ОсновыЧто такое вещество
Вещество — это то, из чего состоит всё вокруг. Вода, соль, железо, воздух — всё это вещества или смеси веществ.
Все вещества делятся на две большие группы:
- Простые — состоят из атомов одного химического элемента.
- Сложные — состоят из атомов разных элементов.
Простые: O₂, H₂, Fe, S, Cu
Сложные: H₂O, NaCl, CO₂, H₂SO₄
ПростыеМеталлы и неметаллы
Простые вещества делятся на две группы по свойствам:
Металлы
блестящие, ковкие, проводят ток и тепло. Примеры: Fe, Cu, Na, Al, Zn
Неметаллы
не блестят, хрупкие, часто газы. Примеры: O₂, Cl₂, S, P, C
Как отличить: металлы стоят в таблице Менделеева левее и ниже. Неметаллы — правее и выше.
СложныеЧетыре класса веществ
Сложное вещество — вещество, состоящее из атомов разных химических элементов.
Все сложные неорганические вещества делятся на 4 класса:
- Оксиды
- Кислоты
- Основания
- Соли
Класс 1Оксиды
Оксиды — это бинарные (двойные) соединения, то есть соединения из двух элементов, один из которых — кислород в степени окисления −2.
Как узнать: в формуле есть O, и это не кислота, не основание, не соль.
Примеры: Na₂O, CaO, CO₂, SO₃, Al₂O₃, ZnO.
Виды оксидов
Основные
оксиды металлов +1 и +2 (кроме ZnO, BeO, PbO). Примеры: Na₂O, CaO, CuO
Кислотные
оксиды неметаллов и металлов +5, +6, +7. Примеры: CO₂, SO₃, P₂O₅
Амфотерные
оксиды металлов +3, +4 + ZnO, BeO, PbO. Примеры: Al₂O₃, Cr₂O₃, ZnO
Несолеобразующие
не образуют солей. Примеры: CO, NO, N₂O
Реакции основных оксидов
Na₂O + H₂O → 2NaOH
Основный оксид + вода = щёлочь (растворимое основание)
CaO + CO₂ → CaCO₃
Основный оксид + кислотный оксид = соль (карбонат кальция)
CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O
Основный оксид + кислота = соль + вода
Реакции кислотных оксидов
SO₃ + H₂O → H₂SO₄
Кислотный оксид + вода = кислота
CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O
Кислотный оксид + щёлочь = соль + вода (при избытке щёлочи)
CO₂ + NaOH → NaHCO₃
Кислотный оксид + щёлочь = кислая соль (при избытке CO₂)
Реакции амфотерных оксидов
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 (тетрагидроксоалюминат натрия)
Ловушка: Fe₂O₃ и Cr₂O₃ амфотерны, но реагируют только с концентрированными щелочами — и, как правило, при сплавлении, а не в растворе.
Класс 2Кислоты
Кислоты — сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остатка.
Как узнать: формула начинается с H.
Примеры: HCl, H₂SO₄, HNO₃, H₃PO₄.
Что такое «кислотный остаток»? Это часть молекулы кислоты без водорода.
• В HCl остаток — Cl⁻ (хлорид)
• В H₂SO₄ остаток — SO₄²⁻ (сульфат)
• В HNO₃ остаток — NO₃⁻ (нитрат)
Классификация кислот
По числу H
одноосновные (HCl), двухосновные (H₂SO₄), трёхосновные (H₃PO₄)
По силе
сильные (HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄) и слабые (HF, H₂S, H₂CO₃, H₂SO₃, H₃PO₄, органика)
По составу
кислородсодержащие (H₂SO₄) и бескислородные (HCl)
Реакции кислот
2HCl + Zn → ZnCl₂ + H₂↑
Кислота + металл (до H в ряду активности) = соль + водород
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 = новая соль + газ + вода
Ловушка: HNO₃ и конц. H₂SO₄ с металлами реагируют по-особому — не выделяют H₂ (см. раздел ОВР).
Класс 3Основания
Основания — сложные вещества, состоящие из катиона металла (или NH₄⁺) и гидроксид-ионов OH⁻.
Как узнать: формула заканчивается на OH.
Примеры: NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Cu(OH)₂, Al(OH)₃.
Классификация оснований
Растворимые (щёлочи)
LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂
Нерастворимые
Cu(OH)₂, Fe(OH)₃, Mg(OH)₂, Al(OH)₃
Амфотерные
Zn(OH)₂, Al(OH)₃, Be(OH)₂, Cr(OH)₃, Fe(OH)₃
Реакции оснований
2NaOH + SO₂ → Na₂SO₃ + H₂O
Щёлочь + кислотный оксид = соль + вода
NaOH + HCl → NaCl + H₂O
Щёлочь + кислота = соль + вода
2NaOH + CuCl₂ → Cu(OH)₂↓ + 2NaCl
Щёлочь + соль = нерастворимое основание (осадок) + новая соль
Cu(OH)₂ → CuO + H₂O
Нерастворимое основание при нагревании = оксид + вода
Реакции амфотерных оснований
Zn(OH)₂ + 2HCl → ZnCl₂ + 2H₂O
Амфотерный гидроксид + кислота = соль + вода
Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]
Амфотерный гидроксид + щёлочь = комплексная соль
Класс 4Соли
Соли — сложные вещества, состоящие из катиона металла (или NH₄⁺) и кислотного остатка.
Как узнать: в формуле есть металл (или NH₄) и кислотный остаток.
NaCl = Na⁺ + Cl⁻ (хлорид натрия)
CaCO₃ = Ca²⁺ + CO₃²⁻ (карбонат кальция)
Виды солей
Средние
металл + кислотный остаток. Примеры: NaCl, CaCO₃, Fe₂(SO₄)₃
Кислые
соли, в состав которых помимо металла и кислотного остатка входят также атомы водорода. Примеры: NaHCO₃, KHSO₄, Ca(H₂PO₄)₂
Основные
металл + кислотный остаток + группа OH. Примеры: Cu(OH)Cl, Al(OH)₂NO₃
Комплексные
в формуле есть квадратные скобки. Примеры: Na[Al(OH)₄], K₃[Fe(CN)₆]
Двойные
два разных катиона металла и один кислотный остаток. Примеры: KAl(SO₄)₂, CaMg(CO₃)₂
Как отличить кислую соль от средней: в кислой соли есть H в середине формулы (NaHCO₃ — гидрокарбонат). В средней соли H нет (Na₂CO₃ — карбонат).
