СхемаКлассификация неорганических веществ
Всё многообразие неорганики укладывается в простую схему. Если её держать в голове — любое вещество из задания можно отнести к классу и предсказать его свойства.
Первое деление — простые и сложные
Простые
состоят из атомов одного элемента. Примеры: H₂, O₂, Fe, S, P, C, Si, Cl₂
Сложные
состоят из атомов разных элементов. Делятся на 4 класса
Второе деление — 4 класса сложных веществ
Оксиды
Na₂O, CaO, CO₂, SO₃, Al₂O₃, ZnO
Кислоты
HCl, H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄, H₂S
Основания
NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Cu(OH)₂, Al(OH)₃
Соли
NaCl, CaCO₃, NaHCO₃, Fe₂(SO₄)₃, K₃[Fe(CN)₆]
Ключевая идея: класс вещества определяет, с чем оно может реагировать. Металл + кислота, оксид + вода, соль + соль — всё работает по правилам класса.
ПростыеМеталлы и неметаллы
Простые вещества делятся на металлы и неметаллы. Граница — диагональ B–At в таблице Менделеева.
Металлы
левее и ниже диагонали. Me⁰ — восстановители. Примеры: Li, Na, K, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Cu, Ag, Au
Неметаллы
правее и выше диагонали. Могут быть и окислителями, и восстановителями. Примеры: H₂, O₂, N₂, Cl₂, S, P, C, Si
Амфотерные
Be, Zn, Al, Cr, Fe (частично). Реагируют и с кислотами, и со щелочами
Для 90+: амфотерность — не «редкий случай», а система. Be, Zn, Al, Cr, Fe образуют амфотерные оксиды и гидроксиды. Знать формулы и уметь писать реакции с кислотами и щелочами — обязательно.
Класс 1Оксиды
Оксиды — бинарные соединения двух элементов, один из которых — кислород в степени окисления −2. Исключение: OF₂ (O⁺²), H₂O₂, Na₂O₂ (пероксиды, O⁻¹).
Виды оксидов
Основные
оксиды металлов +1 и +2 (Na₂O, CaO, CuO, BaO). Реагируют с кислотами и кислотными оксидами
Кислотные
оксиды неметаллов и металлов в высокой СО (CO₂, SO₃, P₂O₅, CrO₃, Mn₂O₇). Реагируют со щелочами и основными оксидами
Амфотерные
Al₂O₃, ZnO, BeO, Cr₂O₃, Fe₂O₃. Реагируют и с кислотами, и со щелочами
Несолеобразующие
CO, NO, N₂O. Не реагируют с водой, кислотами и щелочами — солей не дают
Для 90+: оксиды в необычных СО тоже важны. CrO₃ — кислотный (даёт H₂CrO₄), Mn₂O₇ — кислотный (даёт HMnO₄). Fe₂O₃ и Cr₂O₃ — амфотерные, но реагируют только с концентрированными щелочами и, как правило, при сплавлении.
РеакцииОсновные оксиды
Na₂O + H₂O → 2NaOH
Основный оксид + вода = щёлочь. Реакция идёт только если образуется растворимое основание (щёлочь).
CaO + CO₂ → CaCO₃
Основный оксид + кислотный оксид = соль. Оксиды «встречаются» и образуют соль.
CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O
Основный оксид + кислота = соль + вода. Типичная реакция класса.
Na₂O + SiO₂ → Na₂SiO₃
Основный оксид + кислотный оксид = соль. Даже с тугоплавким SiO₂.
Для 90+: реакция MeO + H₂O идёт не для всех основных оксидов. Только для щелочных и щ/з металлов. CuO, Fe₂O₃, ZnO с водой не реагируют — их основания получают косвенно (через соль + щёлочь).
РеакцииКислотные оксиды
SO₃ + H₂O → H₂SO₄
Кислотный оксид + вода = кислота. Только если кислота растворима и устойчива.
CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O
Кислотный оксид + избыток щёлочи = средняя соль + вода.
CO₂ + NaOH → NaHCO₃
Кислотный оксид + недостаток щёлочи = кислая соль. Зависит от соотношения реагентов.
SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O
Кислотный оксид + щёлочь = соль + вода. SiO₂ не реагирует с водой, но со щёлочью — реагирует.
Для 90+: SiO₂ с водой не реагирует (H₂SiO₃ нерастворима). С щелочами и основными оксидами — реагирует. Это классика задания 7.
РеакцииАмфотерные оксиды
Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O
Амфотерный оксид + кислота = соль + вода. Ведёт себя как основный.
Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]
Амфотерный оксид + щёлочь + вода = комплексная соль. В растворе — тетрагидроксоалюминат.
Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O (при сплавлении)
При сплавлении — алюминат натрия. В растворе и при сплавлении продукт разный.
ZnO + 2HCl → ZnCl₂ + H₂O
ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O (сплавление)
ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] (раствор)
Для 90+: для амфотерных оксидов важно различать условия — раствор или сплавление. В растворе получается комплексная соль, при сплавлении — обычная (мета-форма). Это часто проверяют в заданиях 7, 8 и 31.
ОсобыеСмешанные и двойные оксиды
Некоторые оксиды формально содержат металл в двух разных степенях окисления. Их называют смешанными.
Fe₃O₄
FeO·Fe₂O₃ (Fe⁺² и 2Fe⁺³). Реагирует с кислотами с образованием двух солей
Pb₃O₄
2PbO·PbO₂ (2Pb⁺² и Pb⁺⁴)
MnO·MnO₂
Mn₃O₄ = Mn⁺² + 2Mn⁺³
Fe₃O₄ + 8HCl → FeCl₂ + 2FeCl₃ + 4H₂O
Смешанный оксид + кислота = две соли + вода. Fe⁺² даёт FeCl₂, Fe⁺³ — FeCl₃.
Fe₃O₄ + 10HNO₃(конц.) → 3Fe(NO₃)₃ + NO₂↑ + 5H₂O
С HNO₃ (окислитель) Fe²⁺ окисляется до Fe³⁺. Это уже ОВР, а не ионный обмен.
Для 90+: Fe₃O₄ и Pb₃O₄ — не «просто оксиды». Их поведение зависит от того, есть ли в реакции окислитель. С HCl — обычный обмен, с HNO₃ — ОВР.
ТонкостиЧто нужно знать про оксиды для 90+
- Оксиды с водой: реагируют только основные (щелочных и щ/з) и часть кислотных. CuO, Fe₂O₃, ZnO, Al₂O₃, SiO₂ — с водой не реагируют.
- Кислотные оксиды в высоких СО: CrO₃ (→ H₂CrO₄/H₂Cr₂O₇), Mn₂O₇ (→ HMnO₄). Их получают не напрямую, а через соли.
- Амфотерные оксиды при сплавлении и в растворе дают разные продукты: NaAlO₂ vs Na[Al(OH)₄].
- Несолеобразующие оксиды (CO, NO, N₂O) — не реагируют ни с водой, ни с кислотами, ни со щелочами. Но участвуют в ОВР.
- Fe₃O₄ и Pb₃O₄ — смешанные оксиды, содержат металл в двух СО.
- OF₂ — не оксид в классическом смысле: O⁺². Это фторид кислорода.
Ловушка: если в задании есть «оксид» с кислородом в необычной СО (O⁻¹, O⁺²) — это уже не оксид по определению, а пероксид или фторид. Не путай классы.
Что спросятОксиды в заданиях ЕГЭ
- Задание 6: классификация оксидов — основные / кислотные / амфотерные / несолеобразующие.
- Задание 7: «с чем реагирует оксид X» — проверка знания реакций класса.
- Задание 8: «выберите два вещества, которые реагируют с оксидом X».
- Задание 31: цепочка, где один из шагов — реакция оксида.
- Задание 34: расчёт по реакции с оксидом (например, обжиг сульфида или восстановление оксида металла).
Мини-чеклист перед решением:
1) Какой это оксид — основной, кислотный, амфотерный, несолеобразующий?
2) С чем он может реагировать по классу?
3) Есть ли особые условия (раствор/сплавление, конц./разб.)?
4) Не является ли он смешанным (Fe₃O₄, Pb₃O₄)?
Класс 2Кислоты
Кислоты — сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка. В водном растворе диссоциируют с отщеплением H⁺.
Классификация кислот
По числу H⁺
одноосновные (HCl, HNO₃), двухосновные (H₂SO₄, H₂S), трёхосновные (H₃PO₄)
По силе
сильные (HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄) и слабые (HF, H₂S, H₂CO₃, H₂SO₃, H₃PO₄, CH₃COOH)
По составу
кислородсодержащие (H₂SO₄, HNO₃) и бескислородные (HCl, H₂S)
По летучести
летучие (HCl, HNO₃) и нелетучие (H₂SO₄, H₃PO₄)
По устойчивости
устойчивые (H₂SO₄) и неустойчивые (H₂CO₃, H₂SO₃, H₂SiO₃)
РеакцииХимические свойства кислот
Кислоты реагируют с металлами, оксидами, основаниями и солями. Восстановительные свойства (HCl, HBr, HI, H₂S) и окислительные (HNO₃, H₂SO₄ конц.) разбираем отдельно.
2HCl + Zn → ZnCl₂ + H₂↑
Кислота + металл (левее H) = соль + водород. Реагируют металлы до H в ряду активности.
2HCl + CuO → CuCl₂ + H₂O
Кислота + основный оксид = соль + вода.
HCl + NaOH → NaCl + H₂O
Кислота + основание = соль + вода. Реакция нейтрализации.
2HCl + Na₂CO₃ → 2NaCl + CO₂↑ + H₂O
Кислота + соль (слаб. кислота) = новая соль + газ + вода. Реакция идёт, если образуется газ, осадок или вода.
HCl + AgNO₃ → AgCl↓ + HNO₃
Кислота + соль = новая соль + новая кислота. Качественная реакция на Cl⁻.
Для 90+: сила кислоты определяет, вытеснит ли она другую кислоту из соли. Правило: сильная кислота вытесняет слабую. HCl вытесняет H₂CO₃ и H₂S, но не вытеснит H₂SO₄ или HNO₃.
ОсобыеHNO₃ и H₂SO₄(конц.) — окислители
Эти две кислоты ведут себя не как «обычные кислоты», а как окислители. Они реагируют с металлами по-другому и не выделяют H₂.
Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
Медь + конц. азотная кислота = нитрат меди(II) + бурый газ NO₂ + вода. Медь правее H, но реагирует — HNO₃ окислитель.
3Cu + 8HNO₃(разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O
Разб. HNO₃ даёт NO, а не NO₂. Продукт зависит от концентрации.
Cu + 2H₂SO₄(конц.) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
Медь + конц. серная кислота = сульфат меди(II) + SO₂ + вода. Восстановилась сера, а не водород.
4Zn + 5H₂SO₄(конц.) → 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O
Активный металл + конц. H₂SO₄ = сульфат + H₂S + вода. Продукт восстановления зависит от активности металла.
Пассивация: Al, Cr, Fe с холодной конц. HNO₃ и H₂SO₄ не реагируют — покрываются оксидной плёнкой. При нагревании или разбавлении реакция идёт.
Для 90+: продукты восстановления HNO₃ зависят от концентрации и активности металла. Конц. → NO₂, разб. → NO, разб. + активный → N₂O / N₂ / NH₄NO₃. Это отдельная логика, разобрана в табе «ОВР».
СлабыеНеустойчивые и нерастворимые кислоты
Три «особые» кислоты, которые часто встречаются в заданиях:
H₂CO₃
неустойчивая — разлагается на CO₂ и H₂O. В водном растворе существует как равновесие
H₂SO₃
неустойчивая — разлагается на SO₂ и H₂O. Сульфиты при подкислении дают SO₂
H₂SiO₃
нерастворимая — выпадает в осадок при добавлении кислоты к силикату
Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + CO₂↑ + H₂O
H₂CO₃ не пишем как продукт — она разлагается на CO₂ и H₂O.
Na₂SO₃ + 2HCl → 2NaCl + SO₂↑ + H₂O
H₂SO₃ не пишем — она разлагается на SO₂ и H₂O.
Na₂SiO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂SiO₃↓
H₂SiO₃ выпадает в осадок — она нерастворима. Это единственная нерастворимая кислота в ЕГЭ.
ТонкостиЧто нужно знать про кислоты для 90+
- Сила кислоты: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄ — сильные. HF, H₂S, H₂CO₃, H₂SO₃, H₃PO₄, CH₃COOH — слабые. H₃PO₄ — средней силы (в ЕГЭ считаем слабой).
- HF — исключение: галогеноводородная, но слабая. Это ловушка!
- Неустойчивые кислоты (H₂CO₃, H₂SO₃, H₂SiO₃, HNO₂) не выделяют в чистом виде — разлагаются.
- Кислоты-восстановители: HCl, HBr, HI, H₂S. Анион окисляется.
- Кислоты-окислители: HNO₃ (любой конц.), H₂SO₄(конц.). Окисляет не H⁺, а анион.
- Смеси кислот: царская водка (3 HCl + 1 HNO₃) растворяет Au и Pt.
Запомни: если в задании есть HNO₃ — забудь про H₂. Его там не будет никогда.
Что спросятКислоты в заданиях ЕГЭ
- Задание 6: классификация кислот — сила, основность, состав.
- Задание 7: «с чем реагирует HCl / HNO₃ / H₂SO₄» — с учётом особенностей.
- Задание 8: «выберите вещества, которые реагируют с кислотой».
- Задание 29: HNO₃ и H₂SO₄(конц.) — частые окислители.
- Задание 31: цепочка, где кислота — один из шагов.
Мини-чеклист:
1) Какая кислота — сильная или слабая?
2) Это окислитель (HNO₃, H₂SO₄ конц.) или обычная кислота?
3) Устойчивая или разлагается (H₂CO₃, H₂SO₃)?
4) Не пассивирует ли металл (Al, Cr, Fe)?
Класс 3Основания
Основания — сложные вещества, состоящие из катиона металла (или NH₄⁺) и гидроксид-ионов OH⁻.
Классификация оснований
Растворимые (щёлочи)
LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂ (малорастворим), Sr(OH)₂, Ba(OH)₂
Нерастворимые
Cu(OH)₂, Fe(OH)₂, Fe(OH)₃, Mg(OH)₂, Ni(OH)₂
Амфотерные
Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Be(OH)₂, Cr(OH)₃, Fe(OH)₃ (слабо)
Слабые растворимые
NH₃·H₂O — слабое основание
РеакцииХимические свойства оснований
2NaOH + SO₂ → Na₂SO₃ + H₂O
Щёлочь + кислотный оксид = соль + вода. При избытке SO₂ — NaHSO₃.
NaOH + HCl → NaCl + H₂O
Щёлочь + кислота = соль + вода. Нейтрализация.
2NaOH + CuCl₂ → Cu(OH)₂↓ + 2NaCl
Щёлочь + соль = осадок основания + новая соль. Только если образуется нерастворимое основание.
Cu(OH)₂ → CuO + H₂O (при нагревании)
Нерастворимое основание при нагревании = оксид + вода. Щёлочи так не разлагаются.
2NaOH + Zn(OH)₂ → Na₂[Zn(OH)₄]
Щёлочь + амфотерный гидроксид = комплексная соль. Амфотерность в действии.
Для 90+: «щёлочь» и «нерастворимое основание» ведут себя по-разному. Щёлочи растворимы и дают OH⁻ в растворе. Нерастворимые основания реагируют только с кислотой (или со щёлочью, если амфотерны).
АмфотерныеАмфотерные гидроксиды
Реагируют и с кислотами (как основание), и со щелочами (как кислота).
Zn(OH)₂ + 2HCl → ZnCl₂ + 2H₂O
С кислотой — как основание.
Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]
Со щёлочью — как кислота. В растворе — комплексная соль.
Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + 2H₂O (при сплавлении)
При сплавлении — цинкат натрия. Не комплекс, а обычная соль.
Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O
Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄] (в растворе)
Al(OH)₃ + NaOH → NaAlO₂ + 2H₂O (при сплавлении)
Для 90+: Fe(OH)₃ и Cr(OH)₃ — «слабо амфотерные». С щелочами реагируют только при сплавлении или с очень концентрированными растворами. В обычных условиях — ведут себя как нерастворимые основания.
ТонкостиЧто нужно знать про основания для 90+
- Щёлочи: 8 растворимых гидроксидов — LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.
- NH₃·H₂O — слабое основание, частично диссоциирует. В ионных уравнениях пишется как NH₃·H₂O, не расписывается.
- Амфотерные гидроксиды в растворе дают комплексные соли, при сплавлении — обычные.
- Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид и воду. Щёлочи — нет.
- Fe(OH)₂ на воздухе быстро буреет: 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃.
Ловушка: Ca(OH)₂ — малорастворим, но в ЕГЭ считается щёлочью. Mg(OH)₂ — нерастворим, не щёлочь.
Что спросятОснования в заданиях ЕГЭ
- Задание 6: классификация оснований — растворимые, нерастворимые, амфотерные.
- Задание 7: «с чем реагирует NaOH / Cu(OH)₂ / Al(OH)₃».
- Задание 8: «выберите вещества, которые реагируют со щёлочью».
- Задание 30: ионные уравнения с участием оснований — частая тема.
- Задание 31: амфотерность в цепочке — Al(OH)₃ → Na[Al(OH)₄] → AlCl₃.
Класс 4Соли
Соли — сложные вещества, состоящие из катиона металла (или NH₄⁺) и кислотного остатка.
Виды солей
Средние
металл + кислотный остаток. NaCl, CaCO₃, Fe₂(SO₄)₃
Кислые
металл + H + кислотный остаток. NaHCO₃, KHSO₄, Ca(H₂PO₄)₂
Основные
металл + OH + кислотный остаток. Cu(OH)Cl, Al(OH)₂NO₃
Двойные
два разных катиона. KAl(SO₄)₂, CaMg(CO₃)₂
Комплексные
есть квадратные скобки. Na[Al(OH)₄], K₃[Fe(CN)₆]
РеакцииХимические свойства солей
Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu
Металл (левее) + соль = новая соль + металл (правее). Реагирует металл до соли в ряду активности.
2NaCl + H₂SO₄(конц.) → Na₂SO₄ + 2HCl↑
Соль + кислота (сильнее, нелетучая) = новая соль + новая кислота. HCl улетает.
CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄
Соль + щёлочь = нерастворимое основание + новая соль. Если основание нерастворимо.
AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃
Соль + соль = две новые соли. Реакция идёт, если одна из солей выпадает в осадок.
CaCO₃ → CaO + CO₂↑ (при нагревании)
Карбонаты при нагревании разлагаются на оксид и CO₂. Кроме карбонатов Na и K.
Для 90+: «суровые» сульфиды — CuS, PbS, HgS, Ag₂S — не реагируют с кислотами в ионном обмене, потому что их ПР очень мал. Но реагируют в ОВР с HNO₃(конц.).
Кислые солиОсобый случай
Кислые соли реагируют и с кислотами, и со щелочами — ведут себя как амфолиты.
NaHCO₃ + HCl → NaCl + CO₂↑ + H₂O
Гидрокарбонат + кислота = соль + газ + вода. Кислота «выбивает» CO₂.
NaHCO₃ + NaOH → Na₂CO₃ + H₂O
Гидрокарбонат + щёлочь = средняя соль + вода. Щёлочь нейтрализует кислый остаток.
2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O (при нагревании)
Гидрокарбонат при нагревании = карбонат + CO₂ + вода. Важно для задания 31.
Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ + CO₂↑ + H₂O (при нагревании)
Гидрокарбонат кальция при нагревании = карбонат кальция (осадок) + CO₂ + вода. Именно так образуется накипь.
Для 90+: среда кислых солей может быть и кислой, и щелочной. NaHCO₃ — слабощелочная, NaHSO₃ — слабокислая, NaH₂PO₄ — кислая, Na₂HPO₄ — слабощелочная. Это зависит от соотношения Ka и Kb — разбираем в общей химии.
ТонкостиЧто нужно знать про соли для 90+
- Растворимость: все соли Na⁺, K⁺, NH₄⁺ растворимы. Все нитраты и ацетаты — растворимы.
- Исключения: AgCl, PbCl₂, Hg₂Cl₂ — нерастворимы. BaSO₄, SrSO₄, PbSO₄ — нерастворимы. CaSO₄ — малорастворим.
- «Суровые» сульфиды: CuS, PbS, HgS, Ag₂S — не реагируют с HCl и разб. H₂SO₄. Реагируют только с HNO₃(конц.) в ОВР.
- Гидролиз солей: соли слабых кислот и оснований гидролизуются. Это отдельная тема, разобрана в общей химии.
- Разложение нитратов: зависит от активности металла. KNO₃ → KNO₂ + O₂, Cu(NO₃)₂ → CuO + NO₂ + O₂, AgNO₃ → Ag + NO₂ + O₂.
- Комплексные соли: во внутренней сфере — комплексный ион. В РИО он не расписывается.
Ловушка: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu, но Fe + FeCl₃ → FeCl₂ (здесь Fe реагирует с Fe³⁺, восстанавливая до Fe²⁺). Это ОВР, а не вытеснение.
Что спросятСоли в заданиях ЕГЭ
- Задание 6: классификация солей — средние, кислые, основные, двойные, комплексные.
- Задание 7: «с чем реагирует соль X» — с учётом растворимости и класса.
- Задание 8: «выберите вещества, которые реагируют с солью X».
- Задание 30: ионные уравнения с участием солей.
- Задание 31: разложение карбонатов, нитратов, гидрокарбонатов при нагревании.
- Задание 33: расчёт по реакции с участием соли.
СвязьГенетическая связь между классами
Все классы связаны между собой. Понимание этой связи — ключ к заданию 31 (цепочки).
Металл → Основный оксид → Основание → Соль → Другая соль
Неметалл → Кислотный оксид → Кислота → Соль → Другая соль
Две параллельные цепочки, которые пересекаются в солях. От солей можно уйти в любую сторону.
Пример 1: от кальция
Ca → CaO → Ca(OH)₂ → CaCl₂ → CaCO₃ → CaO
Металл → основный оксид → щёлочь → соль → карбонат → снова оксид. Замкнутый цикл.
Пример 2: от серы
S → SO₂ → H₂SO₃ → Na₂SO₃ → SO₂
Неметалл → кислотный оксид → кислота → соль → снова оксид.
Пример 3: с амфотерным элементом
Al → Al₂O₃ → AlCl₃ → Al(OH)₃ → Na[Al(OH)₄] → AlCl₃
Амфотерность позволяет «ходить» и в кислотную, и в основную сторону.
