизу, т. е. реа-
гирует с водой; при этом образуются исходные продукты, т. е.
щёлочь и кислота:
C
17H35COONa + Н 2О → С 17Н35СООН + NаОН
Получившаяся щёлочь «щиплет» глаза, разъедает кожу рук,
некоторые ткани. Кроме того, мыло плохо моет в жёсткой
воде (см. гл. 9.2), так как реагирует с солями кальция и магния
(именно они делают воду жёсткой), образуя нерастворимые
соединения:
C
17H35COONa + CaSO 4 → (С 17Н35СОО) 2Са → + Na 2SO 4
Поэтому к стеарату натрия (он составляет около 60 % хозяй-
ственного мыла) добавляют вещества, которые уменьшают не-
желательное действие чистого мыла. Так получают туалетные
мыла и другие моющие составы.
Жиры применяют также для получения стеарина (смесь
твёрдых предельных кислот), олифы, клеёнок и др. материалов.
Кроме того, жиры — обязательный компонент нашей пищи.
Они являются источником энергии, которая выделяется при
биохимическом окислении жира (при окислении жиров выде-
ляется около 9 ккал/г энергии), необходимы для усвоения вита-
минов. Жидкие жиры более полезны для здоровья, чем твёрдые.
ВЫВОДЫ по главе 25
Сложные эфиры образуются при взаимодействии спиртов
и кислородсодержащих кислот в результате реакции этери-
фикации. Жиры — это сложные эфиры глицерина и жирных
кислот. Жиры — обязательный компонент нашей пищи.
Вопросы, задачи и упражнения к главе 25
1. Из каких соединений можно получить сложный эфир?
2. Составьте уравнения реакций:
а) масляная кислота + этанол;
б) муравьиная кислота + метиловый спирт;
в) глицерин + стеариновая кислота.

296 Раздел 3. Элементы органической химии
Назовите полученные вещества. В какой из реакций полу-
чился жир?
3. Составьте уравнения реакций:
а) пропиловый эфир уксусной кислоты + вода;
б) уксуснопропиловый эфир + NaOH.
Какая из этих реакций необратима?
4. Составьте уравнения реакций:
а) триолеин + вода;
б) трипальмитин + КОН.
Какой из предложенных жиров жидкий? В какой из реак-
ций получилось мыло?
5. Какой качественной реакцией можно доказать, что при
гидролизе любого жира образуется глицерин?
6. Опишите свойства любого жира, указав:
• класс соединений;
• состав и строение молекулы;
• агрегатное состояние (пояснить!);
• химические свойства (гидрирование, кислотный и ще-
лочной гидролиз);
• значение.
7. Сколько граммов эфира можно получить при взаимо-
действии 30 г уксусной кислоты и 30 г этанола с выходом
30 %?
8. Сколько граммов 40 %-ного раствора КОН требуется для
омыления (гидролиза) 3 моль тристеарина?
9. Какой объём водорода потребуется для гидрирования
0,2 моль триолеина? Где применяется полученный продукт?
Задания ЕГЭ
10. Этиловый эфир муравьиной кислоты и метилацетат яв-
ляются
1) гомологами; 2) геометрическими изомерами;
3) структурными изомерами; 4) одним и тем же веществом.
11. Глицерид стеариновой кислоты относится к классу
1) белков; 2) жиров; 3) углеводов; 4) аминокислот.
12. Установите молекулярную формулу предельной кар-
боновой кислоты, метиловый эфир которой содержит 9,09 %
водорода.

Глава 26. У ГЛЕВОДЫ
К углеводам относятся природные кислородсодержащие со-
единения, обычно имеющие состав
С
n(H 2O) m
Отсюда название: углеводы *.
Простейшие углеводы, которые не подвергаются гидролизу
**,
называются моносахаридами. Важнейшими моносахаридами
являются:
Задание 26.1. Определите молекулярную формулу этих угле-
водов. Являются ли они изомерами?
Обратите внимание, что эти изомеры отличаются друг от
друга как альдегид и кетон, т. е. положением карбонильной
группы С=О. Существуют углеводы, которые отличаются
друг от друга положением в пространстве ОН-группы (спра-
ва или слева от углеродной цепи). У D-глюкозы есть изомер
(L-глюкоза), который отличается от неё как правая и левая
рука, как предмет и его изображение в зеркале. Поэтому этот
вид изомерии называется зеркальной, или оптической изомерией.
Вопрос. Что такое изомеры? Отличаются ли они по свойствам?
D- и L-углеводы отличаются по биологическим свойствам:
D-углеводы усваиваются организмом, а L-углеводы нет. Усва-
* Существуют углеводы, не соответствующие этой формуле, и на-
оборот. Например, уксусная кислота (НЕ углевод!) — имеет со-
став С
2(Н 2О) 2.
** То есть не разлагаются водой.

298 Раздел 3. Элементы органической химии
иваемые углеводы обеспечивают нас энергией. При окисле-
нии углеводов выделяется около 4 ккал/г энергии.
Вопросы. 1. Какие функциональные группы входят в состав
молекулы глюкозы?
2. Можно ли, используя только одно вещество, доказать, что
в состав глюкозы входит альдегидная группа и много спирто-
вых (гидроксо) групп?
Графическая формула показывает, что в состав молекулы
глюкозы входит альдегидная и несколько гидроксильных
групп. Поэтому глюкоза может проявлять свойства как аль-
дегидов:
так и многоатомных спиртов:

Глава 26. Углеводы 299
Кроме того, глюкоза даёт реакции брожения. Эти реакции
происходят под действием микроорганизмов, дрожжей в жи-
вых организмах, пищевых продуктах. Примером является
спиртовое брожение.
C
6H12O6 → C 2H5OH + CO 2
В растворах глюкоза переходит в циклическое состояние,
так как её длинная молекула изгибается и возможны реакции
внутри этой молекулы:
α-Глюкоза и β-глюкоза отличаются друг от друга поворотом
одного-единственного гидроксила, который находится у пер-
вого атома углерода. Эти изомеры почти не отличаются друг
от друга по химическим свойствам, но их полимеры (целлюлоза
и крахмал) сильно отличаются друг от друга по всем параметрам.
Крахмал — это природный полимер, построенный из остат-
ков молекул α-глюкозы:
Крахмал является составной частью муки, картофеля и других
продуктов, хорошо усваивается организмом. В день мы съедаем
до 300–400 г крахмала, который затем, в ходе гидролиза, пре-
вращается в глюкозу. А она, окисляясь, снабжает нас энергией.
Целлюлоза — составная часть ваты, льна, древесины
и других растений. Она не растворяется в воде и организмом

300 Раздел 3. Элементы органической химии
не усваивается. Всем известно, что крахмал и вата (почти чи-
стая целлюлоза) сильно отличаются друг от друга и по внеш-
нему виду, и по свойствам:
• крахмал — порошок, а вата имеет волокнистое строение;
• крахмал не горит, а вата легко воспламеняется;
• крахмал — основа питательных веществ, а вата — целлю-
лоза — не усваивается организмом.
Вопрос. Почему так сильно различаются свойства этих веществ?
Свойства этих веществ различны потому, что различно
строение их молекул. Строение молекулы целлюлозы можно
показать следующей формулой:
Вопрос. Чем различается химическое строение этих веществ?
Различие заключается в том, что крахмал образован из остат-
ков α-глюкозы, а целлюлоза — из остатков β-глюкозы. И всё.
Но есть и определённое сходство между этими непохожи-
ми веществами. Крахмал и целлюлоза — природные полимеры
(полисахариды).
Вопрос. Почему они так называются?
В состав одной молекулы полисахарида входят тысячи и де-
сятки тысяч остатков глюкозы. Поэтому при гидролизе и крах-
мала, и целлюлозы образуются тысячи и десятки тысяч моле-
кул глюкозы.
(C
6H10O5)n + H 2O → nC 6H12O6 крахмал или
целлюлоза
Эта реакция происходит всякий раз, когда вы съели блин-
чик, кашу или картошку (в состав этих пищевых продуктов
входит крахмал). А полученная при этом глюкоза являет-
ся важнейшим источником энергии для нашего организма
и, в частности, мозга. Крахмал в пищевых продуктах можно

Глава 26. Углеводы 301
обнаружить при помощи иода: появляется синее окрашива-
ние. Это качественная реакция на крахмал.
При помощи этой же реакции из несъедобного вещества
(опилок) можно получить съедобный продукт (глюкозу).
Поскольку целлюлоза, в отличие от крахмала, имеет ярко
выраженное волокнистое строение, она служит основой для
производства искусственных волокон. При составлении урав-
нений реакций таких превращений следует понимать, что
формулу целлюлозы можно записывать по-разному:
При обработке целлюлозы уксусной или азотной кислотами
образуются сложные эфиры — искусственные полимеры:
Этот полимер используется для получения ацетатного шёл-
ка, негорючей киноплёнки.
Задание 26.2. Составьте аналогичное уравнение реакции
целлюлозы с азотной кислотой (при затруднении см. гл. 22.6).
Полученный полимер
O–NO
2 С6Н7О2–O–NO 2 O–NO 2n
называется тринитрат целлюлозы (нитроклетчатка) и вхо-
дит в состав взрывчатого вещества пироксилина (бездымный
порох). Из этого полимера делают клей, лаки, медицинский
клей, горючую киноплёнку (число групп –О–NO
2 в этих ве-
ществах может быть различным).

302 Раздел 3. Элементы органической химии
Углеводы составляют существенную часть нашей пищи.
Так, главное сладкое вещество — сахар — представляет со-
бой практически чистый углевод сахарозу. Её состав C
12H22O11.
Это дисахарид, при гидролизе которого образуется глюкоза
и фруктоза:
C
12H22O11 + H 2O → C 6H12O6 + C 6H12O6 глюкоза фруктоза
Полученная глюкоза даёт энергию сразу, как попадает
в кровь. В свободном виде глюкоза содержится в винограде
и других ягодах. В целом углеводы составляют до 50 % нашего
пищевого рациона.
ВЫВОДЫ по главе 26
Углеводы — это природные вещества состава C n(H 2O) m:
глюкоза C
6H12O6, сахароза C 12H22O11, крахмал и целлюлоза

6Н10О5)n. Они синтезируются в растениях в ходе фотосин-
теза, входят в состав многих пищевых продуктов (овощи,
фрукты, молоко, хлеб, каша, картошка) и являются основным
источником энергии для нашего организма. Сладкие и раство-
римые углеводы называются сахарами. Например, глюкоза —
виноградный сахар, сахар крови. Сахароза — сахар, который
мы употребляем в пищу.
Вопросы, задачи и упражнения к главе 26
1. Какой состав имеют углеводы? На какие группы их мож-
но разделить?
2. Напишите молекулярную формулу:
а) моносахарида; б) дисахарида; в) полисахарида.
Дайте примеры названий этих веществ.
3. Составьте для глюкозы уравнения реакций, в результате
которых:
• появляется ярко-синий цвет раствора при реакции с
Cu(OH)
2;
• появляется оранжевый осадок при нагревании с Cu(OH)
2.
4. Укажите сходство и различие между крахмалом и целлю-
лозой. Объясните причину различия.