Реакции солей
Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu
Металл (левее в ряду) + соль = новая соль + металл (правее) (вытеснение)
2NaCl + H₂SO₄(конц.) → Na₂SO₄ + 2HCl↑
Соль + кислота (сильнее) = новая соль + новая кислота (газ)
CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄
Соль + щёлочь = нерастворимое основание (осадок) + новая соль
AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃
Соль + соль = две новые соли (если одна выпадает в осадок)
Реакции кислых солей
NaHCO₃ + HCl → NaCl + CO₂↑ + H₂O
Гидрокарбонат + кислота = соль + углекислый газ + вода
2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O
Гидрокарбонат при нагревании = карбонат + углекислый газ + вода
Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ + CO₂↑ + H₂O
Гидрокарбонат кальция при нагревании = карбонат кальция (осадок) + CO₂ + вода
Ловушка: HCO₃⁻ не диссоциирует дальше. HSO₄⁻ — диссоциирует (сильная кислота по II ступени).
ИсторияКак менялись модели атома
1803 · Дальтон
атом — неделимый твёрдый шарик
1904 · Томсон
«пудинг с изюмом»: положительная сфера с электронами внутри
1911 · Резерфорд
планетарная: положительное ядро в центре, электроны вокруг. Опыт с золотой фольгой
1913 · Бор
электроны движутся по стационарным орбитам, переход ↔ квант энергии
1926 · Шрёдингер
квантово-механическая: вместо орбит — орбиталь (область вероятности ≥ 90 %)
На ЕГЭ: могут спросить «кто предложил планетарную модель» (Резерфорд, 1911) или «модель Томсона» («пудинг с изюмом»).
ОсновыКак устроен атом
Атом (в переводе с древнегреческого — «неделимый») — наименьшая частица химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Состоит из ядра и электронной оболочки.
Всё вокруг состоит из молекул, а молекулы — из атомов. Например, вода H₂O состоит из двух атомов H и одного атома O.
Что внутри атома:
- Ядро — в центре. Состоит из протонов и нейтронов.
- Электронная оболочка — вокруг ядра. Состоит из электронов.
Электрон
масса почти 0, заряд −1
Что определяет что:
• Протоны определяют, какой это элемент (водород — 1 протон, гелий — 2).
• Нейтроны определяют массу, но не свойства.
• Электроны определяют, сколько связей может образовать атом.
РасчётКак считать частицы
Для расчёта нужна таблица Менделеева. В клетке каждого элемента две важные цифры:
- Порядковый номер (целое число) — это число протонов и электронов.
- Атомная масса (дробное число) — используется для расчёта нейтронов.
Число протонов = число электронов = порядковый номер
Число нейтронов = масса − число протонов
Пример для кислорода O:
Порядковый номер — 8, масса — 16.
• Протонов: 8
• Электронов: 8
• Нейтронов: 16 − 8 = 8
Пример для бора B: 5-й элемент, масса ≈ 11.
Протонов: 5, электронов: 5, нейтронов: 11 − 5 = 6.
Ловушка: масса хлора Cl = 35,5 — её не округляют до 36! У хлора два изотопа (35 и 37), среднее 35,5.
ИзотопыЧто это такое
Изотопы — атомы одного и того же элемента с разной массой (с разным числом нейтронов).
Химические свойства у изотопов одинаковые, потому что одинаковое число протонов и электронов. Отличаются только массой.
Три изотопа водорода:
• ¹H — протий (1 протон, 0 нейтронов)
• ²H — дейтерий (1 протон, 1 нейтрон) — D₂O «тяжёлая вода»
• ³H — тритий (1 протон, 2 нейтрона) — радиоактивный
Изотопы хлора:
³⁵Cl: 17 протонов, 18 нейтронов, 17 электронов
³⁷Cl: 17 протонов, 20 нейтронов, 17 электронов
Интересный факт: химические свойства D₂O и H₂O одинаковые, но физические — разные (температура кипения, плотность).
УровниЭнергетические слои и орбитали
Электроны в атоме расположены на энергетических уровнях (слоях). Уровни нумеруются: 1, 2, 3, 4...
Каждый уровень делится на орбитали (подуровни):
1-й уровень
только s-орбиталь
2-й уровень
s- и p-орбитали
3-й уровень
s-, p-, d-орбитали
4-й уровень
s-, p-, d-, f-орбитали
Сколько электронов вмещает каждая орбиталь:
• s — 2 электрона (1 орбиталь)
• p — 6 электронов (3 орбитали)
• d — 10 электронов (5 орбиталей)
• f — 14 электронов (7 орбиталей)
Два главных правила:
1. Период (номер строки в таблице) = число энергетических уровней.
2. Номер группы (для главной подгруппы) = число электронов на внешнем уровне.
Квантовые числаПаспорт электрона
Положение электрона в атоме описывают четыре квантовых числа. Каждое отвечает за свою характеристику.
n — главное
1, 2, 3…; номер уровня; определяет энергию и размер орбитали
l — орбитальное
0…(n−1); форму: 0 = s (сфера), 1 = p (гантель), 2 = d (клевер), 3 = f
ml — магнитное
−l…+l; ориентацию в пространстве; число орбиталей на подуровне
ms — спиновое
+½ или −½; направление вращения электрона
Сколько орбиталей на подуровне: s — 1, p — 3, d — 5, f — 7. Умножаем на 2 (принцип Паули) → максимум электронов: s — 2, p — 6, d — 10, f — 14.
Пример. Электрон на 3p-орбитали: n = 3, l = 1, ml = −1, 0 или +1, ms = ±½.
Пример. Электрон на 4s: n = 4, l = 0, ml = 0, ms = ±½.
На ЕГЭ: в задании 1 могут спросить «какой набор квантовых чисел невозможен» или «сколько орбиталей на d-подуровне». Запомни: d — 5 орбиталей, максимум 10 электронов.
ПорядокКак заполняются орбитали
Электроны заполняют орбитали в строгом порядке — от меньшей энергии к большей. Это принцип наименьшей энергии:
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p
Правило Клечковского: 4s заполняется раньше, чем 3d! Поэтому у элементов 4-го периода сначала заполняется 4s, а потом 3d.
Каждый новый уровень начинается с s-орбитали! Это важно запомнить.
Правило 1Спин электрона
Спин — характеристика самого электрона. Упрощённо: направление вращения электрона вокруг своей оси.