Для 90+: в задании 31 почти всегда работает один из трёх шаблонов: металл → оксид → гидроксид → соль; неметалл → оксид → кислота → соль; амфотерный — с ответвлением в комплекс. Если видишь в цепочке Al, Zn, Be, Cr — жди комплексной соли.
ИтогЧто важно запомнить из таба
- 4 класса веществ — оксиды, кислоты, основания, соли. Каждый со своими правилами реакций.
- Оксиды: основные / кислотные / амфотерные / несолеобразующие. Амфотерные в растворе дают комплексы, при сплавлении — соли.
- Кислоты: сила определяет вытеснение. HNO₃ и H₂SO₄(конц.) — окислители. H₂CO₃, H₂SO₃, H₂SiO₃ — особые.
- Основания: щёлочи (растворимые) vs нерастворимые. Амфотерные — на границе.
- Соли: средние, кислые, основные, двойные, комплексные. «Суровые» сульфиды — исключение.
- Генетическая связь: металл → оксид → гидроксид → соль. Неметалл → оксид → кислота → соль.
Что дальше: переходим к конкретным элементам — водороду, кислороду, галогенам, сере, азоту, фосфору, углероду, кремнию, металлам. В каждом блоке — свойства, реакции, получение, ловушки, «что спросят».
ОбщееВодород: характеристика
Положение
1-й период. Формально IA, но не металл. Относится к неметаллам
Вид
газ без цвета, вкуса, запаха. Легче воздуха в 14,5 раз
Растворимость
плохо растворим в воде
Связь
H–H, прочная σ-связь. Нужны нагрев, свет, давление или катализатор
Степени окисления
+1 (везде, кроме гидридов), −1 (в гидридах), 0 (в H₂)
Для 90+: водород — единственный элемент, у которого СО может быть и +1, и −1. Это делает его «двойным агентом» в ОВР: с металлами он окислитель, с неметаллами — восстановитель.
ИзотопыТри изотопа водорода
¹H — протий
1 протон, 0 нейтронов. Обычный водород
²H — дейтерий (D)
1 протон, 1 нейтрон. Даёт D₂O — «тяжёлую воду»
³H — тритий (T)
1 протон, 2 нейтрона. Радиоактивный
Химия изотопов: свойства одинаковые, но физические (плотность, T кипения) — разные. D₂O тяжелее воды на ~11%.
Ловушка: изотопы ≠ аллотропы ≠ ионы. Изотопы — один и тот же элемент с разной массой. Аллотропы — разные простые вещества (O₂ и O₃, алмаз и графит).
СвойстваВодород с металлами → гидриды
Реагируют только активные металлы (IA, IIA). H₂ — окислитель, образуется H⁻.
2Li + H₂ → 2LiH (без нагрева)
Литий + водород = гидрид лития. Идёт даже без нагрева — литий активный.
Ca + H₂ → CaH₂ (при нагревании)
Кальций + водород = гидрид кальция. Для Ca нужен нагрев.
2Na + H₂ → 2NaH (при нагревании)
Натрий + водород = гидрид натрия.
Гидриды реагируют с водой
LiH + H₂O → LiOH + H₂↑
Гидрид лития + вода = гидроксид лития + водород. Гидриды — сильные восстановители, легко отдают H⁻.
CaH₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + 2H₂↑
Гидрид кальция + вода = гидроксид кальция + водород. CaH₂ используют как «твёрдый водород» в походах.
Ловушка: гидрид (LiH) ≠ гидроксид (LiOH). В гидридах H⁻ (СО −1), в гидроксидах H⁺ (СО +1).
СвойстваВодород с неметаллами
H₂ + F₂ → 2HF (взрыв, без условий)
Водород + фтор = фтороводород. Реакция самопроизвольная и взрывная.
H₂ + Cl₂ → 2HCl (на свету)
Водород + хлор = хлороводород. Идёт на свету (hv).
H₂ + Br₂ → 2HBr (при нагревании)
Водород + бром = бромоводород. Нужен нагрев.
H₂ + I₂ ⇄ 2HI (при нагревании, обратимо)
Водород + йод ⇄ йодоводород. Обратимая реакция — слабый окислитель I₂.
2H₂ + O₂ → 2H₂O (при поджигании)
Водород + кислород = вода. «Гремучий газ» — взрыв.
N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ (t, p, кат.)
Азот + водород ⇄ аммиак. Синтез Габера. Обратимая, экзотермическая.
H₂ + S → H₂S (при нагревании)
Водород + сера = сероводород.
2H₂ + C → CH₄ (при нагревании, катализатор)
Водород + углерод = метан.
Ловушка: H₂ не реагирует с P и Si. PH₃ и SiH₄ получают другими способами. Это частая ошибка в задании 7.
Для 90+: запомни ряд активности галогенов по отношению к H₂: F₂ (сам) > Cl₂ (свет) > Br₂ (нагрев) > I₂ (нагрев, обратимо). Это важно и для задания 8, и для 29.
СвойстваВодород с оксидами и солями
Здесь H₂ — восстановитель. Реагирует с оксидами средних и неактивных металлов.
CuO + H₂ → Cu + H₂O (при нагревании)
Оксид меди(II) + водород = медь + вода. Классическое восстановление.
Fe₂O₃ + 3H₂ → 2Fe + 3H₂O (при нагревании)
Оксид железа(III) + водород = железо + вода. Промышленный способ получения Fe.
WO₃ + 3H₂ → W + 3H₂O
Оксид вольфрама(VI) + водород = вольфрам + вода. Получение тугоплавких металлов.
BaSO₄ + 4H₂ → BaS + 4H₂O (при нагревании)
Сульфат бария + водород = сульфид бария + вода. Восстановление сульфата — редкий случай в ЕГЭ.
CO + 2H₂ → CH₃OH (кат., t, p)
Оксид углерода(II) + водород = метанол. Промышленный синтез.
Ловушка: H₂ не реагирует с кислотами и щелочами. Это частая ошибка в задании 7.
ПолучениеКак получают водород
Промышленные методы
2KCl + 2H₂O → 2KOH + H₂↑ + Cl₂↑ (электролиз)
Электролиз раствора хлорида калия. На катоде — H₂, на аноде — Cl₂.
C + H₂O → CO + H₂ (при 1000 °C)
Газификация кокса. Водяной газ — смесь CO и H₂.
CH₄ + H₂O ⇄ CO + 3H₂ (кат., t)
Паровая конверсия метана. Основной промышленный способ.
2CH₄ + O₂ ⇄ 2CO + 4H₂ (кат., t)
Окисление метана. Альтернатива паровой конверсии.
Лабораторные методы
Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑
Цинк + соляная кислота = хлорид цинка + водород. Металл до H, кислота-неокислитель.
2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑
Алюминий + щёлочь = комплекс + водород. Амфотерный металл реагирует со щёлочью.
CaH₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + 2H₂↑
Гидрид кальция + вода = гидроксид кальция + водород. «Твёрдый водород».
2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑
Натрий + вода = гидроксид натрия + водород. Бурная реакция.
Правила: кислота-неокислитель (HCl, H₂SO₄ разб.) + металл левее H. HNO₃ и H₂SO₄(конц.) не подходят — они окислители.
ТонкостиЧто нужно знать про водород для 90+
- Двойственная роль в ОВР. С металлами — окислитель (H⁰ → H⁻). С неметаллами и оксидами — восстановитель (H⁰ → H⁺).
- Гидриды активных металлов — ионные соединения, реагируют с водой с выделением H₂.
- Условия реакций с галогенами: F₂ — сам, Cl₂ — свет, Br₂ — нагрев, I₂ — нагрев и обратимо.
- С P и Si не реагирует. PH₃ и SiH₄ получают гидролизом фосфидов и силицидов.
- Восстановитель оксидов — в металлургии, при получении металлов из оксидов.
- С водой реагируют только активные металлы (IA, IIA, Al при определённых условиях).
Что спросятВодород в заданиях ЕГЭ
- Задание 6: классификация гидридов (ионные, ковалентные).
- Задание 7: «с чем реагирует H₂» — с учётом двойственной роли.
- Задание 8: выберите вещества, реагирующие с водородом.
- Задание 29: H₂ как восстановитель (CuO + H₂).
- Задание 31: цепочка, где H₂ — один из реагентов.
Мини-чеклист:
1) H₂ — окислитель или восстановитель?
2) Кислота-окислитель или неокислитель?
3) Металл левее или правее H?
4) Не реагирует ли с P, Si, кислотами, щелочами?
ОбщееКислород: характеристика
Положение
2-й период, VIA (16)
Аллотропы
O₂ (кислород), O₃ (озон). Озон — сильнее
Степени окисления
−2 (оксиды), −1 (пероксиды), 0 (O₂), +2 (OF₂)
Для 90+: O₂ — не самый сильный окислитель среди простых веществ. F₂ сильнее. O₃ сильнее O₂. H₂O₂ — «двойной агент». Это важно для задания 29.
СвойстваКислород с металлами
Продукт зависит от активности металла и условий.
4Na + O₂ → 2Na₂O (медленное окисление)
Натрий + кислород = оксид натрия. При медленном окислении.
2Na + O₂ → Na₂O₂ (горение)
Натрий + кислород = пероксид натрия. При горении. Продукт другой!
2Zn + O₂ → 2ZnO
Цинк + кислород = оксид цинка. При нагревании.
3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄
Железо + кислород = железная окалина. Смешанный оксид FeO·Fe₂O₃.
2Cu + O₂ → 2CuO
Медь + кислород = оксид меди(II). При нагревании.
Ловушка: Fe₃O₄ и Pb₃O₄ — смешанные оксиды. Fe₃O₄ содержит Fe²⁺ и Fe³⁺ одновременно. Не путай со «степенью окисления Fe +8/3» — это формальность.
СвойстваКислород с неметаллами
При недостатке и избытке O₂ продукты разные. Это классика задания 7.
S + O₂ → SO₂ (всегда!)
Сера + кислород = оксид серы(IV). SO₃ в этой реакции не образуется. Только через катализатор V₂O₅.
4P + 3O₂ → 2P₂O₃ (недостаток O₂)
Фосфор + кислород (недостаток) = оксид фосфора(III).
4P + 5O₂ → 2P₂O₅ (избыток O₂)
Фосфор + кислород (избыток) = оксид фосфора(V).
2C + O₂ → 2CO (недостаток O₂)
Углерод + кислород (недостаток) = оксид углерода(II).
C + O₂ → CO₂ (избыток O₂)
Углерод + кислород (избыток) = оксид углерода(IV).
Si + O₂ → SiO₂
Кремний + кислород = оксид кремния(IV).
2H₂ + O₂ → 2H₂O
Водород + кислород = вода. «Гремучий газ».
N₂ + O₂ ⇄ 2NO (≈3000 °C)
Азот + кислород ⇄ оксид азота(II). Только при очень высокой температуре.
Ловушка: O₂ не реагирует с галогенами напрямую. OF₂ получают иначе — из F₂ и NaOH.
СвойстваКислород со сложными веществами
2H₂S + 3O₂ → 2H₂O + 2SO₂ (избыток O₂)
Сероводород + кислород = вода + оксид серы(IV).
2H₂S + O₂ → 2H₂O + 2S↓ (недостаток O₂)
Сероводород + кислород (недостаток) = вода + сера.
P₂O₃ + O₂ → P₂O₅
Оксид фосфора(III) + кислород = оксид фосфора(V). Доокисление.
2CO + O₂ → 2CO₂
Оксид углерода(II) + кислород = оксид углерода(IV).
2Na₂SO₃ + O₂ → 2Na₂SO₄
Сульфит натрия + кислород = сульфат натрия. Окисление S⁺⁴ → S⁺⁶.
2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂
Сульфид цинка + кислород = оксид цинка + оксид серы(IV). Обжиг сульфидов.
4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂
Пирит + кислород = оксид железа(III) + оксид серы(IV). Первая стадия получения H₂SO₄.
CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O
Метан + кислород = оксид углерода(IV) + вода. Горение органики.
ПолучениеКак получают кислород
2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑ (при нагревании)
Перманганат калия при нагревании = манганат + оксид марганца(IV) + кислород. Лабораторный способ.
2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑ (при нагревании, кат. MnO₂)
Хлорат калия (бертолетова соль) = хлорид калия + кислород. Катализатор MnO₂.
2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂↑ (при нагревании)
Нитрат калия = нитрит калия + кислород. Разложение нитратов активных металлов.
2HgO → 2Hg + O₂↑ (при нагревании)
Оксид ртути(II) = ртуть + кислород. Исторический способ (Пристли, Шееле).
2Pb₃O₄ → 6PbO + O₂↑ (при нагревании)
Свинцовый сурик = оксид свинца(II) + кислород.
2H₂O₂ → 2H₂O + O₂↑ (кат. MnO₂)
Пероксид водорода = вода + кислород. Катализатор MnO₂.
2H₂O → 2H₂↑ + O₂↑ (электролиз)
Электролиз воды. Промышленный способ.
Общий принцип: почти все способы — разложение при нагревании кислородсодержащих соединений.
ОзонO₃ — второй аллотроп
Вид
газ с резким запахом, бледно-синий
Сила окислителя
сильнее O₂, слабее F₂
В природе
озоновый слой — защита от УФ
3O₂ ⇄ 2O₃ (в озонаторе)
Кислород ⇄ озон. Тихий электрический разряд.
2KI + O₃ + H₂O → 2KOH + I₂↓ + O₂↑
Йодид калия + озон + вода = гидроксид калия + йод + кислород. Качественная реакция на озон.
PbS + 4O₃ → PbSO₄ + 4O₂
Сульфид свинца + озон = сульфат свинца + кислород. Озон окисляет даже «суровые» сульфиды.
Качественная реакция: влажная иодкрахмальная бумага синеет под действием O₃. Это используется для обнаружения озона.
ПероксидыОксиды vs пероксиды
Оксиды
O²⁻: H₂O, K₂O, BaO, Na₂O, CuO
Пероксиды
O₂²⁻ (O⁻¹): H₂O₂, Na₂O₂, BaO₂, K₂O₂
Надпероксиды
O₂⁻ (O⁻¹/²): KO₂, RbO₂, CsO₂
Как отличить: в пероксидах кислород имеет СО −1. В надпероксидах — −½. Формульно: Na₂O₂, BaO₂ — это пероксиды.
ПероксидыH₂O₂ — «двойной агент»
Кислород в −1 — промежуточная СО. H₂O₂ может быть и окислителем, и восстановителем.
PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O
Сульфид свинца + пероксид водорода = сульфат свинца + вода. H₂O₂ — окислитель (O⁻¹ → O⁻²).
2KI + H₂O₂ + H₂SO₄ → I₂ + K₂SO₄ + 2H₂O
Йодид калия + пероксид водорода + серная кислота = йод + сульфат калия + вода. H₂O₂ — окислитель.
2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5O₂↑ + 8H₂O
Перманганат калия + пероксид водорода + серная кислота = сульфат марганца(II) + сульфат калия + кислород + вода. Здесь H₂O₂ — восстановитель (O⁻¹ → O⁰).
Логика: если рядом сильный окислитель (KMnO₄, K₂Cr₂O₇) — H₂O₂ восстановитель, даёт O₂. Если рядом восстановитель (KI, PbS) — H₂O₂ окислитель, даёт H₂O.
ПероксидыРеакции пероксидов
2H₂O₂ → 2H₂O + O₂↑ (кат. MnO₂)
Разложение пероксида водорода. Катализатор — MnO₂.
2Na₂O₂ + 2H₂O → 4NaOH + O₂↑
Пероксид натрия + вода = гидроксид натрия + кислород. Бурная реакция.
Na₂O₂ + 2HCl → 2NaCl + H₂O₂
Пероксид натрия + соляная кислота = хлорид натрия + пероксид водорода. В холодной кислоте.
BaO₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + H₂O₂
Пероксид бария + серная кислота = сульфат бария (осадок) + пероксид водорода. Способ получения H₂O₂.
Для 90+: пероксиды активных металлов бурно реагируют с водой с выделением O₂. Это часто в цепочках (задание 31).
ТонкостиЧто нужно знать про кислород для 90+
- Продукт зависит от условий: Na + O₂ → Na₂O (медленно) или Na₂O₂ (горение).
- P, C, Si с O₂ дают разные продукты при недостатке и избытке O₂.
- S + O₂ → всегда SO₂. SO₃ — только через катализатор.
- С галогенами O₂ не реагирует. OF₂ получают иначе.
- Fe₃O₄, Pb₃O₄ — смешанные оксиды. Fe₃O₄ = FeO·Fe₂O₃.
- Озон — более сильный окислитель, чем O₂. Реагирует с KI.
- H₂O₂ — двойственная роль. Зависит от партнёра.
Что спросятКислород в заданиях ЕГЭ
- Задание 6: классификация оксидов, пероксидов.
- Задание 7: «с чем реагирует O₂» — с учётом недостатка/избытка.
- Задание 8: продукты горения сложных веществ.
- Задание 29: O₂ как окислитель; H₂O₂ как двойственный агент.
- Задание 31: цепочка с разложением KMnO₄, H₂O₂, нитратов.
- Задание 34: расчёт объёма O₂ при разложении, при горении.
СвязиВодород и кислород вместе
- Вода H₂O — продукт горения H₂, разложения, нейтрализации.
- Пероксид H₂O₂ — и продукт, и реагент. Разлагается на H₂O и O₂.
- Гремучий газ — смесь H₂ и O₂. Взрывается от искры.
- Электролиз воды даёт сразу оба газа: 2H₂ + O₂.
- pH и [H⁺] — водород определяет кислотность, кислород — основность (OH⁻).
Ключ к заданию 31: если в цепочке есть H₂O₂ — жди либо разложения (O₂), либо ОВР с двойственной ролью. Если есть H₂ — жди восстановления оксида или синтеза аммиака.
ОбщееГалогены: характеристика
Элементы
F, Cl, Br, I, (At)
Внешний уровень
ns² np⁵ — не хватает одного электрона до октета
Молекулы
двухатомные, неполярные: F₂, Cl₂, Br₂, I₂
Степени окисления
−1, 0, +1, +3, +5, +7 (у F только −1 и 0)
Главная закономерность: окислительная способность падает сверху вниз — F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂. Это определяет все реакции вытеснения и сравнения.
Для 90+: у фтора нет положительных степеней окисления — он самый электроотрицательный элемент. В OF₂ кислород +2, а фтор −1.
ЦветаФизические свойства галогенов
F₂
бледно-жёлтый газ с резким запахом
Cl₂
жёлто-зелёный газ с удушливым запахом
Br₂
тёмно-красная жидкость, пары бурые
I₂
тёмно-фиолетовые кристаллы, пары фиолетовые; возгоняется при нагревании
Запомни: F и Cl — газы, Br — жидкость, I — твёрдое. Цвет и агрегатное состояние часто указывают в задании как «признак реакции».
СвойстваГалогены с металлами
Реагируют с металлами любой активности. Галоген — окислитель.
2Al + 3Cl₂ → 2AlCl₃
Алюминий + хлор = хлорид алюминия. Реакция идёт при нагревании.
2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃
Железо + хлор = хлорид железа(III). Cl₂ окисляет до Fe³⁺.
2Fe + 3Br₂ → 2FeBr₃
Железо + бром = бромид железа(III). Br₂ тоже справляется.
Fe + I₂ → FeI₂
Железо + йод = йодид железа(II). I₂ слабее, окисляет только до Fe²⁺. Классическая ловушка!
2Cu + I₂ → 2CuI
Медь + йод = йодид меди(I). CuI₂ неустойчив: 2CuI₂ → 2CuI + I₂. Поэтому продукт Cu⁺, а не Cu²⁺.
Ловушка: Fe + I₂ → FeI₂ (не FeI₃!). 2Cu + I₂ → 2CuI (не CuI₂!). Это одни из самых частых ошибок в задании 7.
СвойстваГалогены с неметаллами
H₂ + F₂ → 2HF (сам, взрыв)
H₂ + Cl₂ → 2HCl (на свету)
H₂ + Br₂ → 2HBr (при нагревании)
H₂ + I₂ ⇄ 2HI (обратимо, при нагревании)
Условия зависят от активности галогена: F₂ — сам, Cl₂ — свет, Br₂/I₂ — нагрев.
2P + 3Cl₂ → 2PCl₃ (недостаток Cl₂)
2P + 5Cl₂ → 2PCl₅ (избыток Cl₂)
Фосфор + хлор: продукт зависит от соотношения.
S + 3F₂ → SF₆
Сера + фтор = гексафторид серы. Только F₂ окисляет S до +6 напрямую.
N₂ + 3F₂ → 2NF₃
Азот + фтор = трифторид азота. N₂ реагирует только с F₂.
Si + 2Cl₂ → SiCl₄
Кремний + хлор = тетрахлорид кремния.
C + 2Cl₂ → CCl₄
Углерод + хлор = тетрахлорметан. При нагревании.
Ловушка: I₂ не реагирует с S, N₂, C, Si и H₂ без нагрева. I₂ — самый слабый окислитель из галогенов.
СвойстваГалогены со сложными веществами
H₂S + I₂ → S↓ + 2HI
Сероводород + йод = сера + йодоводород. I₂ окисляет S²⁻ до S⁰.
H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl
Сероводород + избыток хлора + вода = серная кислота + соляная кислота. Cl₂ в избытке окисляет сразу до S⁺⁶.
2KBr + Cl₂ → 2KCl + Br₂
Бромид калия + хлор = хлорид калия + бром. Сильный галоген вытесняет слабый.
2KI + Cl₂ → 2KCl + I₂
Йодид калия + хлор = хлорид калия + йод. Аналогично.
Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O → Na₂SO₄ + 2HCl
Сульфит натрия + хлор + вода = сульфат натрия + соляная кислота. Cl₂ окисляет S⁺⁴ до S⁺⁶.
K₂S + Br₂ → 2KBr + S↓
Сульфид калия + бром = бромид калия + сера. Br₂ окисляет S²⁻ до S⁰.
Cl₂ + H₂O ⇄ HCl + HClO
Хлор + вода ⇄ соляная кислота + хлорноватистая кислота. Обратимая реакция, диспропорционирование Cl⁰.
2F₂ + 2H₂O → OF₂ + 2HF + H₂O₂
Фтор + вода = фторид кислорода + фтороводород + пероксид водорода. F₂ реагирует с водой по-другому, чем Cl₂.
Ловушка: F₂ с водой даёт OF₂, а не O₂ и HF. Это отличие фтора от остальных галогенов. И F₂ окисляет кислород воды!
СвойстваГалогены со щелочами
Диспропорционирование. Продукт зависит от температуры.