Глава 26. Углеводы 303
5. К какому классу соединений можно отнести ацетатный
шёлк? пироксилин? Составьте уравнения реакций их полу-
чения.
6. Осуществить превращение: целлюлоза → глюкоза → эта-
нол → этилен → полиэтилен.
7. Опишите строение молекулы и свойства глюкозы, указав:
• её состав;
• какие функциональные группы входят в состав её мо-
лекулы;
• какие качественные реакции могут подтвердить её стро-
ение (составить уравнения этих реакций);
• уравнение реакции брожения;
• значение глюкозы.
8. Опишите строение молекулы и свойства крахмала, указав:
• состав;
• строение элементарного звена;
• растворимость в воде;
• усваиваемость;
• уравнение реакции гидролиза;
• уравнения реакций с уксусной и азотной кислотами (там,
где они имеют практическое значение).
9. Опишите по такому же плану строение молекулы и свой-
ства целлюлозы.
10. Рассчитать объём газа, который должен выделиться при
брожении 160 г 20%-ного раствора глюкозы (брожение про-
шло полностью).
Задания ЕГЭ
11. Все углеводы:
1) сладкие на вкус; 2) растворяются в воде;
3) являются электролитами; 4) твёрдые вещества.
Дисахаридом является:
1) фруктоза; 2) крахмал; 3) сахароза; 4) глюкозы.
12. Растворы сахарозы и глюкозы можно различить с по-
мощью
1) NaOH; 2) Cu(OH)
2; 3) H 2SO 4; 4) BaCl 2.
13. Этанол образуется при спиртовом брожении
1) целлюлозы; 2) крахмала; 3) сорбита; 4) глюкоза.

Глава 27. А З ОТСО Д Е Р ЖАЩИЕ
СОЕДИНЕНИЯ
Как видно из названия, азотсодержащие соединения содер-
жат хотя бы один атом азота в молекуле. К таким соединениям
относятся, в частности, амины, аминокислоты и белки.
27.1. Амины
Амины — это производные аммиака, в молекуле которого
один или более атомов водорода замещены на радикал:
Группа –NH 2, которая входит в состав первичных аминов,
называется «аминогруппа». К первичным аминам относятся:
CH
3NH 2 метиламин;
С
6Н5NH 2 анилин (фениламин).
Амины с небольшим числом атомов углерода в молекуле
очень похожи на аммиак. Поэтому, описывая свойства ами-
нов, полезно вспоминать аналогичные свойства аммиака (см.
гл. 14.2) Так, метиламин, как и аммиак — ядовитый газ с рез-
ким запахом, хорошо растворимый в воде.
Вопрос. Какую реакцию среды имеет раствор аммиака в воде?
Сравним взаимодействие аммиака с водой и амина с водой:

Глава 27. Азотсодержащие соединения 305
NH 3 + H–OH →
← NH 4+ + OH – pH = ?
CH
3NH 2 + H–OH →
← CH 3NH 3+ + OH – pH = ?
Вопрос. Какие свойства: основные или кислотные — проявляют
растворы аммиака и аминов?
Совет. Составляя уравнения реакций первичного амина
с водой (см. выше) или с кислотами (см. ниже), нужно при-
бегать к работе по аналогии. Посмотрите, чем отличается
молекула первичного амина от молекулы аммиака? Одним
радикалом. Поэтому замените и в молекуле амина, и в продук-
тах реакции один атом водорода в аммиаке на радикал. И всё
получится. Так же поступайте и с более сложными аминами.
Поскольку амины, как и аммиак, проявляют свойства ос-
нований, — они реагируют с кислотами:
NH
3 + HCl → NH 4Cl хлорид аммония;
CH
3NH 2 + HCl → CH 3NH 3Cl хлорид метиламмония.
Отметьте, как изменился состав аминогруппы.
Обратите внимание: в этих реакциях атом водорода кислоты
добавляется к NH
2-группе.
Амины могут вступать в реакцию и за счёт углеводородного
радикала. Так, анилин вступает в реакцию замещения с бро-
мом (аналогично реакции фенола или толуола с бромом):
Анилин необходим для синтеза многих красителей. По-
этому его в больших количествах получают восстановлением
нитробензола при помощи реакции Зинина
*:
[H] С6Н5NO 2 → C 6Н5NH 2
*
Зинин Николай Николаевич (25.08.1812–18.02.1880) — русский
химик-органик, открыл (1842) реакцию восстановления арома-
тических нитросоединений, получив таким способом анилин
(1842). В числе его учеников были А. М. Бутлеров, Н. Н. Бекетов
и А. П. Бородин (по совместительству композитор).

306 Раздел 3. Элементы органической химии
Водород, необходимый для восстановления, получают при
помощи реакции металла с кислотой:
Me + Н
+ → Me х+ + Н 2
27.2. Аминокислоты
Как видно из названия, молекулы аминокислот содержат
две функциональные группы:
NH
2–R–COOH
аминогруппа карбоксильная
группа
Простейшей аминокислотой является глицин:
NH
2–CH 2–COOH аминоуксусная кислота (глицин).
Функциональные группы аминокислот могут находить-
ся на разном «расстоянии» друг от друга. Так, в ω-амино-
капроновой кислот они находятся на противоположных кон-
цах молекулы:
ω α

2–СН 2–СН 2–СН 2–СН 2–СН 2–СООН
Эта кислота и её производные используются для получения
синтетического волокна «капрон» (см. гл. 28). Гораздо боль-
шее значение имеют α-аминокислоты, в молекулах которых
функциональные группы разделены одним атомом углерода:
α

2–СН 2–СООН глицин;
α

2–СН–СООН аланин (α-аминопропионовая кислота).

СН 3
Эти α-аминокислоты входят в состав белков. Всего в состав
белков входит постоянно 20 аминокислот. Все они имеют осо-
бые названия, и все они α-аминокислоты.
Аминокислоты — это кристаллические вещества, хорошо
растворимые в воде.
Вопрос. Какую реакцию среды имеет такой раствор?

Глава 27. Азотсодержащие соединения 307
Аминокислоты диссоциируют в растворе:
NH
2–CH 2–COOH →
← NH 2–CH 2–COO – + H +
Ион водорода H + тут же вступает в реакцию с анионом:
NH
2–CH 2–COO – + H + →
← NH 3+–CH 2–COO –
В результате в растворе нет избытка ни ионов водорода,
ни ионов гидроксила, т. е. среда нейтральная (рН = 7).
Вопрос. Какие свойства проявляет аминогруппа? карбоксиль-
ная группа?
Вопрос. Будет ли аминокислота реагировать с кислотой? с ос-
нованием?
Поскольку в состав аминокислоты входит осно´вная группа
–NH
2 и кислотная –СООН, аминокислоты могут реагировать
и с кислотами:
и с основаниями:
Вопрос. Как называются вещества, реагирующие и с кислота-
ми и с основаниями, если в результате образуется соль?
Таким образом, аминокислоты — амфотерные соединения,
именно поэтому они могут реагировать друг с другом.
Вопрос. Какие вещества получаются при взаимодействии кис-
лоты и основания?
В результате этой реакции отщепляется молекула воды. Для
того чтобы составить уравнение такой реакции, записывайте

308 Раздел 3. Элементы органической химии
формулы аминокислот так, чтобы СООН-группа одной мо-
лекулы находилась рядом с NH
2-группой другой молекулы:
В эту реакцию может вступать и большее число молекул
аминокислот. В результате образуется полипептид — основа
любого белка.
Аминокислоты в живых организмах образуются при гидро-
лизе белков или синтетическим путем из других соединений,
например, их можно получить из галогенпроизводных кислот:
Задание 27.1. Назовите полученную аминокислоту.
27.3. Белки
Белки — это природные полимеры (высокомолекулярные
вещества), состоящие из остатков α-аминокислот.
Эти остатки соединены в длинную цепь за счёт пептидных
связей:
Атомы С–N образуют пептидную связь, которая соединяет
остатки аминокислот в молекулах всех белков.
Эта полипептидная цепь определяет первичную структуру
белка. Любое изменение первичной структуры белка влечёт
за собой изменение всех свойств белка, так как формируется
уже другой белок.
Длинная полипептидная цепь скручивается за счёт водо-
родных связей в спираль:

Глава 27. Азотсодержащие соединения 309
Формируется вторичная структура белка. Внутри этих спи-
ралей за счёт радикалов происходят сложнейшие химические
реакции. В результате молекулы белка изменяют свою форму,
образуя нити (фибриллы) или «шарики» (глобулы):
fibrille — нить;
фибриллярный белокqlobula — шар;
глобулярный белок
Любой белок имеет столь сложную структуру, что всякое из-
менение её становится необратимым (белок не может «вспом-
нить» свою прежнюю структуру и восстановить её). Такие
необратимые изменения происходят при нагревании свыше
40…60 °C, под действием кислот, щелочей, солей тяжёлых ме-
таллов, радиации и т. д. В результате этих и некоторых других
воздействий происходит денатурация белка. При этом белок
теряет свои природные (натуральные) свойства, так как из-
менилась вторичная и третичная структуры его:
Денатурация белка является причиной гибели микро-
организмов при стерилизации медицинских инструментов,

310 Раздел 3. Элементы органической химии
консервов. Она же является причиной тяжёлых отравлений
солями меди, ртути, свинца и другими ядами. Денатурация
происходит и при варке мяса, яиц.
Более глубокие изменения, затрагивающие первичную
структуру белка (полипептидную цепь) происходят при ги-
дролизе белка: белок + Н
2О → смесь аминокислот.
Белок входит в состав всех живых организмов и, значит,
в состав многих пищевых продуктов: мясо, молоко, яйца,
хлеб, картофель и т. д.
Обнаружить белок в растворе можно при помощи биурето-
вой реакции: раствор белка + CuSO
4 + NaOH → фиолетовая
окраска.
Большинство белков дают и ксантопротеиовую реакцию:
так, если при неосторожном обращении с концентрирован-
ной азотной кислотой, капля её попадёт на кожу — появится
несмываемое жёлтое пятно.
Биуретовая и ксантопротеиновая реакции — качественные
реакции на белки.
Кроме того, реактивом на белок являются растворимые соли
свинца, которые в щелочной среде образуют чёрный осадок.
И наконец, признаком присутствия белка в каком-либо ма-
териале может служить также появление характерного запаха
при сжигании — запах палёного волоса, рога. Этот запах по-
является, если поджечь волос, шерстяную нитку или кусочек
натурального меха.
Значение белков огромно: из них состоят все клетки нашего
организма, они помогают нам дышать, обеспечивают орга-
низм энергией, защищают от вредных воздействий окружа-
ющей среды иммунитет, «запоминают» и воспроизводят на-
следственную информацию. Ни одна биохимическая реакция
невозможна без ферментов, а любой фермент имеет белковую
основу. Лучше всего значение белков подчеркнул Ф. Энгельс:
«Жизнь — есть способ существования белковых тел».
ВЫВОДЫ по главе 27
Белки — это природные высокомолекулярные соедине-
ния, состоящие из остатков α-аминокислот. Аминокислоты
содержат две функциональные группы, противоположные