Правило 2Принцип Паули
На каждой орбитали может быть не более двух электронов, причём их спины должны быть различными.
То есть в одной ячейке — максимум две стрелки: одна ↑, другая ↓.
Правильно: ↑↓ (два разных спина)
Неправильно: ↑↑ или ↓↓ (одинаковые спины)
Правило 3Правило Хунда
Суммарный спин системы должен быть максимально возможным. На практике: сначала электроны занимают свободные ячейки по одному, и только потом начинают образовывать пары.
Пример: 4 электрона на p-подуровне (3 ячейки)
Правильно: ↑ ↑ ↑↓
Неправильно: ↑↓ ↑↓ ☐
Мнемоника «троллейбус»: сначала все «садятся по одному на свободные места», и только потом «подсаживаются в пару». Как в автобусе!
КонфигурацииПервые 11 элементов
H — 1s¹
He — 1s²
Li — 1s² 2s¹
Be — 1s² 2s²
B — 1s² 2s² 2p¹
C — 1s² 2s² 2p²
N — 1s² 2s² 2p³
O — 1s² 2s² 2p⁴
F — 1s² 2s² 2p⁵
Ne — 1s² 2s² 2p⁶
Na — 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
d-элементыОсобые случаи
У d-элементов валентные электроны на внешнем s-уровне и предвнешнем d-уровне. Для 4-го периода: заполняется 3d после 4s.
Sc — 4s² 3d¹
Ti — 4s² 3d²
V — 4s² 3d³
Cr — 4s¹ 3d⁵ (исключение!)
Mn — 4s² 3d⁵
Fe — 4s² 3d⁶
Co — 4s² 3d⁷
Ni — 4s² 3d⁸
Cu — 4s¹ 3d¹⁰ (исключение!)
Zn — 4s² 3d¹⁰
Исключения — хром и медь. У них электрон «перескакивает» с 4s на 3d, потому что энергетически выгодно, чтобы d-орбиталь была заполнена наполовину (5e⁻) или целиком (10e⁻).
Другие «аномальные» конфигурации: Nb — 5s¹ 4d⁴, Mo — 5s¹ 4d⁵, Ru — 5s¹ 4d⁷, Rh — 5s¹ 4d⁸, Pd — 5s⁰ 4d¹⁰, Ag — 5s¹ 4d¹⁰, Pt — 6s¹ 5d⁹, Au — 6s¹ 5d¹⁰.
ИоныЭлектронная конфигурация ионов
Катион
положительно заряженный ион (не хватает электронов)
Анион
отрицательно заряженный ион (лишние электроны)
Углерод C: 1s² 2s² 2p²
Катион C²⁺: убрали 2 электрона → 1s² 2s²
Анион C²⁻: добавили 2 электрона → 1s² 2s² 2p⁴
Правило: при образовании катиона убираем электроны с внешнего уровня. При образовании аниона — добавляем на внешний уровень.
Особый случай — d-элементы. У Fe при образовании Fe²⁺ уходят 4s-электроны, а не 3d: Fe → Fe²⁺ + 2e⁻ (4s² ушли), конфигурация Fe²⁺ = 3d⁶.
Ионы d-элементовПочему первыми уходят 4s-электроны
У d-элементов валентными являются электроны внешнего s-подуровня и предвнешнего d-подуровня. Но при образовании катиона первыми уходят именно s-электроны.
Fe (Z = 26): [Ar] 3d⁶ 4s².
Fe²⁺: убрали 2 электрона с 4s → [Ar] 3d⁶.
Fe³⁺: убрали ещё 1 с 3d → [Ar] 3d⁵ (наполовину заполнен, устойчив).
Правило: у d-элементов при образовании катиона первыми уходят 4s-электроны (они дальше от ядра и слабее связаны, несмотря на то, что 4s заполняется раньше 3d).
Cr (Z = 24): [Ar] 3d⁵ 4s¹ (проскок).
Cr³⁺: [Ar] 3d³ (убрали 4s¹ и два 3d).
Cu (Z = 29): [Ar] 3d¹⁰ 4s¹.
Cu²⁺: [Ar] 3d⁹ (убрали 4s¹ и один 3d).
Ловушка: нельзя думать, что «у Fe сначала уходят 3d-электроны». Нет — сначала 4s!
ВозбуждениеВозбуждённое состояние
Электроны могут «перепрыгнуть» с одной орбитали на другую — если есть свободное место. Это возбуждённое состояние. Обозначается звёздочкой: C*.
Углерод C → C*:
Было: 1s² 2s² 2p² (2 неспаренных → валентность II)
Стало: 1s² 2s¹ 2p³ (4 неспаренных → валентность IV)
Возможно только тогда, когда на том же уровне есть свободные орбитали. У азота на 2-м уровне нет d-подуровня — электрону с 2s некуда переходить. Поэтому азот не может распарить 2s-электроны, и его максимальная валентность — IV (за счёт донорно-акцепторной связи в NH₄⁺), а не V.
Пример: магний Mg (№ 12)
Основное: 1s² 2s² 2p⁶ 3s²
Возбуждённое: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ 3p¹
В возбуждённом состоянии 2 неспаренных электрона → валентность II.
Пример: фосфор P (№ 15)
Основное: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ (валентность III)
Возбуждённое: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ 3p³ 3d¹ (валентность V)
Пример: хлор Cl (№ 17)
Основное: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ (валентность I)
Cl*: 3 неспаренных (валентность III)
Cl**: 5 неспаренных (валентность V)
Cl***: 7 неспаренных (валентность VII)
Почему сера проявляет VI, а кислород — нет
• Сера — элемент 3-го периода. У неё есть свободные 3d-орбитали, куда могут переходить электроны при возбуждении. Поэтому она может распарить пары и получить 4 или 6 неспаренных → валентности IV и VI.
• Кислород — элемент 2-го периода. У него нет d-подуровня. Ему некуда возбуждать электроны → максимальная валентность II.
Правило: если у элемента есть свободные d-орбитали (3-й период и выше) — он может проявлять высокие валентности.
СвязьКонфигурация → свойства элемента
По электронной конфигурации можно определить положение элемента и его химические свойства. Это нужно для заданий 1–3.
- Период = номер внешнего уровня. Если внешний — 3s или 3p, элемент в 3-м периоде.
- Группа = число валентных электронов (для s- и p-элементов).
- Высшая СО = номер группы (для элементов главных подгрупп, кроме O, F, благородных газов).