Cl₂ + 2KOH → KCl + KClO + H₂O (на холоде)
Хлор + холодная щёлочь = хлорид + гипохлорит + вода. Cl⁰ → Cl⁻¹ и Cl⁺¹.
3Cl₂ + 6KOH → 5KCl + KClO₃ + 3H₂O (при нагревании)
Хлор + горячая щёлочь = хлорид + хлорат + вода. Cl⁰ → Cl⁻¹ и Cl⁺⁵.
3Br₂ + 6KOH → 5KBr + KBrO₃ + 3H₂O
Бром + щёлочь (при нагревании) = бромид + бромат + вода.
3I₂ + 6KOH → 5KI + KIO₃ + 3H₂O
Йод + щёлочь = йодид + йодат + вода. KIO неустойчив, поэтому сразу KIO₃ даже на холоде.
Для 90+: холод → ClO⁻ (гипохлорит), нагрев → ClO₃⁻ (хлорат). Это частая ловушка в задании 7 и 31. Такая же логика у Br₂ и I₂, но у йода сразу до йодата.
ПолучениеКак получают галогены
Электролиз
2KCl + 2H₂O → 2KOH + H₂↑ + Cl₂↑ (раствор)
Электролиз раствора хлорида калия. Cl₂ на аноде, H₂ на катоде.
2KF → 2K + F₂↑ (расплав)
Электролиз расплава фторида калия. Единственный способ получить F₂.
Окисление галогенидов
MnO₂ + 4HCl → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O
Оксид марганца(IV) + соляная кислота = хлорид марганца(II) + хлор + вода. Лабораторный способ.
2KMnO₄ + 16HCl → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ + 8H₂O
Перманганат калия + соляная кислота = хлорид калия + хлорид марганца(II) + хлор + вода.
K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 2KCl + 2CrCl₃ + 3Cl₂↑ + 7H₂O
Дихромат калия + соляная кислота = хлорид калия + хлорид хрома(III) + хлор + вода.
2KBr + Cl₂ → 2KCl + Br₂
Бромид калия + хлор = хлорид калия + бром. Вытеснение.
F₂ получают только электролизом расплава KF (или смеси KF·HF). Никакие химические окислители не справятся — F⁻ слишком устойчив.
HHalГалогеноводороды
Все HHal — газы, отлично растворимы в воде. Растворы — кислоты: HF, HCl, HBr, HI. Сила кислот растёт сверху вниз: HF < HCl < HBr < HI.
Получение
KF + H₂SO₄(конц.) → HF↑ + KHSO₄
Фторид калия + конц. серная кислота = фтороводород + гидросульфат калия. H₂SO₄ не окисляет F⁻.
KCl + H₂SO₄(конц.) → HCl↑ + KHSO₄
Хлорид калия + конц. серная кислота = хлороводород + гидросульфат калия. При небольшом нагреве.
2P + 3Br₂ + 6H₂O → 6HBr + 2H₃PO₃
Фосфор + бром + вода = бромоводород + фосфористая кислота. HBr нельзя получать через H₂SO₄(конц.) — она его окислит.
2P + 3I₂ + 6H₂O → 6HI + 2H₃PO₃
Фосфор + йод + вода = йодоводород + фосфористая кислота. То же самое для HI.
SiO₂ + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂O
Оксид кремния + фтороводород = тетрафторид кремния + вода. HF «съедает» стекло — хранят в пластике.
Ловушка: HBr и HI нельзя получать действием H₂SO₄(конц.) на соль. Серная кислота окислит Br⁻ и I⁻ до Br₂ и I₂. Для HF и HCl — можно.
ТонкостиЧто нужно знать про галогены для 90+
- Fe + I₂ → FeI₂ (не FeI₃). I₂ слабый окислитель.
- 2Cu + I₂ → 2CuI (не CuI₂). CuI₂ неустойчив.
- F₂ + H₂O → OF₂, а не O₂. F₂ окисляет кислород воды.
- С N₂ реагирует только F₂. С S, C, Si — все, кроме I₂.
- F₂ получают только электролизом расплава KF.
- HBr и HI нельзя получить через H₂SO₄(конц.) — окислит.
- Холод + щёлочь → ClO⁻, нагрев → ClO₃⁻.
- Cl₂ + H₂O — обратимая реакция (HCl + HClO).
- HF хранят в пластике, потому что она реагирует со стеклом (SiO₂).
Что спросятГалогены в заданиях ЕГЭ
- Задание 7: «с чем реагирует Cl₂ / I₂» — вытеснение, ОВР.
- Задание 8: продукты с галогенами и щелочами — холод vs нагрев.
- Задание 29: Cl₂, Br₂, I₂ как окислители; галогениды как восстановители.
- Задание 30: качественные реакции — AgCl, AgBr, AgI.
- Задание 31: цепочки с Cl₂, HHal, электролизом.
- Задание 34: расчёт объёма Cl₂ при электролизе, при окислении HCl.
ОбщееСера: характеристика
Положение
3-й период, VIA (16)
Внешний уровень
3s² 3p⁴ — есть свободные 3d-орбитали
Аллотропы
ромбическая, моноклинная, пластическая
Степени окисления
−2, 0, +4, +6
Двойная роль в ОВР: S⁰ может быть и окислителем (до S²⁻), и восстановителем (до S⁺⁴, S⁺⁶). Промежуточная СО — S⁺⁴ тоже двойственная.
СвойстваСера с металлами
Fe + S → FeS (при нагревании)
Железо + сера = сульфид железа(II). Fe окисляется до +2, потому что сера слабый окислитель.
2Na + S → Na₂S (при нагревании)
Натрий + сера = сульфид натрия.
2Al + 3S → Al₂S₃ (при нагревании)
Алюминий + сера = сульфид алюминия. Al₂S₃ в воде не существует — гидролизуется.
Cu + S → Cu₂S (при нагревании)
Медь + сера = сульфид меди(I). Cu⁺, а не Cu²⁺. Сера слабее хлора.
Hg + S → HgS (при обычной температуре)
Ртуть + сера = сульфид ртути(II). Единственный случай, когда сера реагирует с металлом без нагрева. Применяется для демеркуризации.
Ловушка: Hg + S идёт без нагрева, остальные — при нагревании. Это важно для задания 7.
СвойстваСера с неметаллами
S + O₂ → SO₂
Сера + кислород = оксид серы(IV). SO₃ в этой реакции не образуется. Только через катализатор V₂O₅.
S + 3F₂ → SF₆
Сера + фтор = гексафторид серы. F₂ — сильный окислитель.
S + Cl₂ → SCl₂
Сера + хлор = дихлорид серы. Cl₂ слабее F₂.
H₂ + S → H₂S (при нагревании)
Водород + сера = сероводород.
2P + 3S → P₂S₃ (недостаток S)
2P + 5S → P₂S₅ (избыток S)
Фосфор + сера: продукт зависит от соотношения.
C + 2S → CS₂ (при нагревании)
Углерод + сера = сероуглерод.
Si + 2S → SiS₂ (при нагревании)
Кремний + сера = сульфид кремния.
Ловушка: S + I₂ — не реагирует. S + N₂ — не реагирует. Это частые ошибки в задании 7.
СвойстваСера с кислотами и щелочами
S + 6HNO₃(конц.) → H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O
Сера + конц. азотная кислота = серная кислота + оксид азота(IV) + вода. S⁰ → S⁺⁶.
S + 2H₂SO₄(конц.) → 3SO₂↑ + 2H₂O
Сера + конц. серная кислота = оксид серы(IV) + вода. Диспропорционирование S: S⁰ → S⁺⁴ и S⁺⁶ → S⁺⁴.
3S + 6KOH → 2K₂S + K₂SO₃ + 3H₂O (при кипячении)
Сера + гидроксид калия = сульфид калия + сульфит калия + вода. Диспропорционирование S⁰ → S⁻² и S⁺⁴.
Для 90+: с щелочами S диспропорционирует только при кипячении. На холоде реакция не идёт. Это важно в задании 7.
H₂SO₄Серная кислота: разб. vs конц.
Разб. H₂SO₄
обычная кислота, не окислитель. Реагирует с Me левее H с выделением H₂
Конц. H₂SO₄
сильный окислитель (S⁺⁶). Не выделяет H₂. Продукт зависит от активности Me
Zn + H₂SO₄(разб.) → ZnSO₄ + H₂↑
Цинк + разб. серная кислота = сульфат цинка + водород. Обычная реакция.
Cu + 2H₂SO₄(конц.) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
Медь + конц. серная кислота = сульфат меди(II) + оксид серы(IV) + вода. Cu правее H, но реагирует.
3Zn + 4H₂SO₄(конц.) → 3ZnSO₄ + S↓ + 4H₂O
Цинк + конц. серная кислота = сульфат цинка + сера + вода. Средний металл → S⁰.
4Mg + 5H₂SO₄(конц.) → 4MgSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O
Магний + конц. серная кислота = сульфат магния + сероводород + вода. Активный металл → S⁻².
Cu + 2H₂SO₄(разб.) → не идёт ✗
Разб. H₂SO₄ не окисляет Cu. Cu правее H.
Пассивация: конц. H₂SO₄ на холоде не реагирует с Al, Cr, Fe. Только при нагревании.
H₂SO₄Серная кислота с неметаллами и солями
2P + 5H₂SO₄(конц.) → 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O
Фосфор + конц. серная кислота = фосфорная кислота + оксид серы(IV) + вода. P⁰ → P⁺⁵.
C + 2H₂SO₄(конц.) → CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O
Углерод + конц. серная кислота = оксид углерода(IV) + оксид серы(IV) + вода. C⁰ → C⁺⁴.
2NaBr + 2H₂SO₄(конц.) → Br₂ + SO₂↑ + Na₂SO₄ + 2H₂O
Бромид натрия + конц. серная кислота = бром + оксид серы(IV) + сульфат натрия + вода. H₂SO₄ окисляет Br⁻.
8HI + H₂SO₄(конц.) → 4I₂ + H₂S↑ + 4H₂O
Йодоводород + конц. серная кислота = йод + сероводород + вода. I⁻ — сильный восстановитель, восстанавливает S до −2.
Правило: H₂SO₄(конц.) окисляет HI и HBr, но не может окислить HF. Поэтому HF получают через H₂SO₄, а HI и HBr — нельзя.
СульфатыРазложение сульфатов
ZnSO₄ → ZnO + SO₃ (при нагревании)
Сульфат цинка = оксид цинка + оксид серы(VI). Средние металлы.
4FeSO₄ → 2Fe₂O₃ + 4SO₂↑ + O₂↑ (при нагревании)
Сульфат железа(II) = оксид железа(III) + оксид серы(IV) + кислород. Исключение — Fe²⁺ окисляется до Fe³⁺.
2Ag₂SO₄ → 4Ag + 2SO₂↑ + 2O₂↑ (при нагревании)
Сульфат серебра = серебро + оксид серы(IV) + кислород. Тяжёлые металлы.
Na₂SO₄ → не разлагается ✗
Сульфаты щелочных металлов термически устойчивы. Не разлагаются при нагревании.
Для 90+: FeSO₄ — исключение. Даёт Fe₂O₃ (не FeO), SO₂ и O₂. Это часто в задании 31.
SO₂Оксид серы(IV) и H₂SO₃
SO₂
бесцветный газ с резким запахом. Растворим в воде
H₂SO₃
нестойкая, существует только в растворе. Разлагается на SO₂ и H₂O
Соли
сульфиты (SO₃²⁻) и гидросульфиты (HSO₃⁻)
SO₂ + H₂O ⇄ H₂SO₃
Оксид серы(IV) + вода ⇄ сернистая кислота. Обратимо.
SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O (избыток щёлочи)
Оксид серы(IV) + избыток щёлочи = средняя соль + вода.
SO₂ + NaOH → NaHSO₃ (избыток SO₂)
Оксид серы(IV) + недостаток щёлочи = кислая соль.
SO₂Двойственность оксида серы(IV)
S⁺⁴ — промежуточная СО. SO₂ и H₂SO₃ могут быть и окислителями, и восстановителями.
Как восстановитель (S⁺⁴ → S⁺⁶)
SO₂ + Cl₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HCl
Оксид серы(IV) + хлор + вода = серная кислота + соляная кислота. Cl₂ — окислитель.
2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃ (кат. V₂O₅)
Оксид серы(IV) + кислород ⇄ оксид серы(VI). Каталитическое окисление.
SO₂ + NO₂ → SO₃ + NO
Оксид серы(IV) + оксид азота(IV) = оксид серы(VI) + оксид азота(II). NO₂ — окислитель.
Na₂SO₃ + Cl₂ + H₂O → Na₂SO₄ + 2HCl
Сульфит натрия + хлор + вода = сульфат натрия + соляная кислота.
Как окислитель (S⁺⁴ → S⁰)
SO₂ + 2H₂S → 3S↓ + 2H₂O
Оксид серы(IV) + сероводород = сера + вода. «Встреча» двух СО серы: S⁺⁴ + 2S⁻² → 3S⁰.
Na₂SO₃ + S → Na₂S₂O₃
Сульфит натрия + сера = тиосульфат натрия. S⁺⁴ + S⁰ → 2S⁺².
H₂SСероводород и сульфиды
H₂S
бесцветный газ, запах тухлых яиц. Плохо растворим, слабая кислота
Соли
сульфиды (S²⁻) и гидросульфиды (HS⁻)
СО серы
−2 — низшая, только восстановитель
H₂S как восстановитель
2FeCl₃ + H₂S → 2FeCl₂ + S↓ + 2HCl
Хлорид железа(III) + сероводород = хлорид железа(II) + сера + соляная кислота. Слабый окислитель Fe³⁺ → S⁰.
K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3S↓ + K₂SO₄ + 7H₂O
Дихромат калия + сероводород + серная кислота = сульфат хрома(III) + сера + сульфат калия + вода. Cr⁺⁶ → Cr⁺³.
H₂S + 4Cl₂ + 4H₂O → H₂SO₄ + 8HCl
Сероводород + избыток хлора + вода = серная кислота + соляная кислота. Сильный окислитель Cl₂ → S⁺⁶.
3H₂S + 2HNO₃(разб.) → 3S↓ + 2NO↑ + 4H₂O
Сероводород + разб. азотная кислота = сера + оксид азота(II) + вода. HNO₃(разб.) → S⁰.
H₂S + 8HNO₃(конц.) → H₂SO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O
Сероводород + конц. азотная кислота = серная кислота + оксид азота(IV) + вода. Конц. HNO₃ → S⁺⁶.
Логика: слабый окислитель → S⁰; сильный окислитель в избытке → S⁺⁶ (H₂SO₄).
Сульфиды«Суровые» сульфиды
CuS, PbS, HgS, Ag₂S — не реагируют с кислотами в ионном обмене, потому что их ПР очень мал.
CuS + HCl → не идёт ✗
Сульфид меди(II) + соляная кислота = не идёт. ПР(CuS) слишком мал.
PbS + HCl → не идёт ✗
Сульфид свинца + соляная кислота = не идёт. То же самое.
Но в ОВР реагируют
CuS + 8HNO₃(конц.) → CuSO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O
Сульфид меди(II) + конц. азотная кислота = сульфат меди(II) + оксид азота(IV) + вода. HNO₃ окисляет и Cu, и S.
3PbS + 8HNO₃(разб.) → 3Pb(NO₃)₂ + 3S↓ + 2NO↑ + 4H₂O
Сульфид свинца + разб. азотная кислота = нитрат свинца(II) + сера + оксид азота(II) + вода.
Запомни четвёрку: CuS, PbS, HgS, Ag₂S — «суровые» только в ионном обмене. В ОВР работают как все сульфиды.
СульфидыЛогика продуктов с сульфидами
При реакциях сульфидов с кислотами и солями надо проверять, не пойдёт ли обратная реакция.
FeI₂ + H₂S → не идёт ✗
Йодид железа(II) + сероводород = не идёт. FeS растворим в HI, поэтому обратная реакция выгоднее.
2FeCl₃ + 3Na₂S → 2FeS↓ + S↓ + 6NaCl
Хлорид железа(III) + сульфид натрия = сульфид железа(II) + сера + хлорид натрия. Fe³⁺ окисляет часть S²⁻ до S⁰, сам восстанавливается до Fe²⁺.
2FeCl₃ + H₂S → 2FeCl₂ + S↓ + 2HCl
Хлорид железа(III) + сероводород = хлорид железа(II) + сера + соляная кислота. То же самое в ионном виде.
Алгоритм:
1) Есть ли в продуктах кислота?
2) Есть ли сульфид, который она растворит?
3) Если да — реакция не идёт, или пиши FeCl₂, а не FeS.
СульфидыОкисление сульфидов кислородом
Na₂S + 2O₂ → Na₂SO₄
Сульфид натрия + кислород = сульфат натрия. Сульфиды активных металлов окисляются до сульфатов.
2ZnS + 3O₂ → 2ZnO + 2SO₂
Сульфид цинка + кислород = оксид цинка + оксид серы(IV). Обжиг сульфидов средних металлов.
4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂
Пирит + кислород = оксид железа(III) + оксид серы(IV). Первая стадия получения H₂SO₄.
2CuS + 3O₂ → 2CuO + 2SO₂
Сульфид меди(II) + кислород = оксид меди(II) + оксид серы(IV).
Промышленное значение: обжиг сульфидов — первая стадия получения H₂SO₄ (SO₂ → SO₃ → H₂SO₄).
ТонкостиЧто нужно знать про серу для 90+
- S + O₂ → только SO₂. SO₃ требует катализатора.
- Hg + S идёт без нагрева, остальные металлы — при нагреве.
- Разб. H₂SO₄ + Cu не идёт. Cu правее H.
- Конц. H₂SO₄ пассивирует Al, Cr, Fe на холоде.
- ZnSO₄ → ZnO + SO₃, а FeSO₄ → Fe₂O₃ + SO₂ + O₂ — исключение.
- SO₂ + H₂S → S↓ — «встреча» двух СО серы.
- CuS, PbS, HgS, Ag₂S — «суровые» только в ионном обмене.
- FeI₂ + H₂S — не идёт (обратная реакция выгоднее).
- H₂SO₄(конц.) + HI → H₂S, а не SO₂ (I⁻ — сильный восстановитель).
Что спросятСера в заданиях ЕГЭ
- Задание 6: классификация сульфидов, сульфитов, сульфатов.
- Задание 7: «с чем реагирует H₂SO₄ / SO₂ / H₂S».
- Задание 8: продукты при разных условиях — разб./конц. H₂SO₄.
- Задание 29: H₂S и SO₂ как восстановители; H₂SO₄(конц.) как окислитель.
- Задание 30: качественные реакции на сульфаты (BaSO₄).
- Задание 31: цепочки с обжигом сульфидов, получением H₂SO₄.
- Задание 34: расчёт по обжигу пирита, по реакции с H₂SO₄.
СвязиГалогены + сера вместе
- Cl₂ окисляет H₂S до S⁰ или S⁺⁶ (в зависимости от избытка).
- I₂ окисляет H₂S только до S⁰.
- Br₂ окисляет сульфиды до S⁰.
- H₂SO₄(конц.) окисляет HBr и HI до Br₂ и I₂.
- Кислородсодержащие кислоты хлора в ОВР всегда дают Cl⁻.
Ключ к заданию 29: сила окислителя определяет продукт восстановления серы. Слабый → S⁰, сильный в избытке → S⁺⁶. Для галогенов — правило F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂.
ОбщееАзот: характеристика
Положение
2-й период, VA (15)
Связь
N≡N — очень прочная тройная связь
Степени окисления
−3, −2, −1, +1, +2, +3, +4, +5
Главная идея: из-за прочной связи N₂ очень инертен. Большинство реакций идут только при нагревании, давлении или с катализатором.
Для 90+: азот — чемпион по числу степеней окисления. Почти все они встречаются в ЕГЭ. Уметь различать N⁻³ (NH₃), N⁺³ (HNO₂), N⁺⁵ (HNO₃) — обязательно.
СвойстваАзот с металлами → нитриды
Реагируют только активные металлы (IA, IIA). N₂ — окислитель, образуется N³⁻.
6Li + N₂ → 2Li₃N (без нагрева)
Литий + азот = нитрид лития. Li — единственный металл, реагирующий с N₂ при обычной температуре.
3Ca + N₂ → Ca₃N₂ (при нагревании)
Кальций + азот = нитрид кальция.
3Mg + N₂ → Mg₃N₂ (при нагревании)
Магний + азот = нитрид магния.
Гидролиз нитридов
Li₃N + 3H₂O → 3LiOH + NH₃↑
Нитрид лития + вода = гидроксид лития + аммиак. Выделяется газ с резким запахом.
Ca₃N₂ + 6H₂O → 3Ca(OH)₂ + 2NH₃↑
Нитрид кальция + вода = гидроксид кальция + аммиак.
Ca₃N₂ + 8HCl(изб.) → 3CaCl₂ + 2NH₄Cl
Нитрид кальция + избыток соляной кислоты = хлорид кальция + хлорид аммония. С избытком кислоты NH₃ превращается в NH₄⁺.
Ловушка: нитриды + избыток кислоты → NH₄Cl, а не NH₃. NH₃ сразу реагирует с кислотой.
СвойстваАзот с неметаллами
Реакции очень избирательны. N₂ реагирует только с самыми активными неметаллами или при экстремальных условиях.
N₂ + 3F₂ → 2NF₃
Азот + фтор = трифторид азота. Только фтор окисляет N₂ напрямую.
N₂ + O₂ ⇄ 2NO (≈ 3000 °C)
Азот + кислород ⇄ оксид азота(II). Только при очень высокой температуре — в природе в молнии.
N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ (t, p, кат.)
Азот + водород ⇄ аммиак. Синтез Габера — важнейший промышленный процесс.
N₂ + S → не идёт ✗
N₂ + P → не идёт ✗
N₂ + C → не идёт ✗
С серой, фосфором, углеродом, кремнием N₂ не реагирует. Это частая ловушка в задании 7.
СвойстваАзот со сложными веществами и получение
N₂ + H₂O → не идёт ✗
N₂ + кислота → не идёт ✗
N₂ + щёлочь → не идёт ✗
N₂ очень инертен — с водой, кислотами и щелочами не реагирует.
Лабораторные способы получения N₂
(NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + N₂↑ + 4H₂O (при нагревании)
Дихромат аммония при нагревании = оксид хрома(III) + азот + вода. «Вулкан» — бурная реакция.
NH₄NO₂ → N₂↑ + 2H₂O (при нагревании)
Нитрит аммония = азот + вода. Внутримолекулярная ОВР: N⁻³ и N⁺³ → N⁰.