Глава 27. Азотсодержащие соединения 311
по свойствам, поэтому они могут реагировать друг с другом,
образуя полипептиды. Аминокислоты образуются при гидро-
лизе белков пищи (мясо, молоко, яйца, рыба), а затем из них
образуются белки нашего организма (белки входят в состав
всех органов и тканей нашего организма).
Вопросы, задачи и упражнения к главе 27
1. На какое неорганическое вещество похожи по свойствам
амины? Почему?
2. Составьте уравнения реакций:
а) аммиак + соляная кислота;
б) этиламин + соляная кислота;
в) анилин + соляная кислота.
За счёт какой функциональной группы происходят эти ре-
акции?
3. На какие органические вещества похож по свойствам
анилин?
4. Составьте уравнения реакций:
кат.
а) бензол + бром →
б) фенол + бром →
кат.
в) толуол + бром →
г) анилин + бром →
5. Какие функциональные группы входят в состав амино-
кислот?
6. Докажите амфотерные свойства аминокислот, составив
необходимые уравнения реакций:
а) аланин + НCl →
б) аланин + КОН →
Подчеркивайте функциональную группу, за счёт которой
идёт реакция.
7. За счёт каких функциональных групп происходит обра-
зование дипептида? Составьте уравнение реакции: глицин +
аланин →
8. При помощи кусочка мягкой проволоки попробуйте смо-
делировать первичную, вторичную, третичную структуры бел-
ка. Какие из них разрушаются:

312 Раздел 3. Элементы органической химии
а) при денатурации?
б) при гидролизе?
9. Под действием каких факторов происходит денатурация
белка? Укажите случаи, когда денатурация приносит пользу
человеку и когда её последствия вредны или опасны.
10. Как при помощи сульфата меди (II) и гидроксида на-
трия различить растворы белка, глицерина, глюкозы, альдеги-
да, уксусной кислоты. Укажите ожидаемые эффекты реакций.
Составьте (где это возможно) уравнения реакций.
11. Осуществить превращения:
а) метан → ацетилен → бензол → нитробензол → анилин →
сульфат анилина;
б) этанол → этилен → ацетилен → альдегид → кислота →
А → Б → дипептид.
+NH 3
+Сl 2
12. Определить строение сложного эфира предельной
α-аминоуксусной кислоты, если известно, что он содержит
15,73 % азота.
13. Имеется смесь четырёх изомеров, каждый из которых
реагирует с НСl и содержит в молекуле 23,7 % азота. Опреде-
лить строение этих соединений и массу исходной смеси, если
известно, что вещества предельные, а при сгорании смеси об-
разуется 4,48 л азота.
14. На реакцию с 50 мл раствора анилина пошло 4,2 г бро-
ма. Рассчитать массовую долю анилина в исходном растворе
(плотность раствора равна единице).
Задания ЕГЭ
15. Число изомеров, содержащих бензольное кольцо, со-
става С
7Н9N равно
1) 2; 2) 3; 3) 4; 4) 5.
16. Реакция среды в растворах аминов
1) нейтральная; 2) кислая; 3) щелочная; 4) любая.
17. Реактивом на белок не является
1) CuSO
4 + NaOH (изб); 2) Pb(NO 3)2 + NaOH (изб);
3) НNO
3 (конц); 4) FeCl 3 (р-р).

Глава 28. ПОНЯТИЕ О ПОЛИМЕРАХ
Полимеры (высокомолекулярные соединения, или ВМС) —
это вещества, длинные молекулы которых состоят из большо-
го числа повторяющихся звеньев:
(–Х–)
n,
где Х — элементарное звено полимера, а n — степень поли-
меризации.
Вопрос. О каких полимерах уже шла речь в данном пособии?
Некоторые полимеры синтезировала сама природа. Они
составляют основу окружающего нас мира живых существ.
Клетчатка (целлюлоза) составляет основу клеток всех расте-
ний, крахмал запасают те же растения в качестве источни-
ка энергии. Без белковых молекул вообще невозможна сама
жизнь. Кроме этих важнейших полимеров в природе встреча-
ются и другие «длинные» молекулы: каучук, пектин, гликоген
и др. Всё это — природные (натуральные) полимеры.
Вопрос. Что вы знаете о составе, строении, свойствах некото-
рых природных полимеров?
Если природный полимер подвергнуть химической обра-
ботке, то можно получить искусственный полимер. Чаще всего
исходным природным полимером служит целлюлоза. Смысл
химической обработки заключается в том, чтобы очистить
целлюлозу от примесей и перевести её в растворимое состоя-
ние. Однако целлюлоза не растворяется ни в воде, ни в ацето-
не. Но диацетат целлюлозы хорошо растворим в ацетоне. Если
полученный раствор пропустить через тончайшие отверстия
(фильеры) в шахту с горячим воздухом, то ацетон испаряется
и получаются нити — ацетатный шёлк. Если тот же раствор
пропускать через щель, получается плёнка (например, кино-
плёнка). В этом случае составы исходного и конечного по-
лимеров отличаются друг от друга:

314 Раздел 3. Элементы органической химии
O–NO 2
С6Н7О2–O–NO 2 O–NO 2n O–CO–CH
3
С6Н7О2–O–CO–СH 3 O–H
n
Вопрос. Как называются эти полимеры? Где они применяются?
Если целлюлозу растворять при помощи сероуглерода, то
из полученного раствора вискозы выделится полимер того же
состава, что и исходный, только полимерные цепи будут
у него короче. Так получают нити — вискозный шёлк — и про-
зрачную, хрустящую, блестящую плёнку целлофан.
Вопрос. Как при помощи ацетона различить ацетатный и ви-
скозный шёлк?
В настоящее время наибольшее распространение получили
синтетические полимеры, которые синтезируются из алкенов,
спиртов, кислот и других веществ. В этом случае исходные
вещества не являются полимерами! Основными способами
получения синтетических полимеров являются реакции по-
лимеризации:
nСН
2=СН –СН 2–СН–
– –
С 6Н5 С 6Н5 n
стирол полистирол
В таких реакциях НЕТ побочных продуктов!
Задание 28.1. Составьте уравнения реакций полимеризации
этилена, хлорвинила (при затруднении см. гл. 19.3.2 и 20.3.2).
Назовите полученные полимеры.
Вторым способом получения синтетических полимеров
является реакция поликонденсации. В таких реакциях выде-
ляются побочные продукты: NH
3, H 2O и др.
nH–N–(CH
2)5–COOH (–N–(CH 2)5–CO–) n + H 2O
– –
H H капрон
При помощи реакций полимеризации и поликонденсации
можно получить самые разнообразные по внешнему виду
и свойствам полимеры. Изменяя состав и строение исходных
мономеров, можно получать полимеры с заранее заданными
свойствами.

Глава 28. Понятие о полимерах 315
Задание 28.2. Найдите образцы ваты, крахмала, целлофана,
полиэтилена. Сравните их внешний вид, попробуйте ответить
на вопрос: почему так различаются свойства этих веществ?
К какому типу полимеров — природный, искусственный, син-
тетический — относится каждый из этих полимеров?
Задания ЕГЭ
1. Природным полимером является:
1) полиэтилен; 2) полихлорвинил;
3) крахмал; 4) целлофан.
2. Каучук образуется при полимеризации:
1) этилена; 2) стирола; 3) изопрена; 4) бутилена.

Часть 4.
РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ
Задачи по химии являются превосходной «гимнастикой»
для ума, поскольку позволяют ученику развивать логическое
мышление, составлять и реализовывать план решения задачи,
а параллельно повторять те или иные разделы химической на-
уки. Все задачи, которые предлагаются для решения, можно
разделить на две группы:
• задачи, которые решаются по стандартной формуле;
• задачи, которые решаются по уравнению реакции.
Многие задачи содержат и то и другое. Поэтому сначала
нужно изучить главы 29, 30, 31, а затем переходить к решению
более сложных заданий.
В начале каждой главы рассматривается, КАК решать за-
дачи, и рассматривается подробно ход решения её и образец
оформления решения. Такие задачи обозначены как Задача 1,
далее идёт сквозная нумерация их: всего задач 35.
В конце каждой главы даны задачи для самостоятельного
решения, для них также предусмотрена сквозная нумерация:
всего задач 97. Почти все эти задачи «распределены» по главам
Самоучителя так, чтобы, изучая какую-либо тему, вы могли бы
закрепить материал, решая задачи и выполняя упражнения.
В случае затруднений найдите эту задачу среди задач для са-
мостоятельного решения, а потом посмотрите, как решаются
такие задачи.
Рассмотрим сначала основные расчётные понятия.

Глава 29. ОСНОВНЫЕ РАСЧЁТНЫЕ
ПОНЯТИЯ
Как известно, количества реагирующих простых и сложных
веществ и смесей обычно измеряют в граммах, литрах, мил-
лилитрах. Данные в этих случаях записывают так:
m (NаС1) = 5 г;
V (раствора) = 10 мл;
V (СO
2) = 50 л и т. д.
Однако при расчётах по уравнениям реакций этих рас-
чётных понятий оказывается недостаточно. Дело в том, что
в каждой химической реакции участвуют определённые ча-
стицы (атомы, молекулы, ионы), масса которых, естествен-
но, различна. И поэтому даже для простейших химических
реакций типа:
С + О
2 = СО 2
нельзя утверждать, что 1 г углерода полностью прореагирует
с 1 г кислорода. Посмотрите в таблицу Менделеева: атомные
массы этих химических элементов разные! Каким же образом
выполняется расчёт по химическим уравнениям?
Поскольку в химических реакциях участвуют частицы
(молекулы, атомы, ионы), то основным расчётным понятием
является моль — величина, при помощи которой можно опре-
делить число частиц.
1 моль любого вещества содержит 6 · 10
23 частиц (молекул,
атомов, ионов).
Например:
1моль А1 содержит 6 · 10
23 атомов алюминия;
1 моль НС1 содержит 6 · 1023 молекул хлороводорода.
Число молей (ν) реагирующих веществ определяют по ко-
эффициентам в уравнении химической реакции:
4А1 + 3О
2 = 2Аl 2О3 4 3 2
атома молекулы молекулы
4 моль 3 моль 2 моль

318 Часть 4. Решение задач
Задание 29.1. Расставьте коэффициенты и подпишите под
химическими формулами число молей реагирующих веществ:
NаOН + Н
3РО 4 →
А1 + НСl →
P + O
2 →
Каким образом можно определить массу или объём реаги-
рующих веществ, зная их количества (в молях)?
Для определения массы используют величину «молярная
масса»:
где М — молярная масса, г/моль; m — масса, г; ν — количество
вещества, моль
*.
Молярная масса равна массе вещества количеством 1 моль.
То есть молярная масса это масса всех 6 · 10
23 молекул (ато-
мов, ионов). Молярная масса (М) совпадает по величине с от-
носительной атомной (А
r) или молекулярной (М r) массой ве-
щества, которые легко определяются по таблице Менделеева.
Так, относительная атомная масса (А
r) химического эле-
мента указана в таблице Менделеева:
А
r(Nа) = 22,990 ≈ 23
Это безразмерная величина.
Задание 29.2. Определите по таблице Менделеева:
А
r(Cl), А r(Mg), А r(Pb).
Относительная молекулярная масса (М
r) вещества равна сум-
ме относительных атомных масс атомов всех элементов, вхо-
дящих в состав этого вещества. При подсчёте значения отно-
сительных атомных масс их рекомендуется округлять (обычно
до целых чисел):
М
r(Cl 2) = 2 · А r(Сl) = 2 · 35,5 = 71
М
r(Н 2SO 4) = 2 · А r(Н) + А r(S) + 4 · А r(О) = 2 · 1 + 32 + 4 · 16 =
= 98
Это безразмерные величины.
Задание 29.3. Рассчитайте относительные молекулярные
массы веществ:
*
ν — греческая буква «ню», которую не следует путать с латин-
ской v.