- Характер оксидов и гидроксидов: s-элементы I–II групп — основные; p-элементы III–IV — амфотерные; V–VII — кислотные.
Пример: элемент с конфигурацией 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³.
• Внешний уровень 3 → 3-й период.
• 5 валентных электронов (3s² 3p³) → V группа, главная подгруппа.
• Высшая СО = +5.
• Оксид P₂O₅ — кислотный, гидроксид H₃PO₄ — кислота.
Это фосфор.
ИнтерактивПопробуй конструктор
Хочешь увидеть электронную конфигурацию любого элемента в реальном времени? Открой бесплатный конструктор атома.
⚛️ Открыть конструктор
ОпределениеПериодический закон
Периодический закон Менделеева (современная формулировка): свойства химических элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома (числа протонов).
Историческая формулировка Менделеева (1869) опиралась на атомные массы. Современная — на заряд ядра. Обе формулировки в ЕГЭ допустимы, но точнее — через заряд.
СтруктураТаблица Менделеева
Период
горизонтальный ряд. Номер периода = число энергетических уровней
Группа
вертикальный столбец. Номер группы = высшая СО (обычно)
Главная подгруппа (А)
левая часть группы. s- и p-элементы
Побочная подгруппа (Б)
правая часть группы. d-элементы
ЗакономерностиКак меняются свойства
По периоду слева направо:
Радиус атома
уменьшается (ядро сильнее притягивает электроны)
Металлические свойства
ослабевают
Неметаллические свойства
усиливаются
Электроотрицательность
увеличивается
По группе сверху вниз:
Число уровней
увеличивается
Радиус атома
увеличивается
Металлические свойства
усиливаются
Неметаллические свойства
ослабевают
Электроотрицательность
уменьшается
Высшая СО
не меняется (для главной подгруппы)
ПримерыМеталлы и неметаллы
Самый активный металл
Fr (франций) — внизу слева
Самый активный неметалл
F (фтор) — вверху справа
Самый сильный окислитель
F₂
Самый сильный восстановитель
Fr, Cs, Li
Усиление металлических свойств: Li → Na → K → Rb → Cs → Fr
Усиление неметаллических свойств: C → N → O → F
ОксидыКислотно-основные свойства
Кислотные свойства высших оксидов и гидроксидов усиливаются по периоду слева направо и по группе снизу вверх. Основные — наоборот.
По периоду: Na₂O (основный) → MgO (основный) → Al₂O₃ (амфотерный) → SiO₂ (кислотный) → P₂O₅ (кислотный) → SO₃ (кислотный) → Cl₂O₇ (кислотный)
По группе: кислотность растёт снизу вверх: H₂SO₄ сильнее H₂SeO₄
ВодородныеКислотные свойства соединений
Кислотные свойства водородных соединений усиливаются по группе сверху вниз и по периоду слева направо.
По группе (VII A): HF (слабая) → HCl → HBr → HI (сильная)
По периоду: NH₃ (основание) → H₂O (амфотерное) → HF (кислота)
Почему так?
• По группе сверху вниз растёт радиус атома, связь H–X ослабевает → легче отщепляется H⁺ → кислотность растёт.
• По периоду слева направо растёт ЭО, полярность связи H–X увеличивается → водород «тянется» сильнее → кислотность растёт.
ОпределениеЧто такое ЭО
Электроотрицательность (ЭО) — способность атома в соединении притягивать к себе общие электронные пары.
Это не абсолютная величина, а относительная — её сравнивают у разных элементов. Чем выше ЭО, тем сильнее атом «перетягивает» электронную плотность на себя.
ШкалаШкала Полинга
Наиболее распространена шкала Полинга. Значения ЭО — от 0,7 (франций) до 4,0 (фтор).
Как запомнить: самый электроотрицательный — фтор. Дальше по убыванию: O > N ≈ Cl > C ≈ S > P ≈ H > металлы.
ЗакономерностиКак меняется ЭО
По периоду →
увеличивается (радиус уменьшается, ядро сильнее тянет)
По группе ↓
уменьшается (радиус растёт, ядро дальше от электронов)
Ряд по периоду: Na < Mg < Al < Si < P < S < Cl
Ряд по группе (VIIA): F > Cl > Br > I
ПрименениеЧто даёт знание ЭО
- Определить тип связи. Если ΔЭО = 0 — ковалентная неполярная. Если 0 < ΔЭО < 1,7 — ковалентная полярная. Если ΔЭО > 1,7 — ионная (в основном).
- Определить, куда смещена электронная плотность. В HCl ЭО(H) = 2,1, ЭО(Cl) = 3,0 → связь полярна, плотность смещена к Cl, у Cl частичный заряд δ⁻, у H — δ⁺.
- Сравнить полярность связей и силу кислот. Чем больше ΔЭО, тем полярнее связь H–X и тем сильнее кислота (в пределах одного периода).
- Понять, у кого степень окисления отрицательная. У более электроотрицательного атома — минус, у менее — плюс.
Пример. В молекуле OF₂:
ЭО(O) = 3,5, ЭО(F) = 4,0. Фтор электроотрицательнее → у F СО −1, у O — +2.
Именно поэтому в OF₂ кислород имеет положительную СО — редчайший случай.
Ловушка: нельзя путать ЭО и степень окисления. ЭО — реальная способность, СО — формальная величина. Но при определении знаков СО ЭО помогает.
ОсновыЧто такое химическая связь
Химическая связь — это взаимодействие между атомами, которое удерживает их вместе в молекуле или кристалле.
Чтобы образовалась связь, нужны два условия:
- У одного атома есть неспаренный электрон.
- У другого атома тоже есть неспаренный электрон.
В результате электроны становятся общими для двух атомов.
Типы связейЧетыре основных типа
Ионная
между металлом и неметаллом. Электрон полностью переходит к неметаллу. Примеры: NaCl, FeS, BaCl₂
Ковалентная неполярная
между одинаковыми неметаллами. Электроны общие, заряд не смещён. Примеры: H₂, O₂, Cl₂, N₂
Ковалентная полярная
между разными неметаллами. Электроны смещены к более электроотрицательному. Примеры: HCl, H₂O, NH₃, SF₆
Металлическая
между атомами металлов. Общие электроны «гуляют» по всему металлу. Примеры: Fe, Cu, Zn, Au
В одной молекуле могут быть разные типы связей. Например, в K₂SO₄: K–O ионная, S–O ковалентная полярная.