Для 90+: обе реакции — примеры внутримолекулярного ОВР. Азот сам себя окисляет и восстанавливает до N₂⁰. Это часто в задании 29 и 31.
NH₃Аммиак: характеристика
Вид
бесцветный газ с резким запахом
Растворимость
очень высокая (1:700 в воде)
Раствор
NH₃·H₂O или NH₄OH — слабое основание
Строение
пирамидальное, донор неподелённой пары
СО азота
−3 (низшая, только восстановитель)
NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH⁻
Аммиак + вода ⇄ ион аммония + гидроксид-ион. Слабое основание, образует щелочную среду.
NH₃ + HCl → NH₄Cl
Аммиак + соляная кислота = хлорид аммония. «Дым без огня» — белый дым NH₄Cl.
NH₃Химические свойства аммиака
Горение и каталитическое окисление
4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O (без катализатора)
Аммиак + кислород = азот + вода. Горит бледно-зелёным пламенем.
4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O (кат. Pt)
Аммиак + кислород (с катализатором) = оксид азота(II) + вода. Первая стадия получения HNO₃ в промышленности.
С оксидами металлов
3CuO + 2NH₃ → 3Cu + N₂ + 3H₂O
Оксид меди(II) + аммиак = медь + азот + вода. NH₃ — восстановитель.
С галогенами
2NH₃ + 3Br₂ → N₂ + 6HBr
Аммиак + бром = азот + бромоводород. Br₂ окисляет N⁻³ до N⁰.
8NH₃ + 3Cl₂ → N₂ + 6NH₄Cl (избыток NH₃)
Аммиак (избыток) + хлор = азот + хлорид аммония. Белый дым — NH₄Cl.
С пероксидами
2NH₃ + 3H₂O₂ → N₂ + 6H₂O
Аммиак + пероксид водорода = азот + вода. H₂O₂ — окислитель.
2NH₃ + 3Na₂O₂ → N₂ + 6NaOH
Аммиак + пероксид натрия = азот + гидроксид натрия.
С сильными окислителями
2NH₃ + 2KMnO₄ → 2MnO₂ + N₂ + 2KOH + 2H₂O
Аммиак + перманганат калия = оксид марганца(IV) + азот + гидроксид калия + вода.
Разложение и восстановительные свойства
2NH₃ ⇄ N₂ + 3H₂ (кат., t)
Аммиак ⇄ азот + водород. Обратимая реакция.
2Na + 2NH₃ → 2NaNH₂ + H₂↑
Натрий + аммиак = амид натрия + водород. NH₃ как кислота (отдаёт H⁺).
NH₃Получение аммиака
N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ + Q (t, p, кат.)
Азот + водород ⇄ аммиак + тепло. Синтез Габера. Промышленный способ.
2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → CaCl₂ + 2NH₃↑ + 2H₂O
Хлорид аммония + гидроксид кальция = хлорид кальция + аммиак + вода. Лабораторный способ — вытеснение щёлочью.
NH₄⁺ + OH⁻ → NH₃↑ + H₂O
Ионное уравнение получения аммиака. Щёлочь вытесняет NH₃ из соли аммония.
Качественная реакция на NH₄⁺: добавление щёлочи + нагрев → запах аммиака, влажная лакмусовая бумажка синеет.
ОксидыПять оксидов азота
N₂O (+1)
«веселящий газ», бесцветный. Несолеобразующий
NO (+2)
бесцветный газ, легко окисляется. Несолеобразующий
N₂O₃ (+3)
синяя жидкость. Ангидрид HNO₂. Разлагается
NO₂ (+4)
бурый газ («лисий хвост»), ядовит. Двойственный
N₂O₅ (+5)
бесцветные кристаллы. Ангидрид HNO₃
Запомни цвета: N₂O₃ — синий, NO₂ — бурый. Остальные бесцветные.
ОксидыРеакции NO и NO₂
NO — окисляется кислородом
2NO + O₂ → 2NO₂
Оксид азота(II) + кислород = оксид азота(IV). Бесцветный → бурый. Качественная реакция.
NO₂ — диспропорционирование
2NO₂ + H₂O → HNO₂ + HNO₃
Оксид азота(IV) + вода = азотистая кислота + азотная кислота. N⁺⁴ → N⁺³ и N⁺⁵.
4NO₂ + 2H₂O + O₂ → 4HNO₃
Оксид азота(IV) + вода + кислород = азотная кислота. С кислородом NO₂ окисляется до +5.
2NO₂ + 2KOH → KNO₂ + KNO₃ + H₂O
Оксид азота(IV) + гидроксид калия = нитрит + нитрат + вода. Тоже диспропорционирование.
Оксиды с основными оксидами
K₂O + N₂O₃ → 2KNO₂
Оксид калия + оксид азота(III) = нитрит калия. N₂O₃ — ангидрид HNO₂.
K₂O + N₂O₅ → 2KNO₃
Оксид калия + оксид азота(V) = нитрат калия. N₂O₅ — ангидрид HNO₃.
2K₂O + 4NO₂ → 2KNO₃ + 2KNO₂
Оксид калия + оксид азота(IV) = нитрат + нитрит калия. NO₂ — не ангидрид, но с оксидами даёт соли.
HNO₃Азотная кислота — особый случай
Окислитель
в любой концентрации
С металлами
никогда не даёт H₂
Пассивация
Al, Cr, Fe — конц. HNO₃ на холоде
Не реагирует
Au, Pt → нужна царская водка
На свету
4HNO₃ → 4NO₂ + O₂ + 2H₂O
Главное правило: HNO₃ — не «обычная кислота». Она окисляет металл, а не реагирует с ним как H⁺. Водород никогда не выделяется.
HNO₃Азотная кислота с металлами
Продукт восстановления зависит от концентрации кислоты и активности металла.
HNO₃(конц.) + любой Me
→ NO₂ (бурый газ)
HNO₃(разб.) + неактивный Me
→ NO (бесцветный)
HNO₃(разб.) + средний Me
→ N₂O
HNO₃(разб.) + активный Me
→ N₂
HNO₃(оч. разб.) + активный Me
→ NH₄NO₃
Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
3Cu + 8HNO₃(разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O
4Zn + 10HNO₃(разб.) → 4Zn(NO₃)₂ + N₂O↑ + 5H₂O
5Mg + 12HNO₃(разб.) → 5Mg(NO₃)₂ + N₂↑ + 6H₂O
4Mg + 10HNO₃(оч. разб.) → 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O
Au + HNO₃ + 4HCl → H[AuCl₄] + NO↑ + 2H₂O
Царская водка (3 HCl : 1 HNO₃) растворяет золото. HNO₃ окисляет, HCl даёт комплекс.
HNO₃Азотная кислота с неметаллами
S + 6HNO₃(конц.) → H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O
Сера + конц. HNO₃ = серная кислота + бурый газ + вода. S⁰ → S⁺⁶.
P + 5HNO₃(конц.) + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO↑
Фосфор + конц. HNO₃ + вода = фосфорная кислота + оксид азота(II). P⁰ → P⁺⁵.
C + 4HNO₃(конц.) → CO₂↑ + 4NO₂↑ + 2H₂O
Углерод + конц. HNO₃ = оксид углерода(IV) + бурый газ + вода. C⁰ → C⁺⁴.
Si + 4HNO₃(конц.) → SiO₂ + 4NO₂↑ + 2H₂O
Кремний + конц. HNO₃ = оксид кремния(IV) + бурый газ + вода.
I₂ + 10HNO₃(конц.) → 2HIO₃ + 10NO₂↑ + 4H₂O
Йод + конц. HNO₃ = йодноватая кислота + бурый газ + вода. I⁰ → I⁺⁵.
ZnS + 8HNO₃(конц.) → ZnSO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O
Сульфид цинка + конц. HNO₃ = сульфат цинка + бурый газ + вода. S⁻² → S⁺⁶.
НитратыРазложение нитратов
Продукт зависит от активности металла.
2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂↑ (активные Me: до Mg)
Нитрат калия = нитрит калия + кислород.
4LiNO₃ → 2Li₂O + 4NO₂↑ + O₂↑ (исключение: Li)
Нитрат лития = оксид лития + бурый газ + кислород. LiNO₃ разлагается как средний металл.
2Zn(NO₃)₂ → 2ZnO + 4NO₂↑ + O₂↑ (средние Me: Mg–Cu)
Нитрат цинка = оксид цинка + бурый газ + кислород.
2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑
Нитрат меди(II) = оксид меди(II) + бурый газ + кислород.
2Hg(NO₃)₂ → 2Hg + 4NO₂↑ + O₂↑ (тяжёлые Me: после Cu)
Нитрат ртути(II) = ртуть + бурый газ + кислород.
NH₄NO₃ → N₂O↑ + 2H₂O (исключение)
Нитрат аммония = оксид азота(I) + вода. Внутримолекулярная ОВР: N⁻³ + N⁺⁵ → 2N⁺¹.
4Fe(NO₃)₂ → 2Fe₂O₃ + 8NO₂↑ + O₂↑ (исключение)
Нитрат железа(II) = оксид железа(III) + бурый газ + кислород. Fe²⁺ окисляется до Fe³⁺.
Для 90+: три исключения — LiNO₃, NH₄NO₃, Fe(NO₃)₂. Запомни их отдельно, они ловушки в задании 31.
HNO₂Азотистая кислота
N⁺³ — промежуточная СО. HNO₂ — и окислитель, и восстановитель.
2HNO₂ + 2HI → I₂↓ + 2NO↑ + 2H₂O
Азотистая кислота + йодоводород = йод + оксид азота(II) + вода. HNO₂ — окислитель (N⁺³ → N⁺²).
2NaNO₂ + Na₂S + 2H₂SO₄ → 2Na₂SO₄ + S↓ + 2NO↑ + 2H₂O
Нитрит натрия + сульфид натрия + серная кислота = сульфат натрия + сера + оксид азота(II) + вода.
HNO₂ + H₂O₂ → HNO₃ + H₂O
Азотистая кислота + пероксид водорода = азотная кислота + вода. HNO₂ — восстановитель (N⁺³ → N⁺⁵).
5KNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5KNO₃ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 3H₂O
Нитрит калия + перманганат калия + серная кислота = нитрат калия + сульфат калия + сульфат марганца(II) + вода. HNO₂ — восстановитель.
NH₄NO₂ → N₂↑ + 2H₂O (при нагревании)
Нитрит аммония = азот + вода. Внутримолекулярная ОВР.
ТонкостиЧто нужно знать про азот для 90+
- HNO₃ с металлами не даёт H₂ — никогда. Продукт зависит от конц. и активности Me.
- Пассивация Al, Cr, Fe с конц. HNO₃ на холоде.
- Au и Pt не реагируют с HNO₃. Только царская водка.
- N₂ + O₂ идёт только ≈3000 °C. В лаборатории так NO не получают.
- N₂ реагирует только с Li без нагрева; с другими металлами — при нагреве.
- Нитриды + избыток кислоты → NH₄Cl, не NH₃.
- N₂O₃ — ангидрид HNO₂, N₂O₅ — ангидрид HNO₃. NO₂ — не ангидрид.
- NO₂ с водой → HNO₂ + HNO₃ (диспропорционирование).
- NH₄NO₃ → N₂O, а LiNO₃ → Li₂O, Fe(NO₃)₂ → Fe₂O₃ — исключения.
- HNO₂ — двойственный агент, встречается в задании 29.
Что спросятАзот в заданиях ЕГЭ
- Задание 6: классификация оксидов азота, нитридов.
- Задание 7: «с чем реагирует HNO₃ / NH₃ / N₂».
- Задание 8: продукты HNO₃ в разных концентрациях.
- Задание 29: HNO₃ как окислитель, NH₃ и HNO₂ как восстановители.
- Задание 30: качественная реакция на NH₄⁺ (запах, лакмус).
- Задание 31: цепочки с синтезом аммиака, получением HNO₃.
- Задание 34: расчёт объёма NH₃, NO₂ при реакциях.
ОбщееФосфор: характеристика
Положение
3-й период, VA (15)
Аллотропы
белый (P₄), красный, чёрный
Степени окисления
−3, 0, +3, +5
Внешний уровень
3s² 3p³, есть свободные 3d-орбитали
Для 90+: белый P₄ — молекулярная решётка, ядовит, светится в темноте. Красный P — атомная решётка, нетоксичен. Это важно в задании 6 (тип решётки).
СвойстваФосфор с металлами
3Ca + 2P → Ca₃P₂ (при нагревании)
Кальций + фосфор = фосфид кальция. P — окислитель, P³⁻.
3Na + P → Na₃P (при нагревании)
Натрий + фосфор = фосфид натрия.
Ca₃P₂ + 6H₂O → 3Ca(OH)₂ + 2PH₃↑
Фосфид кальция + вода = гидроксид кальция + фосфин. PH₃ — ядовитый газ с запахом гнилой рыбы.
Ca₃P₂ + 6HCl → 3CaCl₂ + 2PH₃↑
Фосфид кальция + соляная кислота = хлорид кальция + фосфин.
СвойстваФосфор с неметаллами
4P + 5O₂ → 2P₂O₅ (избыток O₂)
Фосфор + кислород (избыток) = оксид фосфора(V).
4P + 3O₂ → 2P₂O₃ (недостаток O₂)
Фосфор + кислород (недостаток) = оксид фосфора(III).
2P + 3Cl₂ → 2PCl₃ (недостаток Cl₂)
2P + 5Cl₂ → 2PCl₅ (избыток Cl₂)
С хлором — продукт зависит от соотношения.
2P + 3S → P₂S₃ (недостаток S)
2P + 5S → P₂S₅ (избыток S)
С серой — продукт зависит от соотношения.
P + H₂ → не идёт ✗
Фосфор с водородом напрямую не реагирует. PH₃ получают через фосфиды.
СвойстваФосфор с кислотами и щелочами
P + 5HNO₃(конц.) + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO↑
Фосфор + конц. HNO₃ + вода = фосфорная кислота + оксид азота(II). P⁰ → P⁺⁵.
2P + 5H₂SO₄(конц.) → 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O
Фосфор + конц. серная кислота = фосфорная кислота + оксид серы(IV) + вода.
4P + 3KOH + 3H₂O → PH₃↑ + 3KH₂PO₂ (при кипячении)
Фосфор + гидроксид калия + вода = фосфин + гипофосфит калия. Диспропорционирование: P⁰ → P⁻³ и P⁺¹.
2P + 3Br₂ + 6H₂O → 6HBr + 2H₃PO₃
Фосфор + бром + вода = бромоводород + фосфористая кислота. Используется для получения HBr.
СоединенияОксиды фосфора и H₃PO₄
P₂O₃ + O₂ → P₂O₅
Оксид фосфора(III) + кислород = оксид фосфора(V). Доокисление.
P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄
Оксид фосфора(V) + вода = фосфорная кислота. P₂O₅ отлично поглощает воду — используется как осушитель.
P₂O₅ + 6NaOH → 2Na₃PO₄ + 3H₂O (избыток щёлочи)
Оксид фосфора(V) + избыток щёлочи = средняя соль + вода.
Фосфорная кислота с разным количеством щёлочи
H₃PO₄ + NaOH → NaH₂PO₄ + H₂O (1:1)
Фосфорная кислота + 1 NaOH = дигидрофосфат натрия.
H₃PO₄ + 2NaOH → Na₂HPO₄ + 2H₂O (1:2)
Фосфорная кислота + 2 NaOH = гидрофосфат натрия.
H₃PO₄ + 3NaOH → Na₃PO₄ + 3H₂O (1:3)
Фосфорная кислота + 3 NaOH = фосфат натрия.
NaH₂PO₄ + NaOH → Na₂HPO₄ + H₂O
Дигидрофосфат + щёлочь = гидрофосфат + вода. Кислая соль нейтрализуется дальше.
Na₂HPO₄ + NaOH → Na₃PO₄ + H₂O
Гидрофосфат + щёлочь = фосфат + вода.
УдобренияФосфорные удобрения
Ca₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄ → Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄
Фосфорит + серная кислота = дигидрофосфат кальция + сульфат кальция. Простой суперфосфат.
Ca₃(PO₄)₂ + 4H₃PO₄ → 3Ca(H₂PO₄)₂
Фосфорит + фосфорная кислота = дигидрофосфат кальция. Двойной суперфосфат.
Ca₃(PO₄)₂ + 3SiO₂ + 5C → 3CaSiO₃ + 5CO↑ + 2P
Промышленное получение фосфора — восстановление фосфорита коксом в присутствии песка.
ТонкостиЧто нужно знать про фосфор для 90+
- P + H₂ не реагирует. PH₃ получают через фосфиды.
- P + O₂: недостаток → P₂O₃, избыток → P₂O₅.
- H₃PO₄ + NaOH: продукт зависит от соотношения. 1:1 → NaH₂PO₄, 1:2 → Na₂HPO₄, 1:3 → Na₃PO₄.
- Белый фосфор P₄ — молекулярная решётка. Красный — атомная.
- PH₃ — ядовит. Запах гнилой рыбы.
- P + щёлочь при кипячении — диспропорционирование.
Что спросятФосфор в заданиях ЕГЭ
- Задание 6: аллотропы фосфора, тип решётки.
- Задание 7: «с чем реагирует P / P₂O₅».
- Задание 8: продукты P + O₂, P + Cl₂.
- Задание 30: качественная реакция на PO₄³⁻ (жёлтый осадок Ag₃PO₄).
- Задание 31: цепочки с получением H₃PO₄, фосфатов.
- Задание 34: расчёт по обжигу фосфорита, по реакции P с O₂.
СвязиАзот + фосфор вместе
- Оба в VA. Высшая СО +5. Низшая −3.
- N₂ + H₂ ⇄ NH₃ — обратимо. P + H₂ не идёт.
- HNO₃ и H₃PO₄ — сильные кислоты разной силы: HNO₃ сильная, H₃PO₄ слабая.
- P₂O₅ — осушитель. HNO₃ — окислитель.
- Оба дают соли аммония (NH₄NO₃, (NH₄)₃PO₄) — азотно-фосфорные удобрения.
Ключ к заданию 31: если в цепочке есть N₂ → NH₃ → NO → NO₂ → HNO₃ — это классическая промышленная цепочка. Если есть P → P₂O₅ → H₃PO₄ → фосфат — тоже стандартная.
ОбщееУглерод: характеристика
Положение
2-й период, IVA (14)
Внешний уровень
2s² 2p² — нет d-орбиталей
Аллотропы
алмаз (атомная), графит (слоистая), карбин, фуллерен
Степени окисления
−4, −2, 0, +2, +4
Ключевая идея: углерод — основа органики, но и в неорганике играет огромную роль. CO и CO₂, карбонаты, карбиды — всё это есть в ЕГЭ.
Для 90+: у углерода нет d-подуровня, поэтому максимальная валентность IV. В отличие от кремния, который может расширять октет за счёт 3d-орбиталей (валентность до VI, например в SiF₆²⁻).
СвойстваУглерод с металлами → карбиды
4Al + 3C → Al₄C₃ (при нагревании)
Алюминий + углерод = карбид алюминия. Атомный карбид, даёт метан при гидролизе.
Ca + 2C → CaC₂ (при нагревании)
Кальций + углерод (избыток) = карбид кальция. Ионный карбид, даёт ацетилен при гидролизе.
2Fe + C → Fe₂C (цементит, при нагревании)
Железо + углерод = карбид железа. Составная часть стали и чугуна.
Гидролиз карбидов
Al₄C₃ + 12H₂O → 3CH₄↑ + 4Al(OH)₃↓
Карбид алюминия + вода = метан + гидроксид алюминия (осадок). Атомный карбид → метан.
CaC₂ + 2H₂O → C₂H₂↑ + Ca(OH)₂
Карбид кальция + вода = ацетилен + гидроксид кальция. Ионный карбид → ацетилен.
Ловушка: Al₄C₃ → CH₄, а CaC₂ → C₂H₂. Запомни разницу: алюминиевый карбид даёт метан, кальциевый — ацетилен.
СвойстваУглерод с неметаллами
2C + O₂ → 2CO (недостаток O₂)
Углерод + кислород (недостаток) = оксид углерода(II).
C + O₂ → CO₂ (избыток O₂)
Углерод + кислород (избыток) = оксид углерода(IV).
C + 2H₂ → CH₄ (при нагревании, катализатор)
Углерод + водород = метан. Ni-катализатор, высокое давление.
C + 2S → CS₂ (при нагревании)
Углерод + сера = сероуглерод. Летучая жидкость.
C + 2Cl₂ → CCl₄ (при нагревании)
Углерод + хлор = тетрахлорметан.
2C + N₂ → C₂N₂ → не идёт напрямую ✗
С азотом углерод реагирует только в специальных условиях (дуговой разряд), в ЕГЭ не рассматривается.
СвойстваУглерод со сложными веществами
При высоких температурах углерод — сильный восстановитель.
C + 2H₂SO₄(конц.) → CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O
Углерод + конц. серная кислота = оксид углерода(IV) + оксид серы(IV) + вода. C⁰ → C⁺⁴.
C + 4HNO₃(конц.) → CO₂↑ + 4NO₂↑ + 2H₂O
Углерод + конц. азотная кислота = оксид углерода(IV) + бурый газ + вода.
C + H₂O → CO + H₂ (при 1000 °C)
Углерод + вода = оксид углерода(II) + водород. Водяной газ.
C + CO₂ ⇄ 2CO (при нагревании)
Углерод + оксид углерода(IV) ⇄ оксид углерода(II). Обратимая реакция.
2C + CaO → CaC₂ + CO (при нагревании)
Углерод + оксид кальция = карбид кальция + оксид углерода(II). Промышленный способ получения CaC₂.
2C + Na₂SO₄ → Na₂S + 2CO₂↑ (при нагревании)
Углерод + сульфат натрия = сульфид натрия + оксид углерода(IV). C — восстановитель.
C + Fe₂O₃ → 2Fe + CO → не совсем верно, правильнее: 3C + 2Fe₂O₃ → 4Fe + 3CO₂
Углерод + оксид железа(III) = железо + оксид углерода(IV). Восстановление металла углём.
COОксид углерода(II)
Вид
бесцветный газ без запаха
Токсичность
сильно ядовит — связывается с гемоглобином
Класс
несолеобразующий оксид
СО углерода
+2 — промежуточная
CO + Cl₂ → COCl₂ (на свету)
Оксид углерода(II) + хлор = фосген. Ядовитый газ, боевое отравляющее вещество.