Глава 29. Основные расчётные понятия 319
Н3РО 4, СuSO 4, NаОН, КСl.
Теперь несложно определить массы реагирующих веществ.
Задача 1. Определить массу железа количеством 0,5 моль.
Решение.
Из формулы
находим:
m = M · ν
M(Fe) = 56 г/моль;
ν = 0,5 моль
m = 56 г/моль · 0,5 моль = 28 г
Задача 2. Определить количество вещества Сu(NO
3)2 массой
300 г.
Решение.
Из формулы
находим:
ν = m : M
M [Cu(NO
3)2] = 64 + 2 · (14 + 3 · 16) = 188 (г/моль)
ν [Cu(NO
3)2] = 300 г : 188 г/моль = 1,6 моль
Задачи для самостоятельного решения
1. Определить массу:
а) алюминия, количеством 0,1 моль;
б) серной кислоты, количеством 1,5 моль;
в) сульфата алюминия, количеством 0,2 моль.
2. Определить количество вещества (моль):
а) магния, массой 4,8 г;
б) азотной кислоты, массой 126 г;
в) нитрата аммония, массой 40 г.

Глава 30. З А Д АЧ И, РЕШАЕМЫЕ
ПО СТАНДАРТНЫМ
ФОРМУЛАМ
В ходе решения таких задач рекомендуется придерживаться
алгоритма:
• внимательно прочитать условие задачи и выяснить, что
у вас спрашивают;
• написать соответствующую формулу и проанализиро-
вать её;
• найти числовые значения требуемых величин, каждый
раз записывая вначале формулу, а затем расчёт, учитывая
размерность величин.
30.1. Задачи по теме «Газы»
Известно, что вещества при нормальных условиях (н. у.)
могут находиться в трёх агрегатных состояниях: твёрдом, жид-
ком, газообразном. В твёрдом и жидком состояниях между
молекулами (атомами) вещества имеются довольно сильные
взаимодействия, в результате чего частицы находятся на не-
больших расстояниях друг от друга (рис. 30).
В газах расстояния между частицами очень велики, и силы
взаимодействия ничтожны (рис. 31).
Поэтому равные объёмы любых газов содержат одинаковое
число молекул. Это формулировка закона АВОГАДРО.
Рис. 30. Строение твёрдой и жидкой воды
лёд вода (жидкость)· H
2O

Глава 30. Задачи, решаемые по стандартным формулам 321
Следствием этого закона является:
1 моль любого газа при нормальных условиях (н. у.) зани-
мает объём 22,4 литра.
Эта величина (22,4 л/моль) является молярным объёмом газа
(V
М):
V
V
М = = 22,4 л/моль,
ν (1)
где V
M — молярный объём газа, моль/л; V — объём газа, л; ν —
количество вещества газа, моль.
Таким образом, зная массу газа, можно определить:

m (газа)
ν (газа) = .

М (газа)
Но для того же газа из формулы (1) имеем:

V (газа)
ν (газа) = .

V
М (газа)
Отсюда для любого газа выполняется соотношение:
m
= V

M V
M.
Задача 3. Какую массу имеет кислород объёмом 7 л?
Задача 4. Какой объём занимает азот массой 14 г?
Поэтому V (любого газа)
всегда >> V (жидкости),
если их массы примерно равны
и условия опыта одинаковы.
пар (газ)
Рис. 31. Строение газообразного вещества

322 Часть 4. Решение задач
m(N 2) = 14 г
V(N
2) = ?
Задача 5. Чему равна молярная масса газа, 1 л которого име-
ет массу 1,25 г?
Ответ. Молярная масса неизвестного газа 28 г/моль.
Пользуясь этими формулами, можно рассчитать объём,
массу, молярную массу газа, например:

m · V
M M = .
V
Известно, что

m
ρ = ,
V
(2)
где ρ — плотность газа (г/л), поэтому:
М(газа) = ρ · V
M. (3)
ПОМНИТЕ! Эти формулы можно использовать лишь тог-
да, когда данные задачи (плотность газа, его объём) измерены
при н. у.: 273 К, 1 атм.
Из формулы М(газа) = ρ · V
М вытекает понятие об относи-
тельной плотности газов (D
x). Эта величина, равная отноше-
нию плотностей двух газов:
ρ
1 M 1 · V М M 1 D2 = = = ,
ρ 2 VМ · M 2 M 2
где ρ 1 и М 1 — плотность и молярная масса одного газа, а ρ 2
и М
2 — плотность и молярная масса другого газа.

M
1 D2 = .
M 2

Глава 30. Задачи, решаемые по стандартным формулам 323
Относительная плотность газа показывает, во сколько раз
данный газ тяжелее второго газа. Пользуясь этой формулой,
можно легко определить молярную массу данного газа:
М
1 = D 2 · M 2.
Выполняя такие расчёты, следует помнить, что:
• любая смесь газов, например воздух, именуется в задачах
словом «газ»;
• средняя молярная масса воздуха, как показывают рас-
чёты, равна 29 г/моль;
• по умолчанию, если не сказано иного, расчёты ведут для
н. у.: 273 К, 1 атм.
Задача 6. Определить молярную массу газа, если:
а) плотность его равна 1,25 г/л;
б) плотность его по кислороду равна 0,75.
Решение.
а) М = ρ · V
М M = 1,25 г/л · 22,4 л/моль = 28 г/моль
б) М = D
О2 · М(О 2), где D О2 — плотность газа по кислороду,
т. е. D
О2 = 0,75
M(O
2) = 32 г/ моль
М(газа) = 0,75 · 32 = 24 г/моль
Состав смеси газов, как правило, измеряют в объёмных
процентах φ (фи).

V
газа φ =
V смеси , например, состав воздуха:
φ(N
2) = 0,78 φ(О 2) = 0,21 φ(СО 2) = 0,03.
Второе следствие, при помощи которого была эксперимен-
тально подтверждена гипотеза Авогадро (гипотеза стала за-
коном уже после смерти автора!), заключается в следующем:
объемы реагирующих газов относятся как их коэффициенты
в соответствующем уравнении реакции.
Это следствие позволяет решать задачи «в уме», если из-
вестны объёмы реагирующих газов или количества вещества
для них.
Задача 7. Какой объём кислорода потребуется для сжигания
6 л пропана?
Из уравнения реакции:
С
3Н8 + 5О 2 = 3СО 2 + 4Н 2О

324 Часть 4. Решение задач
видно, что молярное соотношение пропана и кислорода со-
ставляет 1 : 5. Таким образом, объём кислорода в пять раз
больше объёма пропана.
Ответ. Требуется 5 · 6 = 30 л кислорода.
Задачи для самостоятельного решения
3. Определить массы газов:
а) хлороводорода, объёмом 56 л;
б) озона О
3, объёмом 14 л.
4. Определить объёмы газов:
а) хлороводорода, массой 72 г;
б) аммиака NH
3, массой 3,4 г.
5. Определить молярные массы газов, если:
а) 2 л газа имеет массу 2,86 г;
б) 10 г газа занимает объём 7,47 л.
6. Определить молярную массу газа, если:
а) плотность его равна 1,52 г/л;
б) плотность по кислороду равна 1,81.
7. Какой объем занимает смесь, состоящая из 4 г метана
и 22 г пропана?
8. Какой газ имеет большую массу: этан, объёмом 56 л или
бутан, объёмом 44,8 л?
9. Существуют ли газообразные соединения серы легче воз-
духа?
10. Определите, не выполняя расчёт, какой из газов тяжелее
воздуха: Не, Ar, CO
2, CH 4, N 2, O 2.
30.2. Задачи по теме «Способы выражения
концентрации растворов»
Для того чтобы определить массовую долю растворенного
вещества, нужно воспользоваться формулой:

(1)
Ответ может быть дан в долях (единицы): ω = 0,15; или в
процентах: ω% = 15 %.

Глава 30. Задачи, решаемые по стандартным формулам 325
Задача 8. В 200 г воды растворили 16 г сахара. Определить
ω(сахара) в полученном растворе.
Решение. В данном случае масса раствора неизвестна. Но:
m(раствора) = m(воды) + m(сахара)
m(раствора) = 200 + 16 = 216 г
по формуле (1):
Задача 9. В 300 мл раствора (ρ = 1,2 г/мл) содержится 72 г
NаОН. Определить ω(NаОН) в этом растворе.
Решение. В этом случае масса раствора неизвестна, но из-
вестен объём. Найдём массу раствора:
m(раствора) = ρ · V = 1,2 · 300 = 360 (г);
Задача 10. В 20 мл воды растворили 4,48 л хлороводорода.
Определить ω(НСl) в соляной кислоте. Плотность раствора
равна 1,14 г/мл.
Решение. При растворении хлороводорода в воде получена
соляная кислота, её масса равна:
m(раствора) = m(HCl) + m(H
2O)
m = ν · M,
где ν — количество вещества, моль; M — молярная масса ве-
щества, причём для газов
m(газа) V(газа)
ν(газа) = = ,
М(газа) V
M(газа)
откуда

V(HCl) · M(HCl)
m(HCl) =
V
М
m(HCl) = 4,48 · 36,5 : 22,4 = 7,3 г (HCl это — газ!)
m(H
2O) = ρ · V,
где ρ — плотность воды (1 г/мл); V — объём воды, мл
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)

326 Часть 4. Решение задач
Обратите внимание: в 20 мл воды растворили 4,48 л газа,
но суммарный объём отнюдь не равен (4,48 + 0,02), т. е. 4,5 ли-
тра! Суммарный объём этого раствора равен:
V(раствора) = m(раствора) : ρ(раствора)
V(раствора) = 27,3 г : 1,14 = 23,9 мл,
т. е. при растворении более 4 литров газа объём жидкого рас-
твора увеличился менее чем на 4 миллилитра!
Выводы. 1. Объёмы жидкостей и объёмы растворяемых га-
зов суммировать нельзя.
2. При растворении в жидкости газы сжимаются более чем
в 1000 раз.
3. Объёмы жидкостей и газов рассчитывают (исходя из зна-
чения массы) по-разному:

m · V
М V(газа) = (л) V(жидкости) = m/ρ (мл)
M
где m — масса, г; М — молярная масса, г/моль; V — объём
(жидкости в мл, газа — в л); ρ — плотность жидкости, г/мл.
Пользуясь формулой (1) нетрудно рассчитать и массу раство-
ра, и массу растворённого вещества. Но при этом следует учиты-
вать, что обычно в задачах говорится (упоминается) о «5 %-ном
растворе», «16 %-ном растворе» и т. д., т. е. массовая доля веще-
ства выражена в процентах. В этом случае легко видеть, что:
• в 5 %-ном растворе ω(вещества) = 0,05;
• в 16 %-ном растворе ω(вещества)= 0,16 и т. д.
Зная массовую долю вещества в растворе, можно опреде-
лить:
m(вещества) = ω(вещества) · m(раствора) (2)

m(в-ва)
m(раствора) =
ω(в-ва)
(3)
Задача 11. Сколько граммов соли и воды нужно взять для
приготовления 350 мл (ρ = 1,1 г/мл) 12 %-ного раствора?
Решение. Из формулы (1) получаем формулу (2):
m(вещества) = ω(в-ва) · m(р-ра)
ω(вещества) = 12 %, т. е. 0,12
m(раствора) = ρ · V = 1,1 · 350 = 385 (г),
где ρ — плотность раствора (1,1 г/мл); V — объём раствора
(350 мл),
тогда