Особый случайСвязь с NH₄⁺
В солях аммония (NH₄Cl, NH₄OH, (NH₄)₂SO₄) между ионом NH₄⁺ и другими ионами — ионная связь.
Внутри иона NH₄⁺ — ковалентная полярная, причём одна из связей образована по донорно-акцепторному механизму.
σ и πОдинарная, двойная, тройная
Связи различаются по числу общих электронных пар:
Одинарная (σ)
одна σ-связь. Пример: H–H, C–H
Двойная (σ + π)
одна σ-связь + одна π-связь. Пример: C=C
Тройная (σ + 2π)
одна σ-связь + две π-связи. Пример: C≡C
Как считать связи в молекуле: учитываются все связи, включая C–H. Например, в этене C₂H₄: 5 σ-связей (4 C–H + 1 C–C) и 1 π-связь (C=C).
Водородная связьМежду молекулами
Водородная связь — связь между молекулами, возникающая, если в молекуле есть группы O–H, N–H или F–H.
Примеры: вода H₂O, аммиак NH₃, фтороводород HF, спирты R–OH, карбоновые кислоты R–COOH.
Ловушка: связь C–H водородную связь не образует! Даже если H связан с C. Только O–H, N–H, F–H.
Донорно-акцепторнаяОсобый механизм
Донорно-акцепторная связь — когда один атом (донор) даёт неподелённую пару, а другой (акцептор) принимает её.
Примеры: ион NH₄⁺, молекула CO, ион NO₃⁻, комплексные соединения.
КристаллыТипы кристаллических решёток
Металлическая
в узлах — атомы металла. Свойства: пластичность, тепло- и электропроводность, ковкость. Примеры: Fe, Cu, Zn
Атомная
в узлах — атомы. Очень твёрдые, тугоплавкие. Примеры: C (алмаз), Si, SiO₂, SiC
Ионная
в узлах — ионы. Твёрдые, хрупкие, растворы проводят ток. Примеры: NaCl, NH₄Cl, BaSO₄
Молекулярная
в узлах — молекулы. Легкоплавкие, летучие. Примеры: H₂O, CO₂, белый P (P₄)
Важно: белый фосфор P₄ — молекулярная решётка (а не атомная, как красный фосфор). Благородные газы (Ar, Ne) — немолекулярное строение.
ИсключенияОсобые случаи кристаллических решёток
Иногда тип решётки противоречит «школьному» правилу. Эти случаи чаще всего и спрашивают.
CrO₃, Mn₂O₇
оксиды металлов в высоких СО (+6, +7) — молекулярные, хотя формально «оксиды металлов — ионные»
CH₃COONa, C₆H₅ONa
органические соли (карбоновых кислот, фенолов) — ионные, хотя вся органика «молекулярная»
[CH₃NH₃]Cl
соль амина — ионная (катион + Cl⁻)
Алмаз, графит
углерод — атомная решётка
Фуллерен C₆₀
углерод — молекулярная решётка
Белый фосфор P₄
молекулярная; красный и чёрный — атомные
SiO₂
кислотный оксид, но решётка атомная — поэтому твёрдый и тугоплавкий
Благородные газы
Ne, Ar — немолекулярные (атомные кристаллы)
На ЕГЭ: в задании на тип решётки почти всегда есть одно из этих исключений. Особенно любят CrO₃, Mn₂O₇, SiO₂ и органические соли.
ОпределениеЧто такое комплекс
Комплексные соединения — соединения, в которых есть комплексный ион: центральный атом (комплексообразователь) и окружающие его лиганды, связанные донорно-акцепторными связями.
В формуле комплексный ион выделяют квадратными скобками.
K₃[Fe(CN)₆] — гексацианоферрат(III) калия.
• Комплексообразователь: Fe³⁺.
• Лиганды: 6 CN⁻.
• Внешняя сфера: 3K⁺.
СтроениеВнутренняя и внешняя сфера
Внутренняя сфера
то, что в квадратных скобках. Прочно удерживается, почти не диссоциирует
Внешняя сфера
ионы за скобками. Диссоциируют как обычные ионы
K₃[Fe(CN)₆] → 3K⁺ + [Fe(CN)₆]³⁻
Внешняя сфера (K⁺) отщепляется полностью. Комплексный ион [Fe(CN)₆]³⁻ устойчив и в растворе почти не распадается.
НоменклатураКак называть
Порядок названия:
1. Сначала — анион в именительном падеже, потом катион в родительном.
2. В комплексном ионе сначала называют лиганды (с приставками), потом комплексообразователь с суффиксом -ат, если комплекс — анион.
K₃[Fe(CN)₆] — гексацианоферрат(III) калия
Na[Al(OH)₄] — тетрагидроксоалюминат натрия
[Cu(NH₃)₄]SO₄ — сульфат тетраамминмеди(II)
K₂[Zn(OH)₄] — тетрагидроксоцинкат калия
Приставки: 2 — ди, 3 — три, 4 — тетра, 5 — пента, 6 — гекса. Лиганды: OH⁻ — гидроксо, CN⁻ — циано, NH₃ — аммин, Cl⁻ — хлоро.
СО в комплексахКак считать
Степень окисления комплексообразователя находят из условия: сумма СО всех частиц = заряду комплекса.
K₃[Fe(CN)₆]:
Внешняя сфера: 3K⁺ = +3.
Лиганды: 6 CN⁻ = −6.
Значит, Fe: +3 − 6 + x = 0 → x = +3.
Fe⁺³.
Na[Al(OH)₄]:
Na⁺ = +1. OH⁻ × 4 = −4. Al = +3.
ПолучениеТипичные реакции
Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄]
Амфотерный гидроксид + щёлочь = комплексная соль
Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]
Гидроксид цинка + щёлочь = тетрагидроксоцинкат натрия
Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]
Амфотерный оксид + щёлочь + вода = комплексная соль
CuSO₄ + 4NH₃ → [Cu(NH₃)₄]SO₄
Сульфат меди(II) + аммиак = сульфат тетраамминмеди(II) (ярко-синий раствор)
РазрушениеКак разложить комплекс
Комплексный ион можно разрушить:
- Сильной кислотой — если лиганды OH⁻, они связываются в воду.
- Сильным основанием — если комплексообразователь даёт нерастворимый гидроксид.
- Другим лигандом — если он образует более прочный комплекс.