CO + 2H₂ → CH₃OH (кат., t, p)
Оксид углерода(II) + водород = метанол. Промышленный синтез.
CO + CuO → Cu + CO₂ (при нагревании)
Оксид углерода(II) + оксид меди(II) = медь + оксид углерода(IV). CO — восстановитель.
CO + NaOH → HCOONa (при 200 °C, давлении)
Оксид углерода(II) + гидроксид натрия = формиат натрия. Редкая реакция, но встречается.
3CO + Fe₂O₃ → 2Fe + 3CO₂ (при нагревании)
Оксид углерода(II) + оксид железа(III) = железо + оксид углерода(IV). Основная реакция доменного процесса.
Для 90+: CO — восстановитель в металлургии. В доменной печи именно CO восстанавливает железо: Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂.
CO₂Оксид углерода(IV)
Вид
бесцветный газ без запаха
Твёрдый
«сухой лёд» — возгоняется при −78 °C
Класс
кислотный оксид, ангидрид H₂CO₃
CO₂ + H₂O ⇄ H₂CO₃
Оксид углерода(IV) + вода ⇄ угольная кислота. Обратимо, слабая кислота.
CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O (избыток щёлочи)
Оксид углерода(IV) + избыток щёлочи = карбонат + вода.
CO₂ + NaOH → NaHCO₃ (избыток CO₂)
Оксид углерода(IV) + недостаток щёлочи = гидрокарбонат.
CO₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + H₂O
Оксид углерода(IV) + гидроксид кальция = карбонат кальция (осадок) + вода. Качественная реакция на CO₂ — помутнение известковой воды.
CO₂ + CaCO₃ + H₂O → Ca(HCO₃)₂
Оксид углерода(IV) + карбонат кальция + вода = гидрокарбонат кальция. Растворение осадка при избытке CO₂.
CO₂ + C ⇄ 2CO (при нагревании)
Оксид углерода(IV) + углерод ⇄ оксид углерода(II). Обратимая реакция.
CO₂ + Mg → MgO + CO → правильнее: CO₂ + 2Mg → 2MgO + C
Оксид углерода(IV) + магний = оксид магния + углерод. Горение магния в CO₂.
КарбонатыСоли угольной кислоты
Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O → 2NaHCO₃
Карбонат натрия + оксид углерода(IV) + вода = гидрокарбонат натрия. Образование кислой соли.
2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O (при нагревании)
Гидрокарбонат натрия = карбонат натрия + оксид углерода(IV) + вода. Разложение кислой соли.
CaCO₃ → CaO + CO₂↑ (при 900 °C)
Карбонат кальция = оксид кальция + оксид углерода(IV). Промышленное получение извести.
CaCO₃ + CO₂ + H₂O → Ca(HCO₃)₂
Карбонат кальция + оксид углерода(IV) + вода = гидрокарбонат кальция. Растворение осадка.
Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ + CO₂↑ + H₂O (при нагревании)
Гидрокарбонат кальция = карбонат кальция + оксид углерода(IV) + вода. Так образуется накипь.
Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + CO₂↑ + H₂O
Карбонат натрия + соляная кислота = хлорид натрия + газ + вода.
NaHCO₃ + HCl → NaCl + CO₂↑ + H₂O
Гидрокарбонат натрия + соляная кислота = хлорид натрия + газ + вода.
Ловушка: карбонаты Na, K, NH₄⁺ при нагревании не разлагаются. Все остальные — разлагаются на оксид + CO₂.
ПолучениеCO и CO₂
Получение CO
2C + O₂ → 2CO (недостаток O₂)
Неполное сгорание углерода.
C + CO₂ ⇄ 2CO
Реакция Белла-Будуара.
HCOOH → CO↑ + H₂O (при нагревании с H₂SO₄ конц.)
Муравьиная кислота = оксид углерода(II) + вода. Лабораторный способ.
Получение CO₂
CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O
Карбонат кальция + соляная кислота = хлорид кальция + оксид углерода(IV) + вода. Лабораторный способ.
CaCO₃ → CaO + CO₂↑ (при нагревании)
Обжиг известняка. Промышленный способ.
C + O₂ → CO₂ (избыток O₂)
Полное сгорание углерода.
C₂H₅OH + 3O₂ → 2CO₂↑ + 3H₂O
Горение органики. Всегда даёт CO₂ и H₂O.
ТонкостиЧто нужно знать про углерод для 90+
- Al₄C₃ → CH₄, CaC₂ → C₂H₂. Разные карбиды — разные продукты.
- CO — несолеобразующий оксид. Ядовит, связывается с гемоглобином.
- CO₂ + NaOH: избыток щёлочи → карбонат, избыток CO₂ → гидрокарбонат.
- Ca(HCO₃)₂ при нагревании → CaCO₃. Образование накипи.
- CaCO₃ разлагается при 900 °C. Промышленное получение извести.
- CO₂ + 2Mg → 2MgO + C. Горение магния в углекислом газе.
- Карбонаты Na, K, NH₄⁺ не разлагаются. Остальные — разлагаются.
Что спросятУглерод в заданиях ЕГЭ
- Задание 6: аллотропы углерода, типы решёток.
- Задание 7: «с чем реагирует CO₂ / карбонат».
- Задание 8: продукты горения, разложения карбонатов.
- Задание 29: CO и C как восстановители; CO₂ как окислитель.
- Задание 30: качественная реакция на CO₃²⁻ (газ, помутнение известковой воды).
- Задание 31: цепочки с карбонатами, гидрокарбонатами, обжигом.
- Задание 34: расчёт по обжигу карбонатов, по реакции с CO₂.
ОбщееКремний: характеристика
Положение
3-й период, IVA (14)
Внешний уровень
3s² 3p² — есть свободные 3d-орбитали
Аллотропы
кристаллический (атомная решётка), аморфный
Степени окисления
−4, 0, +2, +4
Второй элемент
по распространённости в земной коре (после O)
Для 90+: кремний, в отличие от углерода, может расширять октет за счёт 3d-орбиталей. Поэтому возможно SiF₆²⁻ (валентность VI). Это важно для комплексных соединений.
СвойстваКремний с металлами → силициды
2Mg + Si → Mg₂Si (при нагревании)
Магний + кремний = силицид магния. Ионный силицид.
Ca + 2Si → CaSi₂ (при нагревании)
Кальций + кремний = силицид кальция.
Mg₂Si + 4H₂O → 2Mg(OH)₂↓ + SiH₄↑
Силицид магния + вода = гидроксид магния (осадок) + силан (газ). SiH₄ — силан, аналог метана.
Mg₂Si + 4HCl → 2MgCl₂ + SiH₄↑
Силицид магния + соляная кислота = хлорид магния + силан.
Для 90+: силан SiH₄ самовоспламеняется на воздухе: SiH₄ + 2O₂ → SiO₂ + 2H₂O. Это отличие от метана, который требует поджига.
СвойстваКремний с неметаллами
Si + O₂ → SiO₂ (при нагревании)
Кремний + кислород = оксид кремния(IV). Образует защитную плёнку на поверхности.
Si + 2Cl₂ → SiCl₄ (при нагревании)
Кремний + хлор = тетрахлорид кремния.
Si + 2S → SiS₂ (при нагревании)
Кремний + сера = сульфид кремния.
Si + C → SiC (при нагревании)
Кремний + углерод = карбид кремния (карборунд). Очень твёрдый — абразив.
Si + 2F₂ → SiF₄ (при обычной температуре)
Кремний + фтор = тетрафторид кремния. F₂ реагирует даже без нагрева.
Si + H₂ → не идёт ✗
Кремний с водородом напрямую не реагирует. SiH₄ получают через силициды.
СвойстваКремний с кислотами и щелочами
Кремний реагирует только с HF (единственная кислота) и со щелочами.
Si + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂↑
Кремний + фтороводород = тетрафторид кремния + водород. Si окисляется, H⁺ восстанавливается.
Si + 2NaOH + H₂O → Na₂SiO₃ + 2H₂↑
Кремний + гидроксид натрия + вода = силикат натрия + водород. Si — амфотерный неметалл.
Si + 4HNO₃(конц.) → SiO₂ + 4NO₂↑ + 2H₂O
Кремний + конц. азотная кислота = оксид кремния(IV) + бурый газ + вода. HNO₃ окисляет Si.
Si + 2H₂SO₄(конц.) → SiO₂ + 2SO₂↑ + 2H₂O
Кремний + конц. серная кислота = оксид кремния(IV) + оксид серы(IV) + вода.
Для 90+: Si не реагирует с HCl и разб. H₂SO₄, HNO₃. Только HF, конц. HNO₃, конц. H₂SO₄ и щёлочи. Это важное отличие от металлов.
SiO₂Оксид кремния(IV)
Название
кремнезём, кварц, песок
Решётка
атомная — очень твёрдый, тугоплавкий
Класс
кислотный оксид (но не реагирует с водой)
SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O (при сплавлении)
Оксид кремния(IV) + гидроксид натрия = силикат натрия + вода. Только при сплавлении, не в растворе.
SiO₂ + CaO → CaSiO₃ (при сплавлении)
Оксид кремния(IV) + оксид кальция = силикат кальция. Основный + кислотный оксиды.
SiO₂ + Na₂CO₃ → Na₂SiO₃ + CO₂↑ (при сплавлении)
Оксид кремния(IV) + карбонат натрия = силикат натрия + оксид углерода(IV). Промышленное получение стекла.
SiO₂ + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂O
Оксид кремния(IV) + фтороводород = тетрафторид кремния + вода. HF «съедает» стекло.
SiO₂ + 2C → Si + 2CO (при нагревании)
Оксид кремния(IV) + углерод = кремний + оксид углерода(II). Промышленное получение Si.
SiO₂ + 2Mg → Si + 2MgO (при нагревании)
Оксид кремния(IV) + магний = кремний + оксид магния.
Ловушка: SiO₂ не реагирует с водой, хотя кислотный оксид. H₂SiO₃ нерастворима, поэтому её нельзя получить «оксид + вода».
H₂SiO₃Кремниевая кислота
Na₂SiO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂SiO₃↓
Силикат натрия + соляная кислота = хлорид натрия + кремниевая кислота (осадок). Белый студенистый осадок.
Na₂SiO₃ + CO₂ + H₂O → Na₂CO₃ + H₂SiO₃↓
Силикат натрия + оксид углерода(IV) + вода = карбонат натрия + кремниевая кислота. Даже угольная кислота вытесняет кремниевую.
H₂SiO₃ → SiO₂ + H₂O (при нагревании)
Кремниевая кислота = оксид кремния(IV) + вода. Разложение при нагревании.
Na₂SiO₃ + Ca(OH)₂ → CaSiO₃↓ + 2NaOH
Силикат натрия + гидроксид кальция = силикат кальция (осадок) + гидроксид натрия. Образование «жидкого стекла».
Для 90+: H₂SiO₃ — единственная нерастворимая кислота в ЕГЭ. Поэтому её нельзя получить через SiO₂ + H₂O.
ПолучениеКак получают кремний
SiO₂ + 2C → Si + 2CO↑ (при 1800 °C)
Оксид кремния(IV) + углерод = кремний + оксид углерода(II). Промышленный способ.
SiCl₄ + 2H₂ → Si + 4HCl (при нагревании)
Тетрахлорид кремния + водород = кремний + хлороводород. Получение особо чистого Si.
SiO₂ + 2Mg → Si + 2MgO (при нагревании)
Оксид кремния(IV) + магний = кремний + оксид магния. Лабораторный способ.
2SiHCl₃ → Si + 2HCl + SiCl₄ (при нагревании)
Разложение трихлорсилана. Получение полупроводникового кремния.
ТонкостиЧто нужно знать про кремний для 90+
- Si + H₂ не реагирует. SiH₄ получают через силициды.
- SiO₂ с водой не реагирует. H₂SiO₃ получают косвенно.
- H₂SiO₃ — единственная нерастворимая кислота.
- Si + щёлочь → H₂↑. В отличие от C, который со щелочами не реагирует.
- Si + HF → H₂↑. Единственная кислота, с которой Si реагирует.
- SiO₂ + HF → SiF₄. HF «съедает» стекло, хранят в пластике.
- Mg₂Si → SiH₄. Силициды дают силан, карбиды — метан/ацетилен.
Что спросятКремний в заданиях ЕГЭ
- Задание 6: тип решётки SiO₂ (атомная), SiC (атомная).
- Задание 7: «с чем реагирует SiO₂ / силикат».
- Задание 8: продукты Si + NaOH, Si + HF, SiO₂ + C.
- Задание 29: Si как восстановитель.
- Задание 30: качественная реакция на SiO₃²⁻ (белый осадок H₂SiO₃).
- Задание 31: цепочки с силикатами, SiO₂, SiF₄.
СвязиУглерод + кремний вместе
- Оба в IVA. Высшая СО +4. Низшая −4.
- Углерод: CO₂ + H₂O → H₂CO₃ (идёт). Кремний: SiO₂ + H₂O → не идёт.
- Углерод: CH₄ устойчив. Кремний: SiH₄ самовоспламеняется.
- Углерод: C + щёлочь → не идёт. Кремний: Si + щёлочь → H₂↑.
- Карбиды (CaC₂, Al₄C₃) дают ацетилен или метан. Силициды (Mg₂Si) дают силан.
- Углерод — основа органики. Кремний — основа неорганических материалов (стекло, керамика, полупроводники).
Ключ к заданию 31: если в цепочке есть карбонаты — жди CO₂ при нагревании или подкислении. Если силикаты — жди H₂SiO₃ при подкислении или SiO₂ при нагревании.
ОбщееМеталлы: характеристика
Положение
левее диагонали B–At в таблице Менделеева
Внешний уровень
1–3 электрона (у d-элементов — 1–2 на s-подуровне)
Роль в ОВР
восстановители (Me⁰ → Meⁿ⁺)
Свойства
металлический блеск, тепло- и электропроводность, ковкость, пластичность
Главное: все металлы — восстановители. Чем левее в ряду активности — тем сильнее восстановитель.
Ряд активностиЭлектрохимический ряд напряжений
Li → Rb → K → Ba → Sr → Ca → Na → Mg → Al → Mn → Zn → Cr → Fe → Cd → Co → Ni → Sn → Pb → H₂ → Sb → Bi → Cu → Hg → Ag → Pd → Pt → Au
Металлы левее H₂ вытесняют водород из кислот-неокислителей. Металлы правее H₂ — не вытесняют.
Три группы металлов
Активные
Li, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al. Реагируют с водой, вытесняют H₂ из кислот, вытесняют другие Me из солей
Средней активности
Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb. Реагируют с кислотами, но не с водой
Неактивные
Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au. Не реагируют с кислотами-неокислителями. Только HNO₃, H₂SO₄(конц.), царская водка
Для 90+: «металл левее» — значит сильнее восстановитель. Металл левее вытесняет металл правее из раствора его соли. Это работает для задания 7 и 8.
СвойстваМеталлы с водой
2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑
Натрий + вода = гидроксид натрия + водород. Реакция бурная, с плавлением металла.
2K + 2H₂O → 2KOH + H₂↑
Калий + вода = гидроксид калия + водород. Ещё более бурная, чем с натрием.
Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑
Кальций + вода = гидроксид кальция + водород. Идёт при обычной температуре.
3Fe + 4H₂O → Fe₃O₄ + 4H₂↑ (при нагревании)
Железо + вода (при нагревании) = железная окалина + водород. Железо — средний металл, с холодной водой не реагирует.
Zn + H₂O → не идёт ✗
Цинк с водой не реагирует. Только с паром при высокой температуре.
Cu + H₂O → не идёт ✗
Медь, Ag, Au, Pt с водой не реагируют. Правее H₂.
Ловушка: Mg реагирует с водой только при кипячении: Mg + 2H₂O → Mg(OH)₂ + H₂↑. Al реагирует с водой только если убрать оксидную плёнку (амальгамирование).
СвойстваМеталлы с кислотами-неокислителями
Кислоты-неокислители: HCl, HBr, HI, H₂SO₄(разб.), H₃PO₄. Реагируют с металлами левее H, выделяя H₂.
Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑
Цинк + соляная кислота = хлорид цинка + водород. Классика.
Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑
Железо + соляная кислота = хлорид железа(II) + водород. HCl — слабый окислитель, Fe⁰ → Fe²⁺.
2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑
Алюминий + соляная кислота = хлорид алюминия + водород.
Mg + H₂SO₄(разб.) → MgSO₄ + H₂↑
Магний + разб. серная кислота = сульфат магния + водород.
Cu + HCl → не идёт ✗
Медь + соляная кислота = не идёт. Cu правее H.
Ловушка: Fe с HCl даёт FeCl₂ (Fe²⁺), а с Cl₂ — FeCl₃ (Fe³⁺). HCl слабее Cl₂ как окислитель.
СвойстваМеталлы с кислотами-окислителями
HNO₃ (любой конц.) и H₂SO₄(конц.) — окислители. Не выделяют H₂. Продукт зависит от концентрации и активности металла.
Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
Медь + конц. HNO₃ = нитрат меди(II) + бурый газ + вода.
3Cu + 8HNO₃(разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O
Медь + разб. HNO₃ = нитрат меди(II) + бесцветный газ + вода.
Cu + 2H₂SO₄(конц.) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
Медь + конц. H₂SO₄ = сульфат меди(II) + оксид серы(IV) + вода.
4Mg + 10HNO₃(оч. разб.) → 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O
Магний + очень разб. HNO₃ = нитрат магния + нитрат аммония + вода. Продукт — NH₄NO₃.
Пассивация: Al, Cr, Fe с холодными конц. HNO₃ и H₂SO₄ не реагируют. При нагревании или разбавлении реакция идёт.
Au и Pt не реагируют ни с HNO₃, ни с H₂SO₄(конц.). Только с царской водкой (3 HCl : 1 HNO₃).
СвойстваМеталлы со щелочами (амфотерные)
Амфотерные металлы (Al, Zn, Be) реагируют со щелочами с выделением H₂.
2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑
Алюминий + гидроксид натрия + вода = тетрагидроксоалюминат натрия + водород. Al — амфотерный.
Zn + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑
Цинк + гидроксид натрия + вода = тетрагидроксоцинкат натрия + водород.
Be + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Be(OH)₄] + H₂↑
Бериллий + гидроксид натрия + вода = тетрагидроксобериллат натрия + водород.
Cu + NaOH → не идёт ✗
Неамфотерные металлы со щелочами не реагируют.
СвойстваМеталлы с солями (вытеснение)
Металл левее вытесняет металл правее из раствора его соли.
Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu
Железо + сульфат меди(II) = сульфат железа(II) + медь. Fe левее Cu.
Zn + Pb(NO₃)₂ → Zn(NO₃)₂ + Pb
Цинк + нитрат свинца(II) = нитрат цинка + свинец. Zn левее Pb.
Cu + 2AgNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2Ag
Медь + нитрат серебра = нитрат меди(II) + серебро. Cu левее Ag.
Cu + FeSO₄ → не идёт ✗
Медь + сульфат железа(II) = не идёт. Cu правее Fe.
2FeCl₃ + Fe → 3FeCl₂
Хлорид железа(III) + железо = хлорид железа(II). Это не вытеснение, а ОВР: Fe⁰ + 2Fe³⁺ → 3Fe²⁺.
СвойстваМеталлы с неметаллами
2Na + Cl₂ → 2NaCl
Натрий + хлор = хлорид натрия. Бурная реакция.
3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄ (при нагревании)
Железо + кислород = железная окалина. Смешанный оксид.
2Al + 3S → Al₂S₃ (при нагревании)
Алюминий + сера = сульфид алюминия.
3Mg + N₂ → Mg₃N₂ (при нагревании)
Магний + азот = нитрид магния.
Ca + 2C → CaC₂ (при нагревании)
Кальций + углерод = карбид кальция.
2Na + H₂ → 2NaH (при нагревании)
Натрий + водород = гидрид натрия. Na — окислитель, H⁻.
2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃ (при нагревании)
Железо + хлор = хлорид железа(III). Cl₂ — сильный окислитель.
Fe + I₂ → FeI₂ (при нагревании)
Железо + йод = йодид железа(II). I₂ слабее, даёт только Fe²⁺.
ЩелочныеМеталлы IA группы
2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑
Натрий + вода = гидроксид натрия + водород. Бурная реакция.
2Na + O₂ → Na₂O₂ (горение)
Натрий + кислород (горение) = пероксид натрия. Продукт — Na₂O₂, а не Na₂O!
4Na + O₂ → 2Na₂O (медленное окисление)
Натрий + кислород (медленно) = оксид натрия. При обычных условиях.
2Na + 2NH₃ → 2NaNH₂ + H₂↑
Натрий + аммиак = амид натрия + водород. NH₃ как кислота.
2NaCl → 2Na + Cl₂↑ (электролиз расплава)
Электролиз расплава хлорида натрия. Промышленное получение Na.
Na₂O₂ + 2H₂O → 2NaOH + H₂O₂
Пероксид натрия + вода (холодная) = гидроксид натрия + пероксид водорода.
2Na₂O₂ + 2CO₂ → 2Na₂CO₃ + O₂↑
Пероксид натрия + углекислый газ = карбонат натрия + кислород. Используется в дыхательных аппаратах.
Для 90+: щелочные металлы хранят под слоем керосина, потому что они реагируют с водой и кислородом воздуха. Li хранят в вазелине (реагирует с керосином).
Щ/зМеталлы IIA группы
Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑
Кальций + вода = гидроксид кальция + водород. Идёт при обычной температуре.
CaO + H₂O → Ca(OH)₂ + Q
Оксид кальция + вода = гидроксид кальция + тепло. Гашение извести.
CaCO₃ → CaO + CO₂↑ (при 900 °C)
Карбонат кальция = оксид кальция + углекислый газ. Обжиг известняка.
Ca + H₂ → CaH₂ (при нагревании)
Кальций + водород = гидрид кальция. «Твёрдый водород».
Ca + 2C → CaC₂ (при нагревании)
Кальций + углерод = карбид кальция. Источник ацетилена.
2Ca + O₂ → 2CaO (при нагревании)
Кальций + кислород = оксид кальция. CaO — основный оксид.
Ba + 2H₂O → Ba(OH)₂ + H₂↑
Барий + вода = гидроксид бария + водород. Барий активнее кальция.
Для 90+: бериллий Be — амфотерный, реагирует и с кислотами, и со щелочами. Не путать с остальными щ/з металлами — Be ведёт себя как Al.
АмфотерныеАлюминий
2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑
Алюминий + соляная кислота = хлорид алюминия + водород. Al — восстановитель.
2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑
Алюминий + щёлочь + вода = комплекс + водород. Амфотерность.