Глава 30. Задачи, решаемые по стандартным формулам 327
m(вещества) = 0,12 · 385 = 46,2 (г)
m(воды) = m(раствора) – m(вещества) = 385 – 46,2 = 338,8 (г)
Задача 12. Сколько граммов 8 %-ного раствора можно при-
готовить, имея 64 г NaCl?
Решение. Из формулы (3):
ω(вещества) = 8 %, т. е. 0,08
m(раствора) = 64
= 800 г
0,08
Такие задачи можно решать, составляя пропорции. При
этом следует знать, что массовая доля (в %) вещества пока-
зывает, сколько граммов вещества содержится (растворено)
в 100 граммах раствора: 5 %-ный раствор ==> 5 г вещества
в 100 граммах раствора.
Задача 13. Сколько мл 15 %-ного раствора (ρ = 1,1 г/мл)
можно приготовить из 22,5 г вещества?
Обратите внимание: в пропорции в одном столбце должны
совпадать и размерность, и наименование компонента, о ко-
тором идёт речь.
Задача 14. К 200 мл 20 %-ного раствора (ρ = 1,2 г/мл) до-
бавили 30 г того же вещества. Определить массовую долю ве-
щества в полученном растворе.
Решение. Определим в начале массу исходного раствора
и растворённого вещества:
m(раствора) = V(раствора) · ρ = 200 мл · 1,2 г/мл = 240 г
m(вещества) = m(раствора) · ώ(вещества) = 240 · 0,2 = 48 г
При добавлении новых порций растворяемого вещества,
его масса увеличивается:
m
1(вещества) = 48 + 30 = 78 г
На ту же величину увеличивается масса раствора:
m
1(раствора) = 240 + 30 = 270 г
ώ
1(вещества в новом растворе) = 78 : 270 = 0,289 (28,9 %)

328 Часть 4. Решение задач
Задача 15. Сколько граммов 19 %-ного раствора и воды нуж-
но взять для получения 380 г 6 %-ного раствора?
Решение. При добавлении воды масса растворённого веще-
ства не меняется. Поэтому рассчитаем массу растворённого ве-
щества в 6 %-ном растворе (столько же его будет и в 19 %-ном
растворе):
m(вещества, 6 %) = m(раствора, 6 %) · ώ(вещества) = 380 ×
× 0,06 = 22,8 г
Теперь можно рассчитать массу 19 %-ного раствора:
m(раствора, 19 %) = m(вещества, 6 %) : ώ = 22,8 : 0,19 = 120 г
Теперь задумаемся: почему возросла масса исходного
19 %-ного раствора? Потому, что добавили воду. Значит, мас-
са воды равна:
m(воды) = m(раствора, 6 %) – m(раствора, 19 %) = 380 – 120 =
= 260 г
Ответ. Нужно добавить 260 г воды.
В случаях, когда изменяется и масса раствора, и масса ве-
щества, нужно прибегнуть к приёму, когда неизвестная вели-
чина (о ней спрашивается в вопросе задачи), принимается
за известную, и обозначается А.
Задача 16. Сколько граммов 25 %-ного раствора нужно до-
бавить к 210 г 15 %-ного раствора, чтобы получить 18 %-ный
раствор?
Решение. Пусть нужно добавить А граммов 25 %-ного раство-
ра, тогда масса 18 %-ного раствора составит (210 + А) г. Опре-
делим массу вещества в 15 %-ном растворе:
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 уравнение:
0,18 ((210 + А) = 0,25А + 31,5
37,8 + 0,18А = 0,25А + 31,5
6,3 = 0,07А
А = 90 г
Ответ. Нужно добавить 90 г 25 %-ного раствора.

Глава 30. Задачи, решаемые по стандартным формулам 329
Задачи для самостоятельного решения
(Часть задач взята из перечня заданий ЕГЭ № 24)
11. В 300 г раствора содержится 45 г поваренной соли.
Определить ω (NaС1) в этом растворе.
12. В 300 мл воды растворили 100 г сахара. Определить ω
(сахара) в полученном растворе.
13. В 2 л раствора (пл. = 1,05 г/мл) содержится 105 г соли.
Определить ω(соли) в этом растворе.
14. В 200 мл воды растворили 56 л аммиака NH
3. Опреде-
лить ω (NH
3) в этом растворе.
15. Бромоводород объёмом 5,4 л затрачен на приготовление
8 %-ного раствора (пл. = 1,057 г/мл). Найти объём получен-
ного раствора.
16. Сколько граммов воды и сахара нужно взять для при-
готовления 3 литров 30 %-ного сиропа? (Пл. = 1,13 г/мл.)
17. Какой объём 25 %-ного раствора можно приготовить
из 150 г соли, если плотность раствора равна 1,2 г/мл?
18. К 500 мл 32 %-ной кислоты (ρ = 1,2 г/мл) добавили 1 л
воды. Вычислить массовую долю кислоты в полученном рас-
творе.
19. Смешали 25 г 16 %-ного раствора КОН с 30 мл 20 %-ного
раствора КОН (плотность 1,2 г/мл). Вычислить массовую
долю щёлочи в полученном растворе.
20. К 220 г 20 %-ного раствора поваренной соли добавили
44 мл воды и 36 г этой же соли. Вычислить массовую долю
соли в полученном растворе.
21. Определить массу воды, которую нужно выпарить
из 1 кг 3 %-ного раствора сульфата меди II для получения
5 %-ного раствора.
22. Сколько граммов воды нужно добавить к 50 г 70 %-ной
уксусной кислоты, чтобы получить 5 %-ный уксус?
23. После добавления соды к 200 мл 16 %-ного раствора
её (ρ = 1,17 г/мл) массовая доля вещества возросла до 20 %.
Определить массу добавленной соды.
24. Какой объём 96 %
-ной кислоты (ρ = 1,86 г/мл) необхо-
димо добавить к 5 л 30 %-ной кислоты (ρ = 1,3 г/мл), для того
чтобы получить 40 %-ный раствор?

Глава 31. З А Д АЧ И, РЕШАЕМЫЕ
ПО УРАВНЕНИЯМ РЕАКЦИЙ
Для того чтобы решить любую задачу из этого раздела, не-
обходимо знать
• теоретические основы задачи;
• общие принципы оформления расчёта по уравнению
химической реакции.
Поскольку теоретические основы изложены в различных
разделах Самоучителя и других учебниках, нужно перед реше-
нием задачи повторить нужный раздел.
Рассмотрим общие принципы оформления расчётов
по уравнениям реакций.
31.1. Оформление расчётов по уравнениям реакций
Для того чтобы выполнить расчёт по уравнению реакции,
нужно:
• составить уравнение химической реакции, расставить
коэффициенты;
• по коэффициентам уравнения химической реакции опре-
делить число молей реагирующих веществ;
• НАД формулами соединений указать данные задачи, от-
метив их размерность (г, л, моль);
• ПОД формулами этих соединений сделать расчёт таким
образом, чтобы размерность величин «над» и «под» хи-
мическими формулами совпали;
• составить пропорцию из «верхних» данных и «нижних»
результатов и выполнить расчёт.
Разберём этот алгоритм на примере.
Задача 17. В раствор, содержащий 1,2 моль НCl опустили
избыток алюминия. Какой объём водорода выделится при
этом?
Решение. Составим уравнение реакции и запишем, что дано
в ней, над формулами соединений. При этом обязательно ука-
зывайте размерность.

Глава 31. Задачи, решаемые по уравнениям реакций 331
Задача 18. Сколько граммов алюминия нужно растворить
в соляной кислоте, чтобы получить 5,6 л водорода?
Решение. Составим уравнение реакции и запишем, что дано
в ней, над химическими формулами соединений. При этом
обязательно указывайте размерность.
В случае, когда нужно определить объёмы реагирующих
газов, можно воспользоваться следствием из закона Аво-
гадро.
Объёмы реагирующих газов относятся как их коэффициенты
в уравнении химической реакции.
Задача 19. Какой объём углекислого газа выделится при
полном сгорании 6 л ацетилена С
2Н2?

332 Часть 4. Решение задач
Решение.
Задачи для самостоятельного решения
25. Какой объём кислорода потребуется для полного сгора-
ния 6,2 г фосфора? Сколько молей оксида фосфора при этом
получится?
26. Сколько молей фосфора нужно сжечь, чтобы получить
28,4 г оксида фосфора V?
27. Какой объём водорода потребуется на восстановление
10,6 г Fe
3О4 до железа? (Реакция идет по схеме: Ме xОy + Н 2 →
Ме + H
2O.)
28. Какой объём кислорода потребуется для сгорания 8,8 г
пропана? (Пропан: С
3Н8.)
29. Какой объём кислорода требуется для полного сгорания
5 л этилена С
2Н4?
30. Хватит ли 10 л кислорода для полного сгорания 17 л
водорода?
32. Какой объём водорода может присоединиться к пропену
массой 21 г?
34. Сколько миллилитров бензола (пл.= 0,78 г/мл) можно
получить из 56 л ацетилена?
35. Какой объём водорода выделится, если в избыток спир-
та бросить 0,23 г натрия?
36. Сколько граммов диэтилового эфира можно получать
из 23 г этанола?
37. Какой объем этилена должен вступить в реакцию, для
того чтобы образовалось 500 мл спирта (пл. = 0,8 г/мл)?
38. Какой объём водорода может присоединиться к 22 г
этаналя?