Na[Al(OH)₄] + 4HCl → NaCl + AlCl₃ + 4H₂O
Тетрагидроксоалюминат натрия + соляная кислота = хлорид натрия + хлорид алюминия + вода (кислота разрушает комплекс, связывая OH⁻ в воду)
Na₂[Zn(OH)₄] + 2HCl → 2NaCl + Zn(OH)₂↓ + 2H₂O
При недостатке кислоты комплекс разрушается до гидроксида цинка
ЛовушкиЧто важно в ЕГЭ
- Комплексный ион не расписывается на отдельные ионы в РИО — пишется целиком.
- СО комплексообразователя — не номер группы, а расчётная величина.
- В органических комплексах (например, хлорофилл, гемоглобин) тоже есть комплексообразователь — Mg²⁺ и Fe²⁺ соответственно.
- Не путать комплексные соли с двойными (KAl(SO₄)₂). Двойные не имеют квадратных скобок.
РазницаВалентность vs степень окисления
Степень окисления
формальный заряд; знак + число; бывает дробной (Fe₃O₄: +8/3)
Валентность
реальное число связей; римские цифры; не бывает 0 или дробной
В большинстве случаев модуль СО = валентность. Но есть важные исключения, которые спрашивают на ЕГЭ:
N₂
СО = 0, валентность III (тройная связь N≡N)
CO
СО(C) = +2, валентность III (две обычные + донорно-акцепторная)
HNO₃ / N₂O₅
СО(N) = +5, валентность IV (нет d-орбиталей для V)
NH₄⁺
СО(N) = −3, валентность IV (одна связь донорно-акцепторная)
H₂O₂
СО(O) = −1, валентность II
H₃O⁺
СО(O) = −2, валентность III (протон «цепляется» к воде)
Органика
валентность C всегда IV, СО — по соседям
Ловушка: азот имеет высшую СО +5, но валентность V у него не бывает — максимум IV. В HNO₃ азот четырёхвалентен.
ОпределениеФормальный заряд
Степень окисления (СО) — это формальный заряд атома в молекуле, рассчитанный в предположении, что все связи стали ионными.
«Формальный» означает: этого заряда у атома в действительности может и не быть — или он окажется немного другим. Но эти условные заряды удобны, и все химики мира пользуются понятием «степень окисления».
K⁺Mn⁺⁷O₄⁻²
Fe⁺³Cl₃⁻¹
O₂⁰
Важно: сначала знак, потом число. Не «7+», а «+7».
Правило 1Простые вещества
СО атомов в простых веществах равна нулю.
O₂⁰, P₄⁰, Na⁰, Fe⁰, Cl₂⁰, S₈⁰
Правило 2Сумма СО равна нулю
Сумма СО всех атомов в сложном соединении равна нулю. В ионе — заряду иона.
K₂⁺¹S⁺⁶O₄⁻²: 2·(+1) + (+6) + 4·(−2) = 0 ✓
SO₄²⁻: S + 4·(−2) = −2 → S = +6
Как использовать: подписываем все постоянные СО, потом находим неизвестную, чтобы сумма стала нулём.
Правило 3Постоянные СО
Li, Na, K, Rb, Cs, Ag, H
+1 (H — кроме гидридов)
O
−2 (кроме OF₂ и пероксидов)
H в гидридах (LiH, CaH₂, NaH)
−1
O в пероксидах (H₂O₂, Na₂O₂)
−1
Пример 1Al₄C₃
Знаем: Al всегда +3. Четыре атома Al дают +12. Чтобы сумма была 0, три атома C должны дать −12. Каждый C = −4.
Al₄⁺³C₃⁻⁴
Проверка: 4·(+3) + 3·(−4) = 12 − 12 = 0 ✓
Пример 2K₂Cr₂O₇
K₂: 2·(+1) = +2
O₇: 7·(−2) = −14
Пока сумма: +2 − 14 = −12
Для двух Cr в сумме нужно +12. Значит, у каждого Cr = +6.
K₂⁺¹Cr₂⁺⁶O₇⁻²
Проверка: 2·(+1) + 2·(+6) + 7·(−2) = 2 + 12 − 14 = 0 ✓
Пример 3Al(ClO₃)₃
Лайфхак — «раскрой скобки»: представим как AlCl₃O₉.
+3 + 3·x − 18 = 0
3x = 15
x = +5 (у каждого Cl)
Al⁺³(Cl⁺⁵O₃⁻²)₃
Проверка: +3 + 3·(+5) + 9·(−2) = +3 + 15 − 18 = 0 ✓
Совет: если в формуле есть скобки — раскройте их, это сильно упрощает расчёт.
Пример 4H₂O₂
У водорода +1, а у кислорода в пероксидах −1.
H₂⁺¹O₂⁻¹
Ловушка: если посчитать O как −2, сумма не сойдётся: 2·(+1) + 2·(−2) = −2 ≠ 0. Значит, здесь O⁻¹.
ЗапомниУстоявшиеся группы атомов
(SO₄)²⁻
сульфат — S⁺⁶, O⁻²
(SO₃)²⁻
сульфит — S⁺⁴, O⁻²
(CO₃)²⁻
карбонат — C⁺⁴, O⁻²
(SiO₃)²⁻
силикат — Si⁺⁴, O⁻²
(NH₄)⁺
ион аммония — N⁻³, H⁺¹
(MnO₄)⁻
перманганат — Mn⁺⁷, O⁻²
(Cr₂O₇)²⁻
дихромат — Cr⁺⁶, O⁻²
(CrO₄)²⁻
хромат — Cr⁺⁶, O⁻²
Как использовать: увидели (SO₄)²⁻ — сразу знаете, что S⁺⁶, а O⁻². Не надо пересчитывать.
ОрганикаСО углерода
В органических веществах нас интересуют СО только тех атомов углерода, которые меняют окружение в ОВР.
Метод «4 связи + заряды соседей»: атом углерода всегда имеет 4 связи. Считаем заряды соседей:
• C–C → 0
• C–H → −1 (H имеет +1, значит на C идёт −1)
• C–O (одинарная) → −2
• C=O (двойная) → −4
• C–N → −3 (если N аминный)
• C–Hal → −1
Лайфхак: СО углерода = сумма зарядов соседей с обратным знаком.