4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃ (при нагревании)
Алюминий + кислород = оксид алюминия. Образует защитную плёнку.
2Al + 3S → Al₂S₃ (при нагревании)
Алюминий + сера = сульфид алюминия. Al₂S₃ не существует в воде — гидролизуется.
2Al + Fe₂O₃ → 2Fe + Al₂O₃ + Q
Алюминотермия. Al восстанавливает Fe из оксида. Бурная реакция.
Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O
Оксид алюминия + кислота = соль + вода. Как основный оксид.
Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]
Оксид алюминия + щёлочь + вода = комплекс. Как кислотный оксид.
Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O
Гидроксид алюминия + кислота = соль + вода. Как основание.
Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄]
Гидроксид алюминия + щёлочь = комплекс. Как кислота.
Ловушка: Al пассивируется конц. HNO₃ и H₂SO₄ на холоде. Al₂S₃, Al₂(CO₃)₃, Al₂(SO₃)₃ не существуют в воде — сразу гидролиз.
АмфотерныеЦинк
Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑
Цинк + соляная кислота = хлорид цинка + водород.
Zn + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑
Цинк + щёлочь + вода = комплекс + водород.
2Zn + O₂ → 2ZnO (при нагревании)
Цинк + кислород = оксид цинка.
Zn + S → ZnS (при нагревании)
Цинк + сера = сульфид цинка. ZnS — не «суровый», реагирует с HCl.
Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu
Цинк + сульфат меди(II) = сульфат цинка + медь. Вытеснение.
ZnO + 2HCl → ZnCl₂ + H₂O
ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O (сплавление)
ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] (раствор)
Амфотерность ZnO: реагирует и с кислотами, и со щелочами.
Zn(OH)₂ + 2HCl → ZnCl₂ + 2H₂O
Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]
Амфотерность Zn(OH)₂.
Zn(OH)₂ → ZnO + H₂O (при нагревании)
Разложение при нагревании.
ЖелезоFe и его соединения
СО железа
+2 (FeO, Fe(OH)₂, FeCl₂), +3 (Fe₂O₃, Fe(OH)₃, FeCl₃), +8/3 (Fe₃O₄)
Fe²⁺
восстановитель, окисляется до Fe³⁺
Fe³⁺
окислитель, восстанавливается до Fe²⁺
Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑
Железо + HCl = хлорид железа(II) + водород. HCl — слабый окислитель.
2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃
Железо + хлор = хлорид железа(III). Cl₂ — сильный окислитель.
Fe + S → FeS
Железо + сера = сульфид железа(II). S — слабый окислитель.
Fe + I₂ → FeI₂
Железо + йод = йодид железа(II). I₂ — слабый окислитель, только Fe²⁺.
3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄
Железо + кислород = железная окалина. Смешанный оксид.
Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu
Железо + сульфат меди(II) = сульфат железа(II) + медь. Вытеснение.
2FeCl₃ + Fe → 3FeCl₂
Хлорид железа(III) + железо = хлорид железа(II). Fe⁰ + 2Fe³⁺ → 3Fe²⁺.
2FeCl₃ + Cu → 2FeCl₂ + CuCl₂
Хлорид железа(III) + медь = хлорид железа(II) + хлорид меди(II). Fe³⁺ окисляет Cu.
4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃
Гидроксид железа(II) + кислород + вода = гидроксид железа(III). Зелёный осадок буреет на воздухе.
Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂ (при нагревании)
Оксид железа(III) + угарный газ = железо + углекислый газ. Доменный процесс.
4FeSO₄ → 2Fe₂O₃ + 4SO₂ + O₂ (при нагревании)
Сульфат железа(II) при нагревании = оксид железа(III) + оксид серы(IV) + кислород. Исключение из правила разложения сульфатов.
Ловушки: Fe + I₂ → FeI₂, Fe + HCl → FeCl₂, Fe + S → FeS. Все три дают Fe²⁺, потому что окислители слабые. Fe + Cl₂, Fe + HNO₃, Fe + H₂SO₄(конц.) → Fe³⁺.
МедьCu и его соединения
2Cu + O₂ → 2CuO (при нагревании)
Медь + кислород = оксид меди(II). Чёрный порошок.
Cu + Cl₂ → CuCl₂ (при нагревании)
Медь + хлор = хлорид меди(II).
2Cu + S → Cu₂S (при нагревании)
Медь + сера = сульфид меди(I). Cu⁺, а не Cu²⁺.
Cu + 2H₂SO₄(конц.) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
Медь + конц. серная кислота = сульфат меди(II) + оксид серы(IV) + вода. Cu правее H, но реагирует — H₂SO₄(конц.) окислитель.
Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
Медь + конц. азотная кислота = нитрат меди(II) + бурый газ + вода.
3Cu + 8HNO₃(разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O
Медь + разб. азотная кислота = нитрат меди(II) + оксид азота(II) + вода.
Cu + 2AgNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2Ag
Медь + нитрат серебра = нитрат меди(II) + серебро. Вытеснение.
CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O
Оксид меди(II) + серная кислота = сульфат меди(II) + вода. Основный оксид.
CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄
Сульфат меди(II) + гидроксид натрия = гидроксид меди(II) (голубой осадок) + сульфат натрия.
Cu(OH)₂ → CuO + H₂O (при нагревании)
Гидроксид меди(II) = оксид меди(II) + вода. Чёрный CuO.
CuSO₄ + 4NH₃ → [Cu(NH₃)₄]SO₄
Сульфат меди(II) + аммиак = сульфат тетраамминмеди(II). Ярко-синий раствор.
Ловушка: Cu не реагирует с HCl и разб. H₂SO₄. Cu правее H. Только с HNO₃ и H₂SO₄(конц.).
ХромCr и его соединения
Cr³⁺
зелёный или фиолетовый, амфотерный
Cr⁶⁺
оранжевый (Cr₂O₇²⁻) или жёлтый (CrO₄²⁻), сильный окислитель
2Cr + 3Cl₂ → 2CrCl₃ (при нагревании)
Хром + хлор = хлорид хрома(III).
2Cr + 3H₂SO₄(разб.) → Cr₂(SO₄)₃ + 3H₂↑
Хром + разб. H₂SO₄ = сульфат хрома(III) + водород.
Cr₂O₃ + 2NaOH → 2NaCrO₂ + H₂O (сплавление)
Оксид хрома(III) + щёлочь = хромит натрия + вода. Амфотерность.
Cr(OH)₃ + 3HCl → CrCl₃ + 3H₂O
Cr(OH)₃ + 3NaOH → Na₃[Cr(OH)₆]
Амфотерность Cr(OH)₃.
K₂Cr₂O₇ + 3Na₂SO₃ + 4H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 4H₂O
Дихромат калия + сульфит натрия + серная кислота = сульфат хрома(III) + сульфат натрия + сульфат калия + вода. Cr⁺⁶ → Cr⁺³. Оранжевый → зелёный.
2CrCl₃ + 3H₂O₂ + 10KOH → 2K₂CrO₄ + 6KCl + 8H₂O
Хлорид хрома(III) + пероксид водорода + гидроксид калия = хромат калия (жёлтый) + хлорид калия + вода. Cr⁺³ → Cr⁺⁶. Только в щелочной среде.
Пассивация: Cr пассивируется конц. HNO₃ и H₂SO₄ на холоде.
КоррозияКоррозия металлов и защита
4Fe + 3O₂ + 6H₂O → 4Fe(OH)₃
Железо + кислород + вода = гидроксид железа(III) (ржавчина). Электрохимическая коррозия.
Способы защиты от коррозии
Покрытие
краска, лак, эмаль, смазка
Металлическое покрытие
цинкование (оцинковка), лужение (олово), хромирование, никелирование
Протекторная защита
к железу крепят более активный металл (Zn, Mg) — он разрушается первым
Легирование
добавки Cr, Ni, Ti в сталь → нержавеющая сталь
Электрохимическая
пропускание тока от внешнего источника
Для 90+: протекторная защита работает, если защитный металл левее защищаемого в ряду активности. Zn для Fe подходит (Zn левее), а Sn — нет (Sn правее). Поэтому лужение (Sn) защищает только пока покрытие целое. Цинк защищает даже при царапине.
ПолучениеКак получают металлы
Пирометаллургия (восстановление при высокой T)
Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂
Оксид железа(III) + угарный газ = железо + углекислый газ. Доменный процесс.
2Al + Fe₂O₃ → 2Fe + Al₂O₃
Алюминотермия. Восстановление активным металлом.
CuO + H₂ → Cu + H₂O
Восстановление водородом.
Электрометаллургия (электролиз)
2NaCl → 2Na + Cl₂↑ (расплав)
Электролиз расплава хлорида натрия. Для активных металлов.
2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂↑ (расплав в криолите)
Электролиз оксида алюминия в расплаве криолита. Промышленный способ.
Гидрометаллургия (через раствор)
CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O
Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu
Растворение оксида + вытеснение металлом. Для неактивных металлов.
ТонкостиЧто нужно знать про металлы для 90+
- HNO₃ не даёт H₂ — никогда. Продукт зависит от конц. и активности Me.
- Пассивация Al, Cr, Fe с холодными конц. HNO₃ и H₂SO₄.
- Cu не реагирует с HCl и разб. H₂SO₄.
- Fe + I₂ → FeI₂, Fe + HCl → FeCl₂, Fe + S → FeS. Слабые окислители → Fe²⁺.
- Fe + Cl₂ → FeCl₃, Fe + HNO₃ → Fe³⁺. Сильные окислители → Fe³⁺.
- Амфотерные (Al, Zn, Be) с кислотами и щелочами.
- Na₂O₂, KO₂ — пероксиды и надпероксиды. Продукт с O₂ зависит от условий.
- Алюминотермия — Al восстанавливает другие металлы из оксидов.
- Протекторная защита работает, если защитный металл левее защищаемого.
Что спросятМеталлы в заданиях ЕГЭ
- Задание 6: классификация металлов, амфотерность.
- Задание 7: «с чем реагирует Cu / Fe / Al / Zn».
- Задание 8: продукты реакций с HNO₃, H₂SO₄(конц.), щелочами.
- Задание 29: металлы как восстановители; HNO₃ и H₂SO₄(конц.) как окислители.
- Задание 30: качественные реакции на ионы металлов.
- Задание 31: цепочки с участием металлов и их соединений.
- Задание 34: расчёт по металлам — масса, объём H₂, электролиз.
СвязиМеталлы + неметаллы
- Металлы + неметаллы → бинарные соединения (оксиды, сульфиды, нитриды, карбиды, гидриды).
- Металлы + кислоты → соль + H₂ (неокислители) или соль + продукт восстановления (окислители).
- Металлы + соли → вытеснение. Металл левее вытесняет правее.
- Металлы + вода → гидроксид + H₂ (только активные).
- Металлы + щёлочи → комплекс + H₂ (только амфотерные).
- Алюминотермия — мост между металлургией и ОВР.
- Электролиз — способ получения активных металлов.
Ключ к заданию 31: если в цепочке есть металл — смотри на его положение в ряду активности. Активный → вода/кислота, средний → кислота/оксид, неактивный → только HNO₃/H₂SO₄(конц.). Амфотерный → и кислота, и щёлочь.
ОбщееЭлектролиты и неэлектролиты
Электролиты — вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Это возможно потому, что в них есть свободные ионы.
Электролиты
кислоты, основания, соли, вода (слабо)
Неэлектролиты
оксиды, простые вещества, большинство органики (сахар, спирт, глюкоза)
Ловушка: дистиллированная вода ток практически не проводит. Ионы появляются только при растворении электролита.
Для 90+: оксиды — всегда неэлектролиты, даже если растворимы в воде (CO₂, SO₂, SO₃). Они реагируют с водой, но не диссоциируют на ионы.
СилаСильные и слабые электролиты
Сильные
растворимые соли, щёлочи, сильные кислоты
Слабые
нерастворимые соли и основания, NH₄OH, слабые кислоты, вода, амины
Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄, HClO₃, HMnO₄.
Сильные основания: LiOH–CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂.
Ловушка: HF — слабая! H₃PO₄ — средней силы (но в ЕГЭ считается слабой). H₂S, H₂CO₃, H₂SO₃ — слабые.
Для 90+: сила электролита и растворимость — разные вещи. AgCl — нерастворим, значит практически не диссоциирует (слабый). А Ca(OH)₂ — малорастворим, но считается сильным основанием (щёлочь).
ТЭДОсновные положения теории
- При растворении в воде электролиты распадаются на ионы: катионы (+) и анионы (−).
- Причина диссоциации — гидратация: взаимодействие вещества с молекулами воды.
- Под действием тока катионы движутся к катоду (−), анионы — к аноду (+). Раствор электронейтрален.
- Диссоциация слабых электролитов — обратимый процесс: наряду с распадом идёт ассоциация.
- Электролиты делятся на сильные и слабые по степени диссоциации.
- Химические свойства растворов определяются свойствами ионов, которые они образуют.
Важно: свободных электронов в растворе не бывает — носители заряда только ионы. Это отличает растворы от металлов.
ДиссоциацияКак писать уравнения
Сильные электролиты — распадаются полностью, знак «→»:
NaCl → Na⁺ + Cl⁻
K₂SO₄ → 2K⁺ + SO₄²⁻
Ba(OH)₂ → Ba²⁺ + 2OH⁻
HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻
H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻
Серная кислота — сильная по I ступени (полностью), по II — почти полностью.
Слабые электролиты — распадаются частично, знак «⇄», ступенчато:
H₂S ⇄ H⁺ + HS⁻ (I ступень)
HS⁻ ⇄ H⁺ + S²⁻ (II ступень)
Каждая следующая ступень идёт слабее предыдущей.
ДиссоциацияКислые и основные соли
Кислые соли диссоциируют ступенчато: сначала отщепляется металл, потом — водород.
NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃⁻
NaHSO₄ → Na⁺ + HSO₄⁻
HCO₃⁻ ⇄ H⁺ + CO₃²⁻ (слабо)
Гидрокарбонат-ион слабо диссоциирует дальше.
HSO₄⁻ → H⁺ + SO₄²⁻ (сильно)
Гидросульфат-ион диссоциирует хорошо — H₂SO₄ сильная кислота по II ступени.
Основные соли диссоциируют с отщеплением OH⁻:
Al(OH)₂Cl → Al(OH)₂⁺ + Cl⁻
Al(OH)₂⁺ ⇄ AlOH²⁺ + OH⁻
AlOH²⁺ ⇄ Al³⁺ + OH⁻
Первая ступень — полная (соль — сильный электролит), дальше — обратимо.
Ловушка: HCO₃⁻ — слабый по II ступени, HSO₄⁻ — сильный по II ступени. Это важно для задач на среду растворов.
СтепеньСтепень диссоциации α
Степень диссоциации α — отношение числа распавшихся молекул к общему числу растворённых.
α = (распавшиеся молекулы) / (общее число молекул)
0 < α < 0,4
слабый электролит
α ≥ 0,4
сильный электролит
Пример: в растворе было 1000 молекул, распалось 30. α = 30/1000 = 0,03 (3%).
СтепеньФакторы, влияющие на α
Природа электролита
сильные кислоты/щёлочи/соли — большая α, слабые — маленькая
Температура
при нагревании α растёт (диссоциация эндотермична)
Концентрация
при разбавлении α растёт (у слабых электролитов)
Для 90+: у сильных электролитов α практически не зависит от разбавления — они и так распались. У слабых — растёт при разбавлении, потому что равновесие смещается в сторону диссоциации.
Закон ОствальдаСвязь α, K и C
Константа диссоциации K — константа равновесия процесса диссоциации. Для слабого электролита HA:
HA ⇄ H⁺ + A⁻
K = [H⁺]·[A⁻] / [HA]
Закон разведения Оствальда связывает K, α и C:
K = α²·C / (1 − α)
Для слабых электролитов (α ≪ 1):
K ≈ α²·C → α = √(K / C)
Следствие: при разбавлении в n раз α растёт в √n раз. Это количественное объяснение «разбавление усиливает диссоциацию».
ВодаИонное произведение и pH
H₂O ⇄ H⁺ + OH⁻
Kw = [H⁺]·[OH⁻] = 10⁻¹⁴ (при 25 °C)
Ионное произведение воды — постоянно при данной температуре.
pH = 7
нейтральная среда ([H⁺] = [OH⁻])
pH < 7
кислая среда ([H⁺] > [OH⁻])
pH > 7
щелочная среда ([H⁺] < [OH⁻])
Формула: pH = −lg[H⁺]. Если [H⁺] = 10⁻³ → pH = 3.
Пример 1. [H⁺] = 0,01 М = 10⁻² → pH = 2.
Пример 2. pH = 5 → [H⁺] = 10⁻⁵ М → [OH⁻] = 10⁻⁹ М.
СвязьРасчёт pH по α
Если известна α и концентрация C слабой кислоты, можно найти [H⁺] и pH:
[H⁺] = α · C
pH = −lg[H⁺] = −lg(α · C)
Пример. Уксусная кислота: C = 0,1 М, α = 0,013 (1,3%).
[H⁺] = 0,013 · 0,1 = 1,3·10⁻³ М.
pH = −lg(1,3·10⁻³) ≈ 2,89.
Обратная задача. pH = 4, C = 0,01 М. Найдите α.
[H⁺] = 10⁻⁴ М.
α = [H⁺] / C = 10⁻⁴ / 10⁻² = 0,01 (1%).
ГидролизСоли и среда раствора
Гидролиз — взаимодействие соли с водой, при котором образуется слабый электролит и меняется среда.
Сильное основание + сильная кислота
гидролиза нет. NaCl, KNO₃, Na₂SO₄. pH = 7
Сильное основание + слабая кислота
гидролиз по аниону. Na₂CO₃, CH₃COONa. pH > 7
Слабое основание + сильная кислота
гидролиз по катиону. NH₄Cl, CuSO₄, AlCl₃. pH < 7
Слабое основание + слабая кислота
гидролиз по катиону и аниону. CH₃COONH₄. pH ≈ 7
Na₂CO₃ + H₂O ⇄ NaHCO₃ + NaOH
Карбонат натрия + вода ⇄ гидрокарбонат + гидроксид натрия. Среда щелочная.
NH₄Cl + H₂O ⇄ NH₄OH + HCl
Хлорид аммония + вода ⇄ гидроксид аммония + соляная кислота. Среда кислая.
Ловушка: нерастворимые соли не гидролизуются — в растворе их почти нет.
ГидролизНеобратимый и совместный
Если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, и продукты выпадают в осадок/выделяются газом — гидролиз необратим.
Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑
Сульфид алюминия + вода = гидроксид алюминия (осадок) + сероводород (газ). Осадок + газ → необратимо.
Совместный гидролиз — реакция между двумя солями, каждая из которых гидролизуется.
2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 6NaCl
Хлорид алюминия + карбонат натрия + вода = гидроксид алюминия (осадок) + углекислый газ + хлорид натрия.
2AlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 6NaCl
Хлорид алюминия + сульфид натрия + вода = гидроксид алюминия + сероводород + хлорид натрия.
Правило: если образуются и осадок, и газ — пишем «→», а не «⇄».
ИндикаторыЦвета в средах
Лакмус
кислая — красный, нейтральная — фиолетовый, щелочная — синий
Фенолфталеин
кислая — бесцветный, нейтральная — бесцветный, щелочная — малиновый
Метилоранж
кислая — красный, нейтральная — оранжевый, щелочная — жёлтый
Для ЕГЭ достаточно уверенно знать цвета лакмуса.
РИОЧто такое РИО
РИО — реакции между ионами, идущие без изменения степеней окисления.
РИО идут до конца, если образуется:
• газ (CO₂, SO₂, NH₃, H₂S)
• осадок (BaSO₄, AgCl, CaCO₃, Cu(OH)₂)
• малодиссоциирующее вещество (H₂O, слабая кислота, NH₄OH)
Правило «триады»: газ, осадок, вода. Если ни одного нет — реакции нет.
РИОТри вида уравнений
Для каждой РИО пишут три уравнения: молекулярное, полное ионное, сокращённое ионное.
Пример: осадок
BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl (молекулярное)
Ba²⁺ + 2Cl⁻ + 2Na⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2Cl⁻ (полное ионное)
Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓ (сокращённое ионное)
Сокращённое ионное — суть реакции. Одинаковые ионы слева и справа убираем.
Пример: газ
Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + CO₂↑ + H₂O
2Na⁺ + CO₃²⁻ + 2H⁺ + 2Cl⁻ → 2Na⁺ + 2Cl⁻ + CO₂↑ + H₂O
CO₃²⁻ + 2H⁺ → CO₂↑ + H₂O
Пример: вода
NaOH + HCl → NaCl + H₂O
Na⁺ + OH⁻ + H⁺ + Cl⁻ → Na⁺ + Cl⁻ + H₂O
H⁺ + OH⁻ → H₂O
РИОЧто не расписывается на ионы
- Слабые электролиты: H₂S, H₂CO₃, H₂SO₃, NH₄OH, H₂O, органические кислоты (CH₃COOH), HF.
- Газы: CO₂, SO₂, NH₃, H₂S.
- Осадки: BaSO₄, AgCl, CaCO₃, Cu(OH)₂.
- Оксиды: CaO, SO₃, Al₂O₃, Fe₂O₃.
- Комплексные ионы: [Al(OH)₄]⁻, [Zn(OH)₄]²⁻ — пишутся целиком.
Ловушка: NH₄OH в уравнениях пишется как NH₃·H₂O, не расписывается на ионы.
РИОСлучаи, когда реакции нет
- Осадок + осадок → не бывает. Zn(OH)₂ + Na₃PO₄ — не пойдёт.
- Все реагенты растворимы, все продукты растворимы, газов и воды нет. NaCl + KNO₃ — не идёт.
- Слабый электролит встречает «своего». H₂CO₃ + NaCl — не пойдёт, H₂CO₃ слабее HCl.
- «Суровые» сульфиды: CuS, PbS, HgS, Ag₂S не реагируют с HCl и разб. H₂SO₄ (ПР слишком мал).
Алгоритм: проверь, есть ли среди продуктов газ, осадок или вода. Если нет — реакции нет.
РИОРастворение осадков
CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O
Карбонат кальция (осадок) + соляная кислота = хлорид кальция + газ + вода. Осадок растворяется.
Cu(OH)₂ + 2HCl → CuCl₂ + 2H₂O
Гидроксид меди(II) (осадок) + кислота = соль + вода.
Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]
Амфотерный гидроксид (осадок) + щёлочь = комплекс. Осадок растворяется в избытке щёлочи.
Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄]
Амфотерный гидроксид + щёлочь = комплекс.