Глава 31. Задачи, решаемые по уравнениям реакций 333
39. Какой объём спирта нужно окислить для получения 11 г
этаналя? (плотность спирта равна 0,8 г/мл).
40. Какой объём хлора вступит в реакцию с уксусной кис-
лотой массой 15 г, если в реакции должна получиться хлор-
уксусная кислота?
41. Какой объём водорода потребуется для гидрирова-
ния 0,2 моль триолеина? Где применяется полученный про-
дукт?
42. Какой объём кислорода потребуется для полного сгора-
ния 100 г уксусной кислоты?
31.2. Задачи по теме
«Количественный состав смесей»
Состав смесей очень часто определяют в различных зада-
чах, например в которых упоминаются растворы. Дело в том,
что растворы — это однородные смеси. Задачи такого типа
решаются по разному, но в любом случае следует помнить,
что массу (объём) смеси нельзя подставлять в уравнение реак-
ции и нельзя находить по уравнению реакции. По уравнению
реакции можно найти только массу или объём компонента
смеси.
Внимание! Если в условии упоминается смесь веществ или
раствор, то составлять уравнения реакций нужно для всех
компонентов смеси, указывая, идёт реакция или нет, а за-
тем выполнять расчёт, оформляя решение задачи по каждому
уравнению так, как показано выше.
Задачи такого типа можно условно разделить на две группы:
• задачи, в которых имеется хотя бы одна величина, кото-
рую можно сразу подставить в уравнение реакции и сде-
лать необходимый расчёт;
• задачи, в которых таких данных нет.
Рассмотрим задачу первого типа.
Задача 20. Смесь меди и алюминия массой 10 г обработа-
ли раствором щёлочи. При этом выделилось 10 л газа (н. у.).
Определить состав смеси в масс.% (массовые доли алюминия
и меди в смеси).
Решение. Составим уравнения реакций:
Cu + NaOH → не идёт

334 Часть 4. Решение задач
х, г 10 л
2Al + 2NaOH + 2H
2O → 2NaAlO 2 + 3H 2 2 моль 3 моль
m = 2 · 27 = V = 3 · 22,4 =
= 54 г = 67,2 л
Составим пропорцию и определим массу алюминия в смеси:
х = 54 г · 10 л : 67,2 л = 8 г,
отсюда: ώ(Al) = 8 г : 10 г = 0,8(80 %); а ώ(Cu) = 0,2(20 %).
Ответ. ώ(Al) = 80 %, ώ(Сu) = 20 %.
В задачах второго типа в химическом превращении участву-
ют все компоненты смеси, в результате чего образуется смесь га-
зов или других продуктов реакции. В этих случаях нужно при-
бегнуть к приёму, когда неизвестная величина (о ней спраши-
вается в задачи), принимается за известную, и обозначается А.
Задача 21. На нейтрализацию 20 г смеси гидрофосфата
и дигидрофосфата натрия потребовалось 25 г 40 %-ного рас-
твора NaOH. Определить состав смеси.
Составим уравнения реакций:
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
Определим количество вещества NaOH, которое содержит-
ся в растворе (можно считать, используя значение массы этого
вещества, но более простые числа получаются, если исполь-
зуется величина «моль»):
m(NaOH) = 25 · 0,4 = 10 г
ν(NaOH) = 10 : 40 = 0,25 моль
ν(NaOH) = m(раствора) ώ(раствора)
Внимание: количество вещества щёлочи можно рассчитать
сразу:
ν(NaOH) = m(раствора) · ώ(раствора) : М(NaOH) =
= 25 · 0,4 : 40 = 0,25 моль
Теперь используем приём, который был отработан в задаче
16: пусть в смеси содержится а г дигидрофосфата, тогда ги-
дрофосфата содержится (20 — а) г. Подставим эти величины
в уравнения реакций и найдём значения х и у:

Глава 31. Задачи, решаемые по уравнениям реакций 335
х = 2а : 120 = 0, 0167 а Всегда избавляйтесь
от дробей — превра-
щайте их в десятич-
у = (20 – а) : 142 = 0,007 (20 – а) ные дроби (коэффи-
циенты).
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 предыдущего равенства
умножены на 100)
1,67а + 14 – 0,7а = 25
0,97а = 11
а = 11,34, т. е. m (дигидрофосфата) = 11,34 г, а m (гидрофос-
фата) = 20 – 11,34 = 8,66 г
Ответ. Смесь состояла из 11,34 г дигидрофосфата и 8,66 г
гидрофосфата.
При получении растворов происходят не только физиче-
ские процессы (дробление вещества, диффузия), но и взаи-
модействие вещества и растворителя. (Подробнее см. Само-
учитель первого и второго уровня, главы «Растворы».) Иногда
в результате такого взаимодействия образуются совершенно
новые вещества. В этом случае необходимо составить уравне-
ние или схему происходящего процесса, а в расчётной форму-
ле указывать, о каком веществе идёт речь.
Задача 22. В 100 мл воды растворили 2 г кальция. Опреде-
лить массовую долю вещества в полученном растворе.
Решение. Поскольку кальций реагирует с водой, составим
уравнение соответствующей реакции:
2 г х, г у, г
Са + 2Н
2О = Са(ОН) 2 + Н 2 1 моль 1 моль 1 моль
m = 40 г m = 74 г m = 2 г
Таким образом, в растворе содержится не кальций, а ги-
дроксид кальция. Отразим это в расчётной формуле:

m[Са(ОН)
2]
ω(Са(ОН)
2) =
m(раствора)
Значит, нам нужно вычислить m[Са(ОН) 2] по уравнению
реакции:
х = 2 · 74 : 40 = 3,7 г Са(ОН)
2 образовалось в ходе реакции;
а затем массу раствора:

336 Часть 4. Решение задач
m(раствора) = m(Н 2О) + m(Са) – m(водорода) = 100 г + 2 г –
– 0,1 г = 101,9 г
Обратите внимание: массу полученного раствора вычисля-
ют, исходя из массы исходных веществ или смесей, добавляя
к ним массы тех веществ, которые были добавлены, и, вычи-
тая массы веществ, которые вышли из сферы реакции в виде
газа или осадка.
m(воды) = V · ρ = 100 мл · 1 г/мл = 100 г
m(водорода) = у = 2 · 2 : 40 = 0,1 г

3,7 г Са(ОН)
2 ω[Са(ОН) 2] = = 0,036 (3,6 %)
101,9 г раствора
Ответ. Массовая доля щёлочи составит 3,6 %.
Задачи для самостоятельного решения
43. Через известковую воду пропустили 3 л воздуха. Выпа-
ло 0,1 г осадка. Определить объёмную долю (φ) углекислоты
(CO
2) в воздухе.
44. 20 г мела опустили в соляную кислоту. При этом вы-
делилось 4 л газа. Определить массовую долю (ώ) карбоната
кальция в образце этого мела.
45. В 200 г воды растворили 15 г оксида лития. Найти мас-
совую долю веществ в полученном растворе.
46. 20 г смеси хлорида натрия и карбоната натрия обра-
ботали соляной кислотой. При этом выделилось 2,24 л газа.
Установить состав смеси в масс.%.
47. Для превращения 2,92 г смеси гидроксида и карбоната
натрия потребовалось 1,344 л хлороводорода. Вычислить со-
став смеси.
48. При растворении 3 г сплава меди и серебра в разбавлен-
ной азотной кислоте получено 7,34 г смеси нитратов. Опре-
делить процентный состав смеси и объём газов, полученных
при прокаливании образовавшихся солей.
49. Сколько граммов 30 %-ной азотной кислоты нужно
взять для нитрования 5,6 л пропана?
50. Какой, объём кислорода потребуется для сжигания сме-
си, состоящей из 8 г метана и 11,2 л этана?
51. Какой объём метана можно получить при нагревании
20 г смеси, содержащей 25 % ацетата натрия, остальное — щё-
лочь?

Глава 31. Задачи, решаемые по уравнениям реакций 337
52. Через бромную воду пропустили смесь, которая состоит
из 8 г метана и 5,6 л этена. Сколько граммов брома вступит
в реакцию?
53. Какой объём природного газа, который содержит 98 %
метана, потребуется для получения 52 кг ацетилена?
54. Из 10 г загрязнённого карбида кальция получили 2,24 л
ацетилена. Чему равна массовая доля карбида кальция в ис-
ходном образце?
55. Какой объём кислорода нужен для сжигания смеси, ко-
торая состоит из 4 г метана, 10 л этена и 1 моль этина?
56. Сколько граммов 40 %-ной азотной кислоты нужно взять
для получения 24,2 г нитробензола?
57. Сколько граммов азотной кислоты потребуется для ни-
трования 4,7 г фенола, если ώ(кислоты) в исходном растворе
равна 30 %.
58. Сколько граммов 30 %-ной муравьиной кислоты нужно
для растворения 2,7 г алюминия?
59. Сколько граммов 40 %-ного раствора КОН требуется для
омыления (гидролиза) 3 моль тристеарина?
60. Рассчитать объём газа, который должен выделиться при
брожении 160 г 20 %-ного раствора глюкозы (брожение про-
шло полностью).
61. На реакцию с 50 мл раствора анилина пошло 4,2 г бро-
ма. Рассчитать массовую долю анилина в исходном растворе
(плотность раствора равна единице).
31.3. Задачи на «избыток–недостаток»
Такие задачи имеют в условии легко узнаваемый признак:
указаны данные для обоих (или всех) реагирующих веществ.
В этом случае нужно вначале определить количество (в моль)
реагирующих веществ.
Затем по уравнению реакции определить молярные соотно-
шения этих веществ и сделать вывод — какое из них находится
в недостатке. Именно по этой величине (в моль!) ведутся по-
следующие расчёты.
Задача 23. Какой объём водорода выделится при взаимо-
действии 5,4 г алюминия с 200 г 12 %-ного раствора серной

338 Часть 4. Решение задач
кислоты? Чему равны массовые доли веществ в полученном
растворе?
Решение. Определим массы и количество вещества для алю-
миния и серной кислоты:
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 нуля!)
ν(Аl) = 5,4 : 27 = 0,2 моль
Составим уравнение реакции:
2Al + 3H
2SO 4 → Al 2(SO 4)3 + 3H 2 2 моль 3 моль
Из уравнения реакции видно, что молярные соотношения
исходных веществ 2 : 3, это означает, что 0,2 моль алюминия
реагируют полностью с 0,3 моль серной кислоты, но этой
кислоты имеется только 0,24 моль, т. е. недостаток. Укажем
количество вещества серной кислоты (0,24 моль) в уравнении
реакции и выполним 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 на все вопросы задачи. Объём во-
дорода рассчитать несложно, поскольку мы уже определили
количество (моль) этого вещества.
Задание. Рассчитайте объём водорода.
Для того чтобы определить массовые доли растворённых
веществ, нужно установить, какие вещества растворимы.
В данном случае — это серная кислота и соль. Но серная кис-
лота вступила в реакцию полностью. Массу соли рассчитайте
по количеству вещества её.
Массу раствора всегда следует рассчитывать по формуле:
m(раствора) = m(исходного раствора) + m(добавленных ве-
ществ) – m(газа или осадка).
В данном случае:
m(раствора) = m(исходного раствора) + m(растворённого
Al) – m(Н
2).
Обратите внимание: следует добавить не ту массу алюми-
ния, которую, добавили в раствор, а только ту, которая всту-
пила в реакцию:
m(Аl) = 0,16 моль · 27 г/моль = 4,32 г

Глава 31. Задачи, решаемые по уравнениям реакций 339
Задание. Рассчитайте массу раствора, предварительно рас-
считав массу водорода.
Теперь рассчитаем массовую долю соли в полученном рас-
творе:

m (соли)
ώ (соли) = = 27,36 : 204,2 = 0,134 (13,4 %).
m (раствора)
Ответ. Массовая доля сульфата алюминия равна 13,4 %,
а объём водорода 5,4 литра.
Анализ на «избыток — недостаток» позволяет установить
и качественный и количественный состав реакционной смеси.
Особенно важен этот анализ в случае, когда могут получаться
кислые или основные соли.
Задача 24. Установить состав и массу солей, если в раствор,
содержащий 28 г КОН пропустить: а) 15 л СО
2; б) 10 л СО 2;
в) 2,5 л СО
2.
При решении подобных задач следует учитывать, что при
взаимодействии щелочей с многоосновными кислотами или
их ангидридами могут получаться как средние, так и кислые
соли. В данном случае, если молярное соотношение компо-
нентов 1 : 1, то образуется кислая соль:
КОН + СО
2 → КНСО 3
А если щёлочь в избытке (2 : 1 и более), то получается сред-
няя соль:
2КОН + СО
2 → К 2СО 3 + Н 2О
Поэтому в начале нужно рассчитать количество вещества
обоих компонентов:
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 образуется
только кислая соль:
0,5 моль (0,67 моль)
КОН + СО
2 → КНСО 3
В этом случае углекислый газ находится в избытке, а его из-
быток не может реагировать дальше. Значит, образуется только
кислая соль в количестве 0,5 моль (считаем по «недостатку»).