ТаблицаТипичные 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)
–COO– (сложный эфир)
+3 (этилацетат)
–C≡N (нитрил)
+3 (ацетонитрил)
ПримерУксусная кислота CH₃COOH
CH₃: связан с 3H (+1 каждый) + 1C (0) → СО = −3
COOH: 1 C=O (−4) + 1 C–O (−2) + 1C (0) → СО = +3
CH₃⁻³–C⁺³OOH
Проверка: 3·(+1) + (−3) + (+3) + 2·(−2) + (+1) = 3 − 3 + 3 − 4 + 1 = 0 ✓
ПримерАцетон CH₃–CO–CH₃
Центральный C: O (двойная → −4) + 2C (0) → СО = +2
CH₃⁻³–C⁺²(=O)⁻²–CH₃⁻³
Проверка: 6·(+1) + 2·(−3) + (+2) + (−2) = 6 − 6 + 2 − 2 = 0 ✓
АзотсодержащаяСО в аминах и нитросоединениях
Азот в органике встречается в разных формах. СО азота меняется:
R–NH₂ (амин)
−3 (метиламин)
R₂NH (вторичный амин)
−2 (диметиламин)
R₃N (третичный амин)
−1 (триметиламин)
R–NO₂ (нитро-)
+3 (нитрометан)
R–C≡N (нитрил)
−3 (у N) — ацетонитрил
Ловушка: в нитросоединении R–NO₂ азот имеет +3, а не −3. В амине R–NH₂ — наоборот, −3.
Связь с ОВРСО → окислительно-восстановительные свойства
По степени окисления можно определить, в какой роли выступает вещество в ОВР:
Высшая СО
только окислитель (может только принимать электроны). Примеры: N⁺⁵ (HNO₃), S⁺⁶ (H₂SO₄), Mn⁺⁷ (KMnO₄), Cr⁺⁶ (K₂Cr₂O₇)
Низшая СО
только восстановитель (может только отдавать электроны). Примеры: N⁻³ (NH₃), S⁻² (H₂S), Cl⁻ (HCl)
Промежуточная СО
и окислитель, и восстановитель. Примеры: N⁺³ (HNO₂), S⁺⁴ (SO₂), Mn⁺⁴ (MnO₂), Fe⁺²
Пример. SO₂ (S⁺⁴):
• Может окисляться до S⁺⁶ (H₂SO₄) → выступает восстановителем.
• Может восстанавливаться до S⁰ или S⁻² → выступает окислителем.
Значит, SO₂ — и окислитель, и восстановитель.
Правило: если элемент находится в высшей СО — он может только принимать электроны. Если в низшей — только отдавать. Если в промежуточной — и то, и другое.
АлгоритмКак расставить СО
- Проверь, простое ли вещество. Если да → СО = 0. Готово.
- Раскрой скобки, если они есть. Например, Al(ClO₃)₃ → AlCl₃O₉.
- Подпиши все постоянные СО (K⁺, Na⁺, O⁻², H⁺, F⁻ и т.д.).
- Найди неизвестную СО из условия «сумма = 0».
- Проверь: сумма всех СО должна быть 0 (или заряд иона).
- Для органики — считай по методу «4 связи + заряды соседей».
ЛовушкиНа чём теряют баллы
- Забывают про гидриды. В LiH, CaH₂, NaH водород имеет СО −1, а не +1.
- Считают O⁻² в пероксидах. В H₂O₂, Na₂O₂, BaO₂ кислород имеет СО −1.
- Забывают про OF₂. Там кислород +2, потому что фтор электроотрицательнее.
- Не учитывают скобки. В Al(ClO₃)₃ сначала надо «раскрыть» — AlCl₃O₉.
- Пытаются найти СО в простом веществе. Она всегда 0.
- Считают СО в органике как в неорганике. Там нужен специальный метод.
- Путают заряд иона и СО. Заряд иона — реальный, СО — формальный. Но в ионе сумма СО = заряду иона.
ОпределениеЭлектролиты и неэлектролиты
Электролиты — вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Это возможно, потому что в них есть свободные ионы.
Электролиты
кислоты, основания, соли
Неэлектролиты
оксиды, простые вещества, органика (кроме солей органических кислот и аминов)
Ловушка: дистиллированная вода ток не проводит. Ионы появляются только при растворении электролита.
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).
ДиссоциацияКак писать уравнения
Сильные электролиты — распадаются полностью, знак «→»:
NaCl → Na⁺ + Cl⁻
Хлорид натрия = ион натрия + ион хлора
K₂SO₄ → 2K⁺ + SO₄²⁻
Сульфат калия = 2 иона калия + сульфат-ион
Ba(OH)₂ → Ba²⁺ + 2OH⁻
Гидроксид бария = ион бария + 2 гидроксид-иона
Слабые электролиты — распадаются частично, знак «⇄», ступенчато:
H₂S ⇄ H⁺ + HS⁻ (I ступень)
Сероводород ⇄ ион водорода + гидросульфид-ион
HS⁻ ⇄ H⁺ + S²⁻ (II ступень)
Гидросульфид-ион ⇄ ион водорода + сульфид-ион
Кислые солиОсобый случай диссоциации
Кислые соли диссоциируют ступенчато: сначала отщепляется металл, потом — водород.
NaHCO₃ → Na⁺ + HCO₃⁻
Гидрокарбонат натрия = ион натрия + гидрокарбонат-ион
NaHSO₄ → Na⁺ + HSO₄⁻
Гидросульфат натрия = ион натрия + гидросульфат-ион
Дальнейшая диссоциация:
HCO₃⁻ ⇄ H⁺ + CO₃²⁻ (слабо)
Гидрокарбонат-ион слабо диссоциирует дальше
HSO₄⁻ → H⁺ + SO₄²⁻ (сильно)
Гидросульфат-ион диссоциирует дальше хорошо — H₂SO₄ сильная кислота по II ступени
Запомни: HCO₃⁻ — слабый по II ступени. HSO₄⁻ — сильный по II ступени.
ВодаpH и ионное произведение
H₂O ⇄ H⁺ + OH⁻
Вода слабо диссоциирует на ион водорода и гидроксид-ион
Kw = [H⁺]·[OH⁻] = 10⁻¹⁴
Формула: pH = −lg[H⁺]. Если [H⁺] = 10⁻⁷ → pH = 7.
ИсторияОткрытие Аррениуса
В 1887 г. шведский учёный Сванте Аррениус, изучая электропроводность растворов, пришёл к выводу: причина электропроводности — наличие в растворе ионов, которые образуются при растворении электролита в воде.
Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы.
Важно: свободных электронов в растворе не бывает — носителями заряда являются ионы.
ТЭД6 положений теории
- При растворении в воде электролиты распадаются (диссоциируют) на две заряженные частицы: катион (положительный) и анион (отрицательный).