AgCl + 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]Cl
Хлорид серебра + аммиак = комплекс. Растворение осадка.
ТаблицаРастворимость: что помнить
Na⁺, K⁺, NH₄⁺
все соли растворимы
NO₃⁻
все нитраты растворимы
CH₃COO⁻
все ацетаты растворимы
Cl⁻
кроме AgCl, PbCl₂, Hg₂Cl₂
Br⁻, I⁻
кроме солей Ag, Pb
SO₄²⁻
кроме BaSO₄, SrSO₄, PbSO₄ (CaSO₄ — малораств.)
CO₃²⁻, PO₄³⁻, S²⁻, SiO₃²⁻
только с Na⁺, K⁺, NH₄⁺
OH⁻
щёлочи + Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂
ТонкостиЧто нужно знать про растворы для 90+
- Оксиды — неэлектролиты. Даже если растворимы, на ионы не распадаются.
- HF — слабая, но «съедает» стекло (SiO₂ + 4HF). Это не противоречие.
- HCO₃⁻ — слабый по II ступени, HSO₄⁻ — сильный. Влияет на среду раствора.
- α растёт при разбавлении только у слабых электролитов.
- pH = −lg[H⁺]. Обратно: [H⁺] = 10⁻ᵖᴴ.
- Гидролиз по слабому иону. Среда — по сильному.
- Необратимый гидролиз — если есть и осадок, и газ. Al₂S₃, Al₂(CO₃)₃.
- РИО идут до конца, если есть газ/осадок/вода.
- «Суровые» сульфиды — только CuS, PbS, HgS, Ag₂S.
Что спросятРастворы и РИО в ЕГЭ
- Задание 7: «с чем реагирует раствор X» — с проверкой растворимости и класса.
- Задание 8: выберите вещества, реагирующие с солью X.
- Задание 21: среда раствора соли — гидролиз по катиону / аниону.
- Задание 30: ионные уравнения — полное и сокращённое.
- Задание 31: цепочки, где важны условия РИО.
- Задание 34: расчёт по РИО — масса, объём газа, избыток-недостаток.
СвязиРастворы + остальные темы
- Растворы ↔ ОВР: электролиз идёт в растворе или расплаве.
- Растворы ↔ неорганика: все реакции элементов идут в растворах.
- Растворы ↔ задачи: массовая доля, концентрация, кристаллогидраты.
- РИО ↔ гидролиз: гидролиз — частный случай ионного обмена с водой.
- pH ↔ кислоты и основания: сила кислоты определяет pH раствора.
- Электролиты ↔ электролиз: без ионов нет тока — нет электролиза.
Ключ к заданию 30: всегда проверяй растворимость реагентов и продуктов. Если оба реагента растворимы, а среди продуктов нет газа/осадка/воды — реакции нет. Если есть — пиши полное и сокращённое ионное.
ОпределениеЧто такое ОВР
ОВР — окислительно-восстановительная реакция — реакция, в которой атомы одних элементов отдают электроны, а атомы других принимают. Из-за этого меняются степени окисления.
Окислитель
принимает e⁻, понижает СО, восстанавливается
Восстановитель
отдаёт e⁻, повышает СО, окисляется
Окисление
процесс отдачи электронов
Восстановление
процесс принятия электронов
Главный закон: число отданных электронов = число принятых. Это баланс.
Пример: 2Na + Cl₂ → 2NaCl
Na⁰ − 1e⁻ → Na⁺ | ×2 (восстановитель)
Cl₂⁰ + 2e⁻ → 2Cl⁻ | ×1 (окислитель)
КлассификацияТипы ОВР
Межмолекулярные
окислитель и восстановитель — в разных веществах. 2Na + Cl₂ → 2NaCl
Внутримолекулярные
окислитель и восстановитель — в одном веществе. (NH₄)₂Cr₂O₇ → Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O
Диспропорционирование
один элемент и окисляется, и восстанавливается. Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O
Конпропорционирование
два разных СО одного элемента → одна средняя. 2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O
СОПостоянные степени окисления
H (везде, кроме гидридов)
+1
H в гидридах (LiH, CaH₂, NaH)
−1
O (везде, кроме OF₂ и пероксидов)
−2
O в пероксидах (H₂O₂, Na₂O₂, BaO₂)
−1
Ловушка: в надпероксидах (KO₂, RbO₂) кислород имеет СО −½. Это редкий случай, но встречается в задании 29.
СОВысшие и низшие степени окисления
Высшая СО обычно = номеру группы. Низшая СО для неметаллов = (номер группы − 8).
Mn
высшая +7, промежуточные +2, +3, +4, +6
Cr
высшая +6, промежуточные +2, +3
Fe
+2 (промежуточная), +3 (устойчивая высшая)
Ключевое правило:
• Высшая СО → только окислитель (может только принимать e⁻).
• Низшая СО → только восстановитель (может только отдавать e⁻).
• Промежуточная СО → и окислитель, и восстановитель.
ШпаргалкаТипичные окислители
Окислитель — забирает электроны. Обычно это элемент в высшей или высокой СО.
Простые вещества
F₂, O₂, O₃, Cl₂, Br₂
Кислоты
HNO₃, H₂SO₄(конц.), HClO₄, HClO
Соли
KMnO₄, K₂Cr₂O₇, KClO₃, FeCl₃, CuCl₂, K₂CrO₄
Оксиды
MnO₂, PbO₂, CrO₃, CuO, Ag₂O
Пероксиды
H₂O₂, Na₂O₂, BaO₂
ШпаргалкаТипичные восстановители
Восстановитель — отдаёт электроны. Обычно это элемент в низшей или промежуточной СО.
Металлы
все Me⁰, особенно активные (IA, IIA, Al, Zn)
Соли
KI, Na₂S, Na₂SO₃, FeSO₄, SnCl₂
Прочее
NH₃, H₂O₂, Cr₂(SO₄)₃, MnSO₄
ДвойственностьВещества-«оборотни»
Элемент в промежуточной СО может быть и окислителем, и восстановителем. Выбор зависит от партнёра.
H₂O₂ (O⁻¹)
с KMnO₄ — восстановитель. С PbS — окислитель
SO₂, H₂SO₃ (S⁺⁴)
с сильным окислителем — восстановитель. С H₂S — окислитель
HNO₂, NO₂ (N⁺³, N⁺⁴)
с сильным восстановителем — окислитель, с окислителем — восстановитель
Fe²⁺, Sn²⁺, Cu⁺
чаще восстановители (окисляются до Fe³⁺, Sn⁴⁺, Cu²⁺)
S⁰, Cl₂, Br₂
с металлом — окислитель, со щёлочью — диспропорционирование
MnO₂ (Mn⁺⁴)
с восстановителем — окислитель, с окислителем — восстановитель
Cr³⁺
с сильным окислителем в щелочной среде — восстановитель (→ Cr⁶⁺)
MnСтепени окисления марганца
Марганец Mn — d-элемент VIIB группы. Проявляет степени окисления: 0, +2, +3, +4, +6, +7.
Mn⁰
простое вещество Mn — серебристо-серый металл
Mn⁺²
MnSO₄, MnCl₂, Mn(NO₃)₂ — бесцветные или бледно-розовые растворы
Mn⁺³
Mn₂O₃ — неустойчив, промежуточный
Mn⁺⁴
MnO₂ — оксид марганца(IV). Бурый осадок, амфотерный
Mn⁺⁶
K₂MnO₄ — манганат калия. Зелёный раствор
Mn⁺⁷
KMnO₄, HMnO₄ — перманганат. Фиолетовый раствор
Ключевая логика: в ОВР KMnO₄ (Mn⁺⁷) восстанавливается. Куда — зависит от среды. Mn⁺² может окисляться до MnO₂ или MnO₄⁻.
KMnO₄Перманганат в трёх средах
KMnO₄ — сильнейший окислитель. Что получится — зависит от среды. Это правило работает всегда.
Кислая (H₂SO₄)
Mn⁺⁷ → Mn⁺². MnSO₄, Mn(NO₃)₂. Бесцветный раствор
Нейтральная (H₂O)
Mn⁺⁷ → Mn⁺⁴. MnO₂. Бурый осадок
Щелочная (KOH, NaOH)
Mn⁺⁷ → Mn⁺⁶. K₂MnO₄. Зелёный раствор
Почему так: Mn⁺² устойчив в кислоте. MnO₂ нерастворим и выпадает в нейтральной среде. Mn⁺⁶ устойчив в щёлочи. Это фундаментальное правило — выучи его наизусть.
KMnO₄Кислая среда — примеры
2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O
Перманганат калия + сульфит натрия + серная кислота = сульфат марганца(II) + сульфат натрия + сульфат калия + вода. Mn⁺⁷ → Mn⁺².
Электронный баланс
Mn⁺⁷ + 5e⁻ → Mn⁺² | ×2
S⁺⁴ − 2e⁻ → S⁺⁶ | ×5
НОК(5,2) = 10
2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5O₂↑ + 8H₂O
Перманганат калия + пероксид водорода + серная кислота = сульфат марганца(II) + сульфат калия + кислород + вода. H₂O₂ — восстановитель (O⁻¹ → O⁰).
2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O
Перманганат калия + сульфат железа(II) + серная кислота = сульфат марганца(II) + сульфат железа(III) + сульфат калия + вода. Fe²⁺ → Fe³⁺.
2KMnO₄ + 5H₂S + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5S↓ + K₂SO₄ + 8H₂O
Перманганат калия + сероводород + серная кислота = сульфат марганца(II) + сера + сульфат калия + вода. S²⁻ → S⁰.
KMnO₄Нейтральная среда — примеры
2KMnO₄ + 3Na₂SO₃ + H₂O → 2MnO₂↓ + 3Na₂SO₄ + 2KOH
Перманганат калия + сульфит натрия + вода = оксид марганца(IV) (бурый осадок) + сульфат натрия + гидроксид калия. Mn⁺⁷ → Mn⁺⁴.
Электронный баланс
Mn⁺⁷ + 3e⁻ → Mn⁺⁴ | ×2
S⁺⁴ − 2e⁻ → S⁺⁶ | ×3
НОК(3,2) = 6
2KMnO₄ + 3H₂S → 2MnO₂↓ + 3S↓ + 2KOH + 2H₂O
Перманганат калия + сероводород = оксид марганца(IV) + сера + гидроксид калия + вода.
Важно: в нейтральной среде образуется KOH — щёлочь. Среда после реакции становится щелочной. Это нужно учитывать, но на коэффициенты не влияет.
KMnO₄Щелочная среда — примеры
2KMnO₄ + Na₂SO₃ + 2KOH → 2K₂MnO₄ + Na₂SO₄ + H₂O
Перманганат калия + сульфит натрия + гидроксид калия = манганат калия (зелёный) + сульфат натрия + вода. Mn⁺⁷ → Mn⁺⁶.
Электронный баланс
Mn⁺⁷ + 1e⁻ → Mn⁺⁶ | ×2
S⁺⁴ − 2e⁻ → S⁺⁶ | ×1
НОК = 2
2KMnO₄ + 3K₂SO₃ + H₂O → 2MnO₂↓ + 3K₂SO₄ + 2KOH
Перманганат калия + сульфит калия + вода = оксид марганца(IV) + сульфат калия + гидроксид калия. Это пример нейтральной среды — не щелочной!
Ловушка: если в задании есть KMnO₄ и щёлочь (KOH, NaOH) — продукт K₂MnO₄. Если щёлочи нет, но есть вода — продукт MnO₂. Не перепутай.
K₂Cr₂O₇Степени окисления хрома
Хром Cr — d-элемент VIB группы. Проявляет степени окисления: 0, +2, +3, +6.
Cr⁰
простое вещество Cr — серебристо-серый металл
Cr⁺²
CrO, CrCl₂ — неустойчивы, легко окисляются до Cr⁺³
Cr⁺³
Cr₂O₃, Cr(OH)₃, CrCl₃, Cr₂(SO₄)₃ — зелёные или фиолетовые. Амфотерные
Cr⁺⁶
CrO₃, K₂CrO₄ (жёлтый), K₂Cr₂O₇ (оранжевый) — сильные окислители
Ключевая логика: Cr⁺⁶ — сильный окислитель, восстанавливается до Cr⁺³. Cr⁺³ может быть восстановителем (окисляется до Cr⁺⁶ в щелочной среде с сильным окислителем).
K₂Cr₂O₇Цвета соединений хрома
Cr⁰ (металл)
серебристо-серый
CrCl₂, CrSO₄ (Cr²⁺)
голубой (неустойчив)
Cr₂O₃, Cr(OH)₃ (Cr³⁺)
зелёный (серо-зелёный)
Cr₂(SO₄)₃, CrCl₃
фиолетовый или зелёный (зависит от гидратации)
K₂CrO₄ (Cr⁺⁶)
жёлтый (хромат)
K₂Cr₂O₇ (Cr⁺⁶)
оранжевый (дихромат)
CrO₃ (Cr⁺⁶)
тёмно-красные кристаллы
Важно: жёлтый K₂CrO₄ и оранжевый K₂Cr₂O₇ — разные формы одного элемента. В щелочной среде преобладает хромат (жёлтый), в кислой — дихромат (оранжевый).
K₂Cr₂O₇Кислая среда — примеры
K₂Cr₂O₇ + 3Na₂SO₃ + 4H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 4H₂O
Дихромат калия + сульфит натрия + серная кислота = сульфат хрома(III) (зелёный) + сульфат натрия + сульфат калия + вода. Cr⁺⁶ → Cr⁺³. Оранжевый → зелёный.
Электронный баланс
2Cr⁺⁶ + 6e⁻ → 2Cr⁺³ | ×1
S⁺⁴ − 2e⁻ → S⁺⁶ | ×3
НОК = 6
K₂Cr₂O₇ + 3H₂S + 4H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3S↓ + K₂SO₄ + 7H₂O
Дихромат калия + сероводород + серная кислота = сульфат хрома(III) + сера + сульфат калия + вода. S⁻² → S⁰.
K₂Cr₂O₇ + 14HCl → 2KCl + 2CrCl₃ + 3Cl₂↑ + 7H₂O
Дихромат калия + соляная кислота = хлорид калия + хлорид хрома(III) + хлор + вода. Cl⁻ → Cl⁰.
K₂Cr₂O₇Нейтральная и щелочная среда
Cr⁺⁶ восстанавливается до Cr⁺³, но продукт другой — Cr(OH)₃ (серо-зелёный осадок).
K₂Cr₂O₇ + 3Na₂S + 7H₂O → 2Cr(OH)₃↓ + 3S↓ + 6NaOH + 2KOH
Дихромат калия + сульфид натрия + вода = гидроксид хрома(III) (осадок) + сера + гидроксид натрия + гидроксид калия. Cr⁺⁶ → Cr⁺³.
K₂Cr₂O₇ + 3K₂SO₃ + 4KOH → 2Cr(OH)₃↓ + 3K₂SO₄ + 2H₂O
Дихромат калия + сульфит калия + гидроксид калия = гидроксид хрома(III) + сульфат калия + вода.
Разница с марганцем: марганец меняет продукт при смене среды (Mn⁺² / MnO₂ / K₂MnO₄). Хром всегда восстанавливается до Cr⁺³, но продукт зависит от среды: соль (кислая) или гидроксид (нейтральная/щелочная).
Cr³⁺Окисление Cr³⁺ до Cr⁶⁺
Cr³⁺ может быть восстановителем. Его окисляют в щелочной среде сильными окислителями (H₂O₂, Br₂, Na₂O₂).
2CrCl₃ + 3H₂O₂ + 10KOH → 2K₂CrO₄ + 6KCl + 8H₂O
Хлорид хрома(III) + пероксид водорода + гидроксид калия = хромат калия (жёлтый) + хлорид калия + вода. Cr⁺³ → Cr⁺⁶. H₂O₂ — окислитель.
2Cr₂(SO₄)₃ + 3Br₂ + 16KOH → 4K₂CrO₄ + 6KBr + 6K₂SO₄ + 8H₂O
Сульфат хрома(III) + бром + гидроксид калия = хромат калия + бромид калия + сульфат калия + вода. Cr⁺³ → Cr⁺⁶. Br₂ — окислитель.
2Cr(OH)₃ + 3Na₂O₂ → 2Na₂CrO₄ + 2NaOH + 2H₂O
Гидроксид хрома(III) + пероксид натрия = хромат натрия + гидроксид натрия + вода. Cr⁺³ → Cr⁺⁶.
Ловушка: окисление Cr³⁺ до Cr⁶⁺ идёт только в щелочной среде. В кислой среде Cr³⁺ устойчив.
СравнениеМарганец vs хром
Кислая среда
Mn⁺⁷ → Mn⁺² (бесцветный). Cr⁺⁶ → Cr⁺³ (зелёный)
Нейтральная среда
Mn⁺⁷ → MnO₂↓ (бурый). Cr⁺⁶ → Cr(OH)₃↓ (серо-зелёный)
Щелочная среда
Mn⁺⁷ → K₂MnO₄ (зелёный). Cr⁺⁶ → Cr(OH)₃↓ или K₃[Cr(OH)₆]
Окисление низших СО
Mn²⁺ → MnO₂ / MnO₄⁻ (сильные окислители). Cr³⁺ → Cr⁶⁺ (только в щёлочи)
Логика для ЕГЭ: если в задании KMnO₄ — смотри на среду, продукт меняется. Если K₂Cr₂O₇ — продукт всегда Cr³⁺, но форма (соль или гидроксид) зависит от среды.
ВизуальноПризнаки ОВР — что видно глазами
В современном ЕГЭ часто просят выбрать реакцию с определённым визуальным признаком: «изменение цвета раствора», «выделение газа», «выпадение осадка», «без видимых изменений».
Cr(OH)₃
серо-зелёный осадок
Cr³⁺ в растворе
зелёный или фиолетовый
I₂
тёмно-фиолетовый осадок / бурый раствор
Br₂
бурая жидкость / оранжевый раствор
Ловушка: если в задании сказано «без осадка и газа» — не подходит реакция с образованием MnO₂, S↓, Cr(OH)₃ и т.д. Только изменение цвета раствора.
ПримерKMnO₄ — признаки в трёх средах
Кислая (H₂SO₄)
обесцвечивание тёмно-фиолетового раствора. Осадка нет
Нейтральная (H₂O)
обесцвечивание + выпадение бурого осадка MnO₂
Щелочная (KOH)
раствор становится зелёным (K₂MnO₄). Осадка нет
Как использовать: если нужно «изменение цвета без осадка» — бери кислую или щелочную среду. Если «с выпадением осадка» — нейтральную.
ДиспропорционированиеОпределение и примеры
Диспропорционирование — реакция, в которой один и тот же элемент является и окислителем, и восстановителем. Один атом повышает СО, другой — понижает.
Когда происходит: когда элемент в промежуточной СО и может двигаться и вверх, и вниз.
Сера и фосфор со щелочами
3S + 6KOH → 2K₂S + K₂SO₃ + 3H₂O (при кипячении)
Сера + гидроксид калия = сульфид калия + сульфит калия + вода. S⁰ → S⁻² (понижение) и S⁰ → S⁺⁴ (повышение).
4P + 3KOH + 3H₂O → PH₃↑ + 3KH₂PO₂ (при кипячении)
Фосфор + гидроксид калия + вода = фосфин + гипофосфит калия. P⁰ → P⁻³ и P⁰ → P⁺¹.
Важно: идёт только при кипячении. На холоде реакции не будет.
ДиспропорционированиеГалогены и азот
Cl₂ + H₂O ⇄ HCl + HClO
Хлор + вода ⇄ соляная кислота + хлорноватистая кислота. Cl⁰ → Cl⁻¹ и Cl⁰ → Cl⁺¹.
Cl₂ + 2KOH → KCl + KClO + H₂O (на холоде)
Хлор + гидроксид калия (холод) = хлорид калия + гипохлорит калия + вода.
3Cl₂ + 6KOH → 5KCl + KClO₃ + 3H₂O (при нагревании)
Хлор + гидроксид калия (нагрев) = хлорид калия + хлорат калия + вода. В горячей щёлочи хлор идёт сразу до +5.
2NO₂ + H₂O → HNO₂ + HNO₃
Оксид азота(IV) + вода = азотистая кислота + азотная кислота. N⁺⁴ → N⁺³ и N⁺⁴ → N⁺⁵.
4KClO₃ → 3KClO₄ + KCl (при нагревании)
Хлорат калия = перхлорат калия + хлорид калия. Cl⁺⁵ → Cl⁺⁷ и Cl⁺⁵ → Cl⁻¹.
Ловушка: фтор со щелочами не диспропорционирует — он слишком сильный окислитель: 2F₂ + 2NaOH → 2NaF + OF₂ + H₂O.
HNO₃Азотная кислота с металлами — общая схема
HNO₃ — окислитель в любой концентрации. Никогда не выделяет H₂. Продукт зависит от концентрации и активности металла.
HNO₃(конц.) + любой Me
→ NO₂
HNO₃(разб.) + неактивный Me (Cu, Ag)
→ NO
HNO₃(разб.) + средний Me (Zn, Fe)
→ N₂O
HNO₃(разб.) + активный Me (Mg, Na)
→ N₂
HNO₃(оч. разб.) + активный Me
→ NH₄NO₃
Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
3Cu + 8HNO₃(разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O
4Zn + 10HNO₃(разб.) → 4Zn(NO₃)₂ + N₂O↑ + 5H₂O
5Mg + 12HNO₃(разб.) → 5Mg(NO₃)₂ + N₂↑ + 6H₂O
4Mg + 10HNO₃(оч. разб.) → 4Mg(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O
Пассивация: Al, Cr, Fe с холодной конц. HNO₃ не реагируют. Au, Pt не реагируют совсем — нужна царская водка.
HNO₃С неметаллами и сложными веществами
S + 6HNO₃(конц.) → H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O
Сера + конц. HNO₃ = серная кислота + бурый газ + вода. S⁰ → S⁺⁶.
P + 5HNO₃(конц.) + 2H₂O → 3H₃PO₄ + 5NO↑
Фосфор + конц. HNO₃ + вода = фосфорная кислота + оксид азота(II). P⁰ → P⁺⁵.
C + 4HNO₃(конц.) → CO₂↑ + 4NO₂↑ + 2H₂O
Углерод + конц. HNO₃ = оксид углерода(IV) + бурый газ + вода. C⁰ → C⁺⁴.
ZnS + 8HNO₃(конц.) → ZnSO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O
Сульфид цинка + конц. HNO₃ = сульфат цинка + бурый газ + вода. S⁻² → S⁺⁶.