340 Часть 4. Решение задач
В третьем случае (в) ν (СО 2) < ν (КОН), т. е. когда КОН в из-
бытке, происходят обе реакции. Легко видеть, что 0,11 моль
СО
2 полностью прореагирует с 0,11 · 2 = 0,22 моль КОН. По-
этому, фактически, идёт только вторая реакция:
(0,5 моль) 0,11 моль → 0,11 моль
2 КОН + СО
2 → К 2СО 3 + Н 2О
и образуется только средняя соль в количестве 0,11 моль.
Во втором случае (б) идут обе реакции:
(0,5 моль) 0,45 моль → 0,45 моль
КОН + СО
2 → КНСО 3
Здесь остаётся в избытке 0,5 – 0,45 = 0,05 моль КОН, кото-
рый вступает в следующую стадию процесса:
0,05 моль (0,45 моль) → 0,05 моль
КОН + КНСО
3 → К 2СО 3 + Н 2О
В этой реакции остаётся 0,45 – 0,05 = 0,4 моль КНСО
3 и об-
разуется 0,05 моль К
2СО 3.
Внимание!
Теперь можно подвести итог, определив, когда нужно опре-
делять количества заданных веществ в моль, а когда — нет.
Определять количества заданных веществ в моль НЕ НУЖ-
НО, когда:
• расчёт ведут по одному уравнению, по которому нужно
определить массу или объём реагирующих веществ (см.
задачу 18);
• расчёт ведут для газов, для которых известен объём (см.
задачу 19).
Определять количества заданных веществ в моль НУЖНО,
когда:
• определяют избыток (недостаток) реагирующих веществ
(см. задачу 23);
• расчёт ведут по нескольким уравнениям. Для примера
рассмотрим задачу 25.
Задача 25. Для нейтрализации раствора фенола в этаноле
потребовалось 25 мл 40 %-ного раствора КОН (ρ = 1,4 г/мл).
При взаимодействии исходного раствора с натрием может вы-
делиться 6,72 л газа. Определить состав исходной смеси.
Известно, что со щелочами реагируют только фенолы:
0,25 моль ← 0,25 моль
С
6Н5ОН + КОН → С 6Н5ОК + Н 2О (1)

Глава 31. Задачи, решаемые по уравнениям реакций 341
Рассчитаем:
m (раствора КОН) =
m (КОН) =
ν (КОН) = 14 : 56 = 0,25 моль, подставим полученную вели-
чину в уравнение реакции (1). Составим уравнения реакций
с натрием и перенесём в уравнение (2) количество вещества
фенола:
0,25 моль → → → 0,125 моль

6Н5ОН + 2Na → 2С 6Н5ОNa + Н 2 → (2)
0,35 моль ← ← ← 0,175 моль

2Н5ОН + 2Na → 2С 2Н5ОNa + Н 2 (3)
Но в реакциях (2) и (3) было получено 0,3 моль водорода
(6,72 л : 22,4 л/моль = 0,3 моль), значит, в реакции (3) было
получено 0,175 моль Н
2. Теперь легко найти количественный
состав смеси.
И, наконец, понятие моль необходимо при установлении
формулы вещества (см. главу 31.4).
Задачи для самостоятельного решения
62. Через 200 мл 13 %-ного раствора гидроксида бария
(пл. = 1,1 г/мл) пропустили 2 л хлороводорода. Определить цвет
индикатора в полученном растворе и массу полученной соли.
63. В 250 мл воды растворили 13,8 г натрия, затем добави-
ли 50 г 59 %-ной ортофосфорной кислоты. Определить состав
и массовую долю соли в полученном растворе.
64. 8,4 г карбоната магния растворили в 250 мл 15 %-ного
раствора серной кислоты (пл. = 1,08 г/мл). Определить мас-
совую долю соли в полученном растворе.
65. 8,4 г цинка растворили в 70 г 120 %-ной соляной кис-
лоты. Определить массовую долю соли в полученном рас-
творе.
66. 25 л СО
2 пропустили через 500 г 7,5 %-ного раствора
едкого натра. Рассчитать массовые доли солей в полученном
растворе.
67. Рассчитать массовую долю кислоты в растворе, полу-
ченном смешением 200 мл 15 %-ного раствора серной кисло-
ты (пл. = 1,2 г/мл) с 150 мл 10 %-ного раствора нитрата бария
(пл. = 1,04 г/мл).

342 Часть 4. Решение задач
68. Какой объём газа выделится, если 3,2 г меди растворить
в 50 г 30 %-ной азотной кислоты? Чему равны массовые доли
растворённых веществ в полученном растворе?
69. Твёрдое вещество, полученное при прокаливании кар-
боната кальция, растворили в воде. Через полученный раствор
пропустили сернистый газ, в результате чего образовалась кис-
лая соль массой 101 г. Определить массу карбоната и объёмы
газов.
70. Смешали 200 г 12 %-ного раствора дигидрофосфата
натрия и 150 г 5 %-ного раствора гидроксида натрия. Какие
вещества содержатся в полученном растворе? Определить их
массовые доли и реакцию среды раствора.
71. Через 100 мл 1,48 %-ного раствора сульфата меди (пл. =
1,08 г/мл) пропустили 300 мл сероводорода. Рассчитать массу
осадка и массовую долю кислоты в полученном растворе.
72. Смешали 12 л бутена и 12 л кислорода. Смесь подо жгли.
Какой из этих газов и в каком объёме останется в смеси по-
сле реакции? Какой объём газа и жидкой воды образуется при
этом?
73. Вычислить массу фенолята натрия, который образуется
при взаимодействии 9,4 г фенола с 50 г 12 %-ного раствора
гидроксида натрия.
74. Сколько граммов карбида кальция, который содержит
16 % примесей, нужно для получения 30 г уксусной кислоты?
31.4. Задачи на установление формулы вещества
Молекулярная формула вещества отражает его количе-
ственный состав. Количественный состав вещества, как
и количественный состав раствора, выражают при помощи
массовых долей элементов в нём:

m(элемента)
ω(элемента) =
m(вещества)
.
Поскольку масса вещества в условии задачи, как правило,
не указывается, применяем уже опробованный способ:
Пусть количество вещества равно 1 моль, тогда:
m(элемента) = ν · М = n · М(элемента),

Глава 31. Задачи, решаемые по уравнениям реакций 343
где n — число атомов этого элемента в веществе;
m(вещества) = ν · М = М,
так как количество вещества равно 1 моль.
Получаем:

n · М(элемента)
ω(элемента) =
М(вещества)
(4)
Задача 26. Определить массовую долю азота в нитрате ам-
мония.
Решение.
Поскольку в молекуле NH
4NO 3 два атома азота, а
М
r(NH 4NO 3) = 80,

2 · 14
ω(N) = = 0,35 (35 %)
80
Ответ. ω(N) = 35 %.
Зная массовые доли химических элементов в веществе (эле-
ментный состав), можно определять молекулярную формулу
неизвестного вещества.
Задача 27. Массовая доля фосфора в оксиде равна 43,66 %.
Установить формулу этого оксида.
Решение. Из формулы (4) следует, что:

ώ(Э) · М(в-ва)
n(элемента) =
М(элемента)

Поэтому отношение числа атомов n элементов данном в
веществе равно:

ώ(Э
1) ώ(Э 2)
n
1 : n 2 : … = : : …
М(Э 1) М(Э 2) (5)
Согласно этой формуле, нам нужно найти ώ(О) в этом ок-
сиде:
ώ(О) = 1 – 0,4366 = 0,5634 (56,34 %).
Подставим все данные в формулу (5):
ώ(Р) ώ(О) 43,66 56,34
n
1 : n 2 : … = : = : = 1,41 : 3,52.
М(Р) М(О) 31 16

344 Часть 4. Решение задач
Полученные величины (они должны содержать 2 значащие
цифры после запятой) разделим на наименьшее число:
1,41 3,52
n
1 : n 2: … = : = 1; 2,5.
1,41 1,41
Поскольку число атомов не может быть дробным, обе ве-
личины умножим на 2:
n(Р) : n(О) = 2 : 5.
Ответ. Искомая формула — Р
2О5.
Если в задаче не указано, какой элемент входит в состав
оксида, но указана его валентность, задача упрощается.
Задача 28. Массовая доля трёхвалентного элемента в оксиде
равна 70 %. Установить формулу этого оксида.
Решение. Формула оксида Э
2О3:
2 атома Э → m = ν · М = 2 · х – 70 %
Э
2О3 3 атома О → m = ν · М = 3 · 16 – 30 %
Из выделенной жирным шрифтом пропорции получаем:
2х = 48 · 70 : 30 → х = 56.
Это железо.
Ответ. Формула оксида Fe
2O3.
Эту задачу можно решить и по формуле:

n · М(элемента)
ω(элемента) =
М(вещества)
Подставив данные задачи, получаем:
0,7 = 2 · М(элемента) : М (вещества)
если М(элемента) = х, то М(вещества) равна 2х + 48.
Решите теперь полученное уравнение:
0,7 = 2х : (2х + 48).
Ответ. х = 56, значит, формула оксида Fe
2O3.
Задача 29. Установить формулу углеводорода, если он со-
держит 12,19 % водорода. Плотность по водороду равна 41.
Решение. Сначала составим общую формулу углеводорода
С
хHу и рассчитаем массовую долю Н в нём:

n · М(элемента)
ω(элемента) =
М(вещества)

Глава 31. Задачи, решаемые по уравнениям реакций 345
где n — число атомов.
По данным задачи рассчитаем массовую долю углерода:
ω%(С) = 100 % – 12,19 % = 87,81 % (0,878)
и молярную массу вещества:
М(С
хHу) = М(H 2) · D(H 2) = 41 · 2 = 82 г/моль
Подставив эти данные в формулу, получаем:

х · 12
ω(С) = = 0,878
82
Решив полученное уравнение, получаем n = 6 (атомов угле-
рода).
Найдём массу атомов водорода:
m(H) = у · М(H) = 82 – 72 = 10; у = 10.
Поэтому формула углеводорода С
6H10. Если известен го-
мологический ряд вещества (общая формула этого ряда), то
задача упрощается.
Задача 30. Установить формулу алкина, если он содержит
12,19 % водорода.
Решение. Сначала составим общую формулу алкина С
nH2n–2
и рассчитаем массовую долю Н в нём:

n · М(элемента)
ω(элемента) =
М(вещества)