CuS + 8HNO₃(конц.) → CuSO₄ + 8NO₂↑ + 4H₂O
Сульфид меди(II) + конц. HNO₃ = сульфат меди(II) + бурый газ + вода. Даже «суровые» сульфиды реагируют в ОВР.
H₂SO₄Концентрированная серная кислота с металлами
Неактивный Me (Cu, Ag)
→ SO₂
Средний Me (Zn, Fe)
→ S или SO₂
Активный Me (Mg, Na)
→ H₂S
Cu + 2H₂SO₄(конц.) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
Медь + конц. H₂SO₄ = сульфат меди(II) + оксид серы(IV) + вода. S⁺⁶ → S⁺⁴.
3Zn + 4H₂SO₄(конц.) → 3ZnSO₄ + S↓ + 4H₂O
Цинк + конц. H₂SO₄ = сульфат цинка + сера + вода. S⁺⁶ → S⁰.
4Mg + 5H₂SO₄(конц.) → 4MgSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O
Магний + конц. H₂SO₄ = сульфат магния + сероводород + вода. S⁺⁶ → S⁻².
Разб. H₂SO₄ — обычная кислота, не окислитель. Реагирует как HCl — с металлами до H, выделяет H₂.
H₂SO₄Конц. серная кислота с неметаллами и солями
C + 2H₂SO₄(конц.) → CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O
Углерод + конц. H₂SO₄ = оксид углерода(IV) + оксид серы(IV) + вода. C⁰ → C⁺⁴.
2P + 5H₂SO₄(конц.) → 2H₃PO₄ + 5SO₂↑ + 2H₂O
Фосфор + конц. H₂SO₄ = фосфорная кислота + оксид серы(IV) + вода. P⁰ → P⁺⁵.
2NaBr + 2H₂SO₄(конц.) → Br₂ + SO₂↑ + Na₂SO₄ + 2H₂O
Бромид натрия + конц. H₂SO₄ = бром + оксид серы(IV) + сульфат натрия + вода. Br⁻ → Br⁰. S⁺⁶ → S⁺⁴.
8HI + H₂SO₄(конц.) → 4I₂ + H₂S↑ + 4H₂O
Йодоводород + конц. H₂SO₄ = йод + сероводород + вода. I⁻ — сильный восстановитель, восстанавливает S⁺⁶ до S⁻².
Правило: конц. H₂SO₄ окисляет HI и HBr, но не HF. Поэтому HF получают через H₂SO₄, а HI и HBr — нельзя.
ОрганикаСО углерода в органике
В органических веществах нас интересуют СО только тех атомов углерода, которые меняют окружение в ОВР.
Метод «4 связи + заряды соседей»:
• C–C → 0
• C–H → +1 от водорода
• C–O (одинарная) → −2 от кислорода
• C=O (двойная) → −4
• C–N → −3 (если N аминный)
• C–Hal → −1
СО углерода = сумма зарядов соседей с обратным знаком.
Типичные СО углерода
–CH– (связь с 3 C)
−1 (изобутан)
=CH– (при C=C)
−1 (пропен)
=C= (при C=C, 2 C)
0 (2-метилбутен-2)
–CH₂–OH (спирт)
−1 (этанол)
–CH=O (альдегид)
+1 (ацетальдегид)
–C(=O)– (кетон)
+2 (ацетон)
–COOH (кислота)
+3 (уксусная кислота)
–C≡N (нитрил)
+3 (ацетонитрил)
ОрганикаОВР с органикой — примеры
5CH₃–CH=CH–CH₃ + 8KMnO₄ + 12H₂SO₄ → 10CH₃COOH + 8MnSO₄ + 4K₂SO₄ + 12H₂O
Бутен-2 + перманганат калия + серная кислота = уксусная кислота + сульфат марганца(II) + сульфат калия + вода. Углерод при C=C: было −1, стало +3 (в –COOH).
CH₃–CH=CH₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → CH₃COOH + CO₂↑ + K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 4H₂O
Пропен + перманганат калия + серная кислота = уксусная кислота + оксид углерода(IV) + сульфат калия + сульфат марганца(II) + вода. Углерод =CH₂: было −2, стало +4 (CO₂). Углерод =CH–: было −1, стало +3 (CH₃COOH).
Правила жёсткого окисления алкенов:
• CH₃–CH= → CH₃COOH (уксусная кислота)
• =CH₂ → CO₂ (углекислый газ)
• –CH= → –COOH (карбоновая кислота)
ОрганикаМягкое окисление алкенов
При мягком окислении (KMnO₄, 0 °C, водный раствор) двойная связь не рвётся, образуется диол.
3CH₂=CH₂ + 2KMnO₄ + 4H₂O → 3HO–CH₂–CH₂–OH + 2MnO₂↓ + 2KOH
Этилен + перманганат калия + вода = этиленгликоль + оксид марганца(IV) + гидроксид калия. Углерод =CH₂: было −2, стало −1 (в –CH₂OH).
3CH₃–CH=CH₂ + 2KMnO₄ + 4H₂O → 3CH₃–CH(OH)–CH₂–OH + 2MnO₂↓ + 2KOH
Пропен + перманганат калия + вода = пропандиол-1,2 + оксид марганца(IV) + гидроксид калия.
Для 90+: мягкое окисление — с водой, нейтральная среда, 0 °C. Жёсткое — с кислотой, нагревание. Продукты разные: диол vs карбоновая кислота + CO₂.
АлгоритмКак решать задание 29
- Выпиши вещества из условия. Их обычно 5–6.
- Определи, кто окислитель, кто восстановитель. Используй таблицы.
- Посмотри на среду: кислая (H₂SO₄, HNO₃), нейтральная (H₂O) или щелочная (KOH, NaOH).
- Определи продукт окислителя по среде (для KMnO₄, K₂Cr₂O₇).
- Составь электронный баланс: кто сколько e⁻ отдаёт и принимает.
- Уравняй через НОК. Подбери коэффициенты.
- Расставь коэффициенты в уравнении. Проверь все атомы по H и O.
- Запиши ответ: уравнение + окислитель + восстановитель.
Чек-лист перед сдачей:
1) Есть ли окислитель И восстановитель?
2) Правильно ли определены СО?
3) Учтены ли все атомы, меняющие СО?
4) Соответствует ли продукт среде?
5) Сходится ли баланс по H и O?
ЛовушкиНа чём теряют баллы
- HNO₃ не даёт H₂. Даже с активными металлами.
- Пассивация Al, Cr, Fe. С конц. HNO₃ и H₂SO₄ на холоде — не реагируют.
- Fe + I₂ → FeI₂ (не FeI₃). I₂ слабый окислитель.
- 2Cu + I₂ → 2CuI (не CuI₂). CuI₂ неустойчив.
- KMnO₄ в разных средах даёт разные продукты. Кислая → Mn⁺², нейтральная → MnO₂, щелочная → K₂MnO₄.
- K₂Cr₂O₇ всегда даёт Cr³⁺, но в нейтральной — Cr(OH)₃, в кислой — соль.
- Cr³⁺ окисляется до Cr⁶⁺ только в щелочной среде. В кислой — нет.
- Продукты HNO₃ зависят от концентрации. Разб. + активный → N₂ или NH₄NO₃.
- Обязательно укажи окислитель и восстановитель в ответе.
- В H₂S + HNO₃ продукт зависит от концентрации: разб. → S⁰, конц. → S⁺⁶.
Что спросятОВР в заданиях ЕГЭ
- Задание 29: основное задание по ОВР — составить уравнение + электронный баланс + указать окислитель/восстановитель.
- Задание 7: «протекает ли ОВР между веществами X и Y».
- Задание 8: продукты реакций HNO₃ и H₂SO₄(конц.) с металлами.
- Задание 31: цепочки, где ОВР — один из шагов.
- Задание 34: расчёт по ОВР — масса/объём продукта.
СвязиОВР + другие темы
- ОВР ↔ металлы: все реакции металлов с HNO₃ и H₂SO₄(конц.) — это ОВР.
- ОВР ↔ неметаллы: реакции S, P, C, N₂ — тоже ОВР.
- ОВР ↔ электролиз: на катоде — восстановление, на аноде — окисление.
- ОВР ↔ органика: окисление алкенов, спиртов, альдегидов.
- ОВР ↔ растворы: KMnO₄ и K₂Cr₂O₇ — чаще всего в водных растворах.
- ОВР ↔ цепочки: в задании 31 почти всегда есть 1–2 ОВР.
Ключ к заданию 29: определи среду → определи продукт окислителя → составь баланс. Не забывай указывать окислитель и восстановитель отдельно.
ОпределениеЧто такое задание 31
Задание 31 — это текст, описывающий последовательность экспериментальных действий. Нужно превратить этот текст в уравнения реакций.
Даётся описание: «Вещество X обработали Y, полученный газ пропустили через Z, осадок прокалили...» — и надо написать уравнения всех реакций по цепочке.
ОтличияОт заданий 29 и 30
Задание 29
составить одну ОВР из списка веществ + электронный баланс
Задание 30
ионные уравнения (РИО)
Задание 31
написать 3–5 уравнений реакций по текстовому описанию
Главная трудность: школьники плохо представляют экспериментальную химию. Не понимают термины («навеска», «прокалить», «фильтрат») и не видят за словами реальные процессы.
СловарьНавеска и прокалить
Навеска
просто порция вещества определённой массы (взвесили на весах). Ничего общего с «навесом над крыльцом»
Прокалить
нагреть до высокой температуры до окончания реакций. Обычно приводит к разложению (CaCO₃ → CaO + CO₂)
Важно: «прокалить» — это не «смешать с калием» и не «проколоть гвоздём». Это чисто химический термин.
СловарьВзорвали, отфильтровали, фильтрат
Взорвали смесь газов
инициировали реакцию электрической искрой. Колба не взрывается
Отфильтровать
отделить осадок от раствора
Фильтрат
профильтрованный раствор (то, что прошло через фильтр)
Важно: осадок остаётся на фильтре, фильтрат — стекает вниз. Дальше работают либо с осадком (прокаливают), либо с фильтратом (упаривают).
СловарьРастворение, выпаривание, сплавление
Растворение
переход вещества в раствор. Может быть без реакции (NaCl в воде) или с реакцией (BaO + H₂O → Ba(OH)₂)
Выпаривание
удаление воды без разложения твёрдых веществ
Упаривание
уменьшение массы воды кипячением
Сплавление
совместное нагревание двух твёрдых веществ до плавления и взаимодействия
Типичные реакции сплавления:
Al₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaAlO₂ + CO₂↑
SiO₂ + CaCO₃ → CaSiO₃ + CO₂↑
Na₂CO₃ + SiO₂ → Na₂SiO₃ + CO₂↑
СловарьОсадок и остаток
Это разные понятия! Их часто путают.
Осадок
вещество, которое выпало в ходе реакции, потому что малорастворимо. BaSO₄↓, AgCl↓, Cu(OH)₂↓
Остаток
вещество, которое осталось, не истратилось или не прореагировало. Например, при обработке смеси металлов кислотой один металл не прореагировал — это остаток
СловарьНасыщенный, разбавленный, концентрированный
Насыщенный
максимально возможная концентрация при данной T. Больше вещество не растворяется
Ненасыщенный
можно растворить ещё
Пересыщенный
растворено больше, чем в насыщенном (неустойчив)
Разбавленный / концентрированный
условные понятия. «Конц.» — не значит 100%
Что важно: HNO₃(конц.) и HNO₃(разб.) дают разные продукты с металлами. H₂SO₄(конц.) — окислитель, H₂SO₄(разб.) — обычная кислота.
Алгоритм6 шагов решения
- Прочитай текст. Разбей на этапы — каждое действие = отдельная реакция.
- Определи реагенты на каждом этапе. Что с чем реагирует? Какие условия — нагрев, свет, катализатор?
- Вспомни свойства веществ. Как реагируют металлы, неметаллы, оксиды, кислоты, соли?
- Напиши уравнение. Расставь коэффициенты.
- Проверь продукт. Не реагирует ли он со средой? Например, если получилась кислота в щелочной среде — она сразу даст соль.
- Проверь логику цепочки. Каждое следующее вещество должно вытекать из предыдущего этапа.
Типичная структура:
1) Обработали X → получили Y
2) Y прореагировал с Z → получили A
3) A прокалили → получили B
4) B растворили → получили C
Каждый «→» — отдельная реакция.
Пример 1С литием и азотом
Условие: Продукт взаимодействия лития с азотом обработали водой. Полученный газ пропустили через раствор серной кислоты до прекращения химических реакций. Полученный раствор обработали хлоридом бария. Раствор профильтровали, а фильтрат смешали с раствором нитрита натрия и нагрели.
Шаг 1. Литий + азот
6Li + N₂ → 2Li₃N
Литий + азот = нитрид лития. Реакция идёт без нагрева — литий единственный металл, который реагирует с N₂ при комнатной температуре.
Шаг 2. Нитрид + вода
Li₃N + 3H₂O → 3LiOH + NH₃↑
Нитрид лития + вода = гидроксид лития + аммиак. Гидролиз нитрида. Газ — это NH₃.
Шаг 3. Аммиак + серная кислота
2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄
Аммиак + серная кислота = сульфат аммония. «До прекращения» = средняя соль (NH₄)₂SO₄, а не NH₄HSO₄.
Шаг 4. Сульфат аммония + хлорид бария
(NH₄)₂SO₄ + BaCl₂ → BaSO₄↓ + 2NH₄Cl
Сульфат аммония + хлорид бария = сульфат бария (осадок) + хлорид аммония. В фильтрате — NH₄Cl.
Шаг 5. Хлорид аммония + нитрит натрия
NH₄Cl + NaNO₂ → NaCl + N₂↑ + 2H₂O
Хлорид аммония + нитрит натрия = хлорид натрия + азот + вода. Внутримолекулярная ОВР: N⁻³ и N⁺³ → N⁰.
Пример 2С алюминием и азотной кислотой
Условие: Навеску алюминия растворили в разбавленной азотной кислоте, при этом выделялось газообразное простое вещество. К полученному раствору добавили карбонат натрия до полного прекращения выделения газа. Выпавший осадок отфильтровали и прокалили, фильтрат упарили, твёрдый остаток сплавили с хлоридом аммония. Выделившийся газ смешали с аммиаком и нагрели.
Шаг 1. Алюминий + HNO₃(разб.)
10Al + 36HNO₃ → 10Al(NO₃)₃ + 3N₂↑ + 18H₂O
Алюминий + разб. HNO₃ = нитрат алюминия + азот + вода. HNO₃ не даёт H₂! Простое вещество — N₂.
Шаг 2. Нитрат алюминия + карбонат натрия
2Al(NO₃)₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 6NaNO₃
Нитрат алюминия + карбонат натрия + вода = гидроксид алюминия (осадок) + углекислый газ + нитрат натрия. Взаимный гидролиз. Al₂(CO₃)₃ в воде не существует.
Шаг 3. Прокаливание осадка
2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O
Гидроксид алюминия при прокаливании = оксид алюминия + вода.
Шаг 4. Сплавление нитрата натрия с NH₄Cl
NaNO₃ + NH₄Cl → NaCl + N₂O↑ + 2H₂O
Нитрат натрия + хлорид аммония = хлорид натрия + оксид азота(I) + вода. N⁺⁵ и N⁻³ → N⁺¹.
Шаг 5. N₂O + аммиак
3N₂O + 2NH₃ → 4N₂ + 3H₂O
Оксид азота(I) + аммиак = азот + вода. N⁺¹ → N⁰, N⁻³ → N⁰.
Пример 3С оксидом алюминия
Условие: Оксид алюминия сплавили с карбонатом натрия, твёрдое вещество растворили в воде. Через раствор пропускали сернистый газ до полного прекращения взаимодействия. Осадок отфильтровали, к фильтрату прибавили бромную воду. Полученный раствор нейтрализовали гидроксидом натрия.
Шаг 1. Al₂O₃ + Na₂CO₃ (сплавление)
Al₂O₃ + Na₂CO₃ → 2NaAlO₂ + CO₂↑
Оксид алюминия + карбонат натрия = алюминат натрия + углекислый газ. Амфотерный оксид + карбонат щелочного металла.
Шаг 2. Растворение в воде
NaAlO₂ + 2H₂O → Na[Al(OH)₄]
Алюминат натрия + вода = тетрагидроксоалюминат натрия. В растворе алюминат существует как комплекс.
Шаг 3. Пропускание SO₂
Na[Al(OH)₄] + SO₂ → Al(OH)₃↓ + NaHSO₃ + H₂O
Тетрагидроксоалюминат натрия + сернистый газ = гидроксид алюминия (осадок) + гидросульфит натрия + вода. Al₂(SO₃)₃ в воде не существует. «До прекращения» = кислая соль NaHSO₃.
Шаг 4. Окисление бромной водой
NaHSO₃ + Br₂ + H₂O → NaHSO₄ + 2HBr
Гидросульфит натрия + бром + вода = гидросульфат натрия + бромоводородная кислота. S⁺⁴ → S⁺⁶, Br₂ — окислитель.
Шаг 5. Нейтрализация
NaHSO₄ + NaOH → Na₂SO₄ + H₂O
HBr + NaOH → NaBr + H₂O
Кислоты нейтрализуются щёлочью до средних солей.
Пример 4С сульфидом цинка
Условие: Сульфид цинка обработали соляной кислотой, газ пропустили через избыток раствора гидроксида натрия, затем добавили хлорид железа(II). Осадок обожгли. Газ смешали с кислородом и пропустили над катализатором.
Шаг 1. ZnS + HCl
ZnS + 2HCl → ZnCl₂ + H₂S↑
Сульфид цинка + соляная кислота = хлорид цинка + сероводород. ZnS не «суровый» — с HCl реагирует.
Шаг 2. H₂S + NaOH (избыток)
H₂S + 2NaOH → Na₂S + 2H₂O
Сероводород + избыток щёлочи = сульфид натрия + вода. При избытке щёлочи — средняя соль.
Шаг 3. Na₂S + FeCl₂
Na₂S + FeCl₂ → FeS↓ + 2NaCl
Сульфид натрия + хлорид железа(II) = сульфид железа(II) (осадок) + хлорид натрия.
Шаг 4. Обжиг FeS
4FeS + 7O₂ → 2Fe₂O₃ + 4SO₂↑
Сульфид железа(II) + кислород = оксид железа(III) + оксид серы(IV). SO₂ — то, что смешивают с O₂ дальше.
Шаг 5. SO₂ + O₂ (катализатор)
2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃
Оксид серы(IV) + кислород ⇄ оксид серы(VI). Катализатор V₂O₅ — стадия получения серной кислоты.
Пример 5С оксидом кремния
Условие: Оксид кремния прокалили с большим избытком магния. Смесь обработали водой. Выделившийся газ сожгли в кислороде. Твёрдый продукт растворили в концентрированном растворе гидроксида цезия. К раствору добавили соляную кислоту.
Шаг 1. SiO₂ + Mg (избыток)
SiO₂ + 4Mg → Mg₂Si + 2MgO
Оксид кремния(IV) + магний (избыток) = силицид магния + оксид магния.
Шаг 2. Обработка водой
Mg₂Si + 4H₂O → 2Mg(OH)₂↓ + SiH₄↑
Силицид магния + вода = гидроксид магния (осадок) + силан (газ). SiH₄ сжигают дальше.
Шаг 3. Сжигание силана
SiH₄ + 2O₂ → SiO₂ + 2H₂O
Силан + кислород = оксид кремния(IV) + вода. Твёрдый продукт — SiO₂.
Шаг 4. SiO₂ + CsOH (конц.)
SiO₂ + 2CsOH → Cs₂SiO₃ + H₂O
Оксид кремния(IV) + гидроксид цезия = силикат цезия + вода. Кислотный оксид + щёлочь.
Шаг 5. Добавление HCl
Cs₂SiO₃ + 2HCl → 2CsCl + H₂SiO₃↓
Силикат цезия + соляная кислота = хлорид цезия + кремниевая кислота (осадок). Более сильная кислота вытесняет слабую.
ЛовушкиТоп-8 ошибок
- «До прекращения реакций» = средняя соль, а не кислая.
- HNO₃ с металлами не даёт H₂. Простое вещество — только N₂ (или другое).
- Al₂(CO₃)₃, Al₂(SO₃)₃, Al₂S₃ в воде не существуют. Взаимный гидролиз → Al(OH)₃↓ + газ.
- «Прокалили» = нагрели при высокой T до конца реакций. Обычно это разложение.
- «Сплавление» = твёрдое + твёрдое при высокой T. Отличается от реакции в растворе.
- Осадок ≠ остаток. Осадок выпал в ходе реакции. Остаток — то, что осталось.
- При избытке одного реагента получается один продукт, при избытке другого — другой.
- Не забывай про воду — она часто участвует в реакциях гидролиза.
Что повторитьПеред решением задания 31
Чтобы решать задание 31, надо знать:
• Свойства металлов, неметаллов, оксидов, гидроксидов, солей
• Свойства HNO₃ и H₂SO₄ (конц./разб.)
• Поведение KMnO₄ и K₂Cr₂O₇
• ОВР-свойства соединений
• Электролиз растворов и расплавов
• Реакции разложения (карбонаты, нитраты, гидроксиды)
• Амфотерность (Al, Zn, Be, Cr)
• Гидролиз солей и взаимный гидролиз
• Цвета и агрегатные состояния веществ
Поэтому задание 31 разбирают в самом конце — когда уже пройдены все остальные темы.
Что спросятЗадание 31 в ЕГЭ
- Структура: 3–5 уравнений реакций по тексту.
- Баллы: 5 первичных баллов — по 1 за каждое уравнение.
- Типичные темы: цепочки с металлами, неметаллами, амфотерными, HNO₃, H₂SO₄(конц.), электролизом.
- Требования: уравнения должны быть полными (с коэффициентами), без ошибок в продуктах.
- На что смотреть: условия (нагрев, катализатор, избыток), агрегатные состояния (газ, осадок), среду.
СвязиЗадание 31 + остальные табы
- ↔ Металлы: половина цепочек начинается с металла или его соединения.
- ↔ Неметаллы: S, N, P, C, Si — основа цепочек по неметаллам.
- ↔ ОВР: почти всегда в цепочке есть 1–2 ОВР.
- ↔ Растворы и РИО: ионные уравнения внутри цепочек.
- ↔ Справочники: цвета и тривиальные названия помогают понять текст.
Ключ к заданию 31: прочитай текст → разбей на шаги → определи реагенты → напиши уравнения → проверь H и O. Не забывай про условия (нагрев, катализатор, избыток).