(2n – 2) · 1
ω(Н) = = 0,122
12n + 2n – 2
Решив полученное уравнение, получаем n = 6 (атомов угле-
рода). Поэтому формула алкина С
6H10.
Аналогично задаче 27 решаются все задачи, в которых дан
элементный состав вещества, независимо от числа элемен-
тов.
Задача 31. Установить молекулярную формулу вещества,
если оно содержит 54,4 % С, 36,4 % О и 9,1 % Н; D(H
2) = 44.
Cоотношение числа атомов n элементов в любом веществе
равно:
ώ(Э
1) ώ(Э 2)
n
1 : n 2 : … = : : …
М(Э 1) М(Э 2)

346 Часть 4. Решение задач
Подставим данные задачи в эту формулу:

ώ(С) ώ(О) ώ(Н) 54,4 36,4 9,1
n(С) : n(О) : n(Н) = : : = : : =
М(С) М(О) М(Н) 12 16 1
= 4,5 : 2,275 : 9,1
Полученные величины (они должны содержать 2 значащие
цифры после запятой) разделим на наименьшее число (2,275):
n
1 : n 2 : n 3 = 2 : 1 : 4.
Получаем состав: С
2Н4О. М(С 2Н4О) = 44 г/моль, а реаль-
ная — 88 г/моль, значит, все индексы следует удвоить. Мо-
лекулярная формула вещества С
4Н8О2. Это может быть или
одноосновная предельная кислота, или её эфир.
Задача 32. При полном сгорании 4,6 г органического ве-
щества получили 8,8 г углекислого газа и 5,4 г воды. Найти
молекулярную формулу вещества.
Решение. Определим количества и массы веществ, получен-
ных при сгорании:
ν(СО
2) = 0,2 моль; ν(Н 2О) = 0,3 моль
ν(СО
2) = 0,2 моль → ν(С) = 0,2 моль, m(C) = 2,4 г
ν(H
2О) = 0,3 моль → ν(H) = 0,6 моль, поскольку 1 молекула
воды (1 моль) содержит два атома (2 моль) этого элемента,
поэтому m(Н) = 0,6 г. Суммарная масса этих элементов — 3,0 г.
Но сгорело 4,6 г вещества, значит, оно содержит кислород
(1,6 г). ν(О) = 0,1 моль.
Составим уравнение реакции горения и подставим полу-
ченные данные в уравнение реакции:
С
хНу(О) + О 2 = хСО 2 + у/2Н 2О
получаем молярные соотношения продуктов реакции:
0,2 моль 0,3 моль
С
хНу + О 2 = 2СО 2 + 3Н 2О
у/2 = 3 у = 6
Теперь определим соотношение атомов элементов в ис-
ходном веществе, которое равно молярному соотношению
элементов в этом веществе:
ν(Н) : ν(C) : ν(О) = n(Н) : n(C) : n(О) = 0,6 : 0,2 : 0,1 = 6 : 2 : 1

Глава 31. Задачи, решаемые по уравнениям реакций 347
Молекулярная формула вещества С 2Н6О.
Этот способ определения молекулярной формулы оптимален,
когда неизвестна молекулярная масса вещества, поскольку, если
молярная масса дана и задана в задаче через плотность или
иначе, то задача решается «в лоб» — по уравнению химиче-
ской реакции.
Задача 33. При полном сгорании 2,9 г органического веще-
ства получили 3,36 л углекислого газа и 2,7 г воды. Плотность
по водороду равна 29.
Решение. Сначала рассчитаем молярную массу газа:
М(С
хHу) = М(H 2) · D(H 2) = 29 · 2 = 58 г/моль.
Теперь составим схему реакции, обозначив формулу исход-
ного вещества С
хНу
2,9 г 3,36 л 2,7 г

хНу + О 2 = хСО 2 + у/2Н 2О
1 моль х моль 0,5 моль
m = nM = V= 22,4x, m = 9y,
58 г л г
Из выделенных параметров составим пропорции, сначала
для СО
2:
2,9 г : 58 г = 3,36 л : 22,4 x, л
а затем для воды:
2,9 г : 58 г = 2,7 г : 9y.
Решив обе, получаем: х = 3, у = 6, т. е. искомая формула
С
3Н6.
Теперь нужно проверить соответствие полученной форму-
лы заданной молярной массе: М(С
3Н6) = 42 г/моль, что явно
меньше 58 г/моль. Значит, в состав исходного вещества входит
кислород. Его молярная масса: М(О) = 58 – 42 = 16, т. е. в со-
став вещества входит 1 атом кислорода.
Искомая формула С
3Н6О.
Задача 34. Установить формулу алкена, если 11,2 г его при
взаимодействии с бромоводородом образует 27,4 г бромида
с положением брома у третичного атома углерода.
Решение. Вначале рассчитаем массу бромоводорода, соглас-
но закону сохранения массы:

348 Часть 4. Решение задач
m(HBr) = 27,4 – 11,2 = 16,2 г
и составим уравнение реакции, используя общую формулу
алкенов:
С
nH2n + HBr → C nH2n+1 Br
откуда найдём количество вещества алкена:
ν(С
nH2n) = ν(HBr) = 16,2 : 81 = 0,2 моль
Теперь легко определить молярную массу неизвестного ве-
щества:
М(С
nH2n) = m : ν = 11,2 : 0,2 = 56 г/моль
Определим молярную массу неизвестного вещества через n:
М(С
nH2n) = 12n + 2n = 14n,
отсюда: 14n = 56; n = 4.
Ответ. Состав искомого алкена С
4Н8; это 2-метилпропен.
Задачи для самостоятельного решения
75. Оксид неметалла (V), содержащего 56,3 % кислоро-
да, растворили в воде. Определить массовую долю вещества
в этом растворе, если исходный оксид был получен из 3,1 г
неметалла.
76. Какой щелочной металл образует сульфат с массовой
долей кислорода 23,9 %?
77. Плотность паров алкана равна 3,214 г/л. Определите его
молекулярную массу. Какую формулу имеет этот углеводо-
род?
78. Один литр алкена имеет массу 1,25 г. Определите мо-
лярную массу этого вещества. Составьте его графическую
формулу.
79. Углеводород с плотностью по гелию 28,5 содержит
15,8 % водорода. Установить его формулу.
80. При сгорании 2,24 л углеводорода получили 8,96 л СО
2
и 7,2 мл воды. Определить формулу углеводорода.
81. Органическое вещество содержит 37,7 % С, 6,3 % Н
и 56 % Сl; 6,35 г его паров занимает объём 11,2 л. При ги-
дролизе этого соединения образуется вещество, которое при

Глава 31. Задачи, решаемые по уравнениям реакций 349
восстановлении даёт вторичный спирт. Определить состав
и строение исходного вещества.
82. При сгорании 1 л газообразного углеводорода, обес-
цвечивающего раствор перманганата калия, расходуется 4,5 л
кислорода и образуется 3 л СО
2. Определить формулу углево-
дорода.
83. Установить формулу вещества, при сгорании 4,6 г ко-
торого образуется 4,48 л СО
2 и 5,4 мл воды. Плотность паров
этого вещества по водороду равна 23.
84. При взаимодействии 16 г одноатомного спирта с на-
трием выделилось 5,6 л водорода. Какой спирт был взят для
реакции?
85. Одноосновная кислота имеет состав: ώ(С) = 40 %;
ώ(Н) = 6,67 %; ώ (О) = 53,33 %. Плотность паров её по аргону
1,5. Какая это кислота?
86. Определить строение сложного эфира предельной
α-аминоуксусной кислоты, если известно, что он содержит
15,73 % азота.
87. Имеется смесь четырёх изомеров, каждый из которых
реагирует с НСl и содержит в молекуле 23,7 % азота. Опреде-
лить строение этих соединений и массу исходной смеси, если
известно, что вещества предельные, а при сгорании смеси об-
разуется 4,48 л азота.
31.5. Задачи, в которых учитывается «выход»
полученного вещества
Реальные химические процессы никогда не происходят
со 100 %-ным выходом, который рассчитывается по уравне-
нию реакции. Например, вы рассчитали, что должно выделить-
ся 100 л газа, а реально его получено 60 л. Значит, выход (ή)
в этой реакции равен:

практически полученная величина П
ή = =
теоретически рассчитанный результат Т
Выход продукта выражается в долях единицы или в про-
центах. В нашем примере:
ή = 60 л : 100 л = 0,6 (60 %).

350 Часть 4. Решение задач
Задача 35. Рассчитать массы исходных веществ, необходи-
мых для получения 91 г нитрида кальция, что составляет 80 %
от теоретически возможного.
Следует помнить, что в уравнение химической реакции
можно подставлять данные только теоретического выхода.
Поэтому рассчитаем его (Т):
ή = П/Т → Т = П/ ή = 91: 0,8 = 113,75 г
Подставим полученную величину в уравнение реакции
и найдём искомые величины:
х г у г 113,75 г
3Са + 2Р → Са
3Р2 3 моль 2 моль 1 моль
Задание. Остальной расчёт сделайте самостоятельно.
Задачи для самостоятельного решения
88. Какой объем этилена можно получить из 92 граммов
спирта? Выход составляет 80 % от теоретически возможного
количества.
89. Сколько граммов хлорвинила можно получить из 56 л
ацетилена, если выход составляет 80 %?
90. 46 г глицерина обработали азотной кислотой. Рассчи-
тайте массу полученного вещества, если выход составляет
40 %. Где применяется это вещество?
91. Из 56 л ацетилена получили 88 г этаналя. Рассчитайте
выход в % от теоретически возможного.
92. Сколько граммов спирта нужно взять, чтобы получить
7,4 г этилформиата, что составляет 80 % от теоретического
выхода?
93. При нагревании 2,84 г иодметана с 0,69 г натрия полу-
чено 179,2 мл углеводорода. Определить выход в % от теоре-
тически возможного.
94. 184 г толуола прореагировали с 1,5 моль хлора в присут-
ствии хлорида алюминия. Реакция протекала с выходом 90 %
от теоретически возможного. Вычислить объём полученного
газа, водный раствор которого не окрашивает раствор фенол-
фталеина.

Глава 31. Задачи, решаемые по уравнениям реакций 351
95. При нагревании 28,75 мл алканола (ρ = 0,8 г/мл) с кон-
центрированной серной кислотой, получили газ, который
может присоединить 8,96 л водорода. Определить строение
спирта, если выход газа составляет 80 %.
96. Какой объём 40 %-ного формалина с плотностью
1,1 г/мл можно получить из 48 мл метанола? Плотность спир-
та 0,8 г/мл. Выход 80 %.
97. Сколько граммов эфира можно получить при взаимо-
действии 30 г уксусной кислоты и 30 г этанола с выходом 30 %?

Евгения Николаевна Френкель
ХИМИЯ. САМОУЧИТЕЛЬ.
Книга для тех, кто хочет сдать экзамены,
а также понять и полюбить химию. Элементы общей,
неорганической и органической химии
Подписано в печать 05.10.2016. Формат 84 108/32.
Усл. печ. л. 18,48. Тираж экз. Заказ №
Общероссийский классификатор продукции ОК-005-93,
том 2–953000, книги, брошюры.
ООО «Издательство АСТ»
129085, г. Москва, Звездный бульвар, д. 21, стр. 3, комн. 5
Издание для дополнительного образования
12+
Макет подготовлен редакцией