- Причина диссоциации — гидратация (взаимодействие электролита с молекулами воды).
- Под действием тока катионы движутся к катоду (−), анионы — к аноду (+). Растворы электронейтральны.
- Диссоциация слабых электролитов — обратимый процесс. Наряду с диссоциацией идёт ассоциация (соединение ионов).
- Электролиты диссоциируют по-разному. По степени диссоциации они делятся на сильные и слабые.
- Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами ионов, которые они образуют.
ОпределениеСтепень диссоциации α
Степень диссоциации α — это величина, которая показывает, какая часть молекул электролита распалась на ионы в растворе.
α = (число распавшихся молекул) / (число растворённых молекул)
α = (распавшиеся / растворённые) · 100%
В растворе было 100 молекул. На ионы распалось 30.
α = 30 / 100 = 0,3 (или 30%).
ШкалаКак по α определить силу электролита
α = 0
неэлектролит (совсем не распадается)
0 < α < 0,4 (40%)
слабый электролит
α ≥ 0,4 (40%)
сильный электролит
α = 1 (100%)
электролит распался полностью
ФакторыЧто влияет 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)
Важно: у сильных электролитов α практически не зависит от разбавления — они и так распались полностью.
Закон ОствальдаСвязь α, K и C
Константа диссоциации K — это константа равновесия процесса диссоциации. Для слабого электролита HA:
HA ⇄ H⁺ + A⁻
K = [H⁺]·[A⁻] / [HA]
Закон разведения Оствальда связывает K, α и концентрацию C:
K = α²·C / (1 − α)
Для слабых электролитов (α << 1) можно упростить:
K ≈ α²·C → α = √(K / C)
Следствие: при разбавлении в n раз α растёт в √n раз. Это количественное объяснение того, почему «при разбавлении α растёт».
Связь с pHРасчёт 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%).
ПримерыДиссоциация кислот
HCl → H⁺ + Cl⁻
Соляная кислота = ион водорода + хлорид-ион. Сильная, необратимо.
HF ⇄ H⁺ + F⁻
Плавиковая кислота ⇄ ион водорода + фторид-ион. Слабая, обратимо.
H₂SO₄ → H⁺ + HSO₄⁻ (1-я ступень)
HSO₄⁻ ⇄ H⁺ + SO₄²⁻ (2-я ступень)
Серная кислота — сильная по I ступени, почти сильная по II.
H₃PO₄ ⇄ H⁺ + H₂PO₄⁻ (1-я ступень)
H₂PO₄⁻ ⇄ H⁺ + HPO₄²⁻ (2-я ступень)
HPO₄²⁻ ⇄ H⁺ + PO₄³⁻ (3-я ступень)
Каждая следующая ступень идёт хуже предыдущей.
ПримерыДиссоциация оснований
NaOH → Na⁺ + OH⁻
Ba(OH)₂ → Ba²⁺ + 2OH⁻
NH₃·H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH⁻
Гидрат аммиака — слабое основание, диссоциирует обратимо.
Cu(OH)₂ ⇄ CuOH⁺ + OH⁻ (1-я ступень)
CuOH⁺ ⇄ Cu²⁺ + OH⁻ (2-я ступень)
Нерастворимые основания диссоциируют ступенчато и очень слабо.
АмфотерныеДвойная диссоциация
Амфотерные гидроксиды — слабые электролиты, которые диссоциируют одновременно и как основание, и как кислота.
Zn(OH)₂ ⇄ ZnOH⁺ + OH⁻ (как основание)
ZnOH⁺ ⇄ Zn²⁺ + OH⁻
H₂ZnO₂ ⇄ H⁺ + HZnO₂⁻ (как кислота)
HZnO₂⁻ ⇄ H⁺ + ZnO₂²⁻
В ЕГЭ амфотерные гидроксиды обычно пишут в форме основания.
ЛовушкиНа чём теряют баллы
- Пишут H₃PO₄ → 3H⁺ + PO₄³⁻. Нельзя: слабая кислота, диссоциирует ступенчато.
- Забывают коэффициент 2 перед OH⁻ в Ba(OH)₂.
- Путают силу: HF — слабая, хотя галогеноводородная.
- Считают α сильных электролитов зависимой от разбавления.
- Забывают, что α = [H⁺] / C только для слабых кислот.
ПрактикаЗадания для тренировки
1. В трёх пробирках — растворы одинаковой концентрации: NaCl, Na₂SO₄, CH₃COOH. В какой больше всего ионов?
Ответ: в Na₂SO₄ (3 моль ионов из 1 моль соли), в NaCl — 2 моль, в CH₃COOH — слабая кислота, ионов почти нет.
2. Распределите на сильные и слабые: HCl, HF, NaOH, Cu(OH)₂, KNO₃, H₂S, NH₃·H₂O, H₂SO₄.
Сильные: HCl, NaOH, KNO₃, H₂SO₄.
Слабые: HF, Cu(OH)₂, H₂S, NH₃·H₂O.
3. Сколько моль ионов образуется при полной диссоциации 1 моль Fe₂(SO₄)₃?
Ответ: Fe₂(SO₄)₃ → 2Fe³⁺ + 3SO₄²⁻. Всего 5 моль ионов (2 катиона + 3 аниона).
4. Найдите ошибку: H₂S → 2H⁺ + S²⁻.
Правильно: H₂S — слабая кислота, диссоциация ступенчатая и обратимая.
H₂S ⇄ H⁺ + HS⁻ (1-я ступень)
HS⁻ ⇄ H⁺ + S²⁻ (2-я ступень, идёт очень слабо).
5. C = 0,01 М, α = 0,1. Найдите pH.
Решение: [H⁺] = α·C = 0,1·0,01 = 10⁻³ М. pH = 3.
ОпределениеЧто 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.
ПримерС осадком
BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl
Хлорид бария + сульфат натрия = сульфат бария (белый осадок) + хлорид натрия
Полное ионное:
Ba²⁺ + 2Cl⁻ + 2Na⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2Cl⁻
Сокращённое ионное:
Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓
Убрали одинаковые ионы (Na⁺ и Cl⁻), которые есть слева и справа
ПримерС газом
Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + CO₂↑ + H₂O
Карбонат натрия + соляная кислота = хлорид натрия + углекислый газ + вода
Сокращённое ионное:
CO₃²⁻ + 2H⁺ → CO₂↑ + H₂O
Карбонат-ион + 2 иона водорода = углекислый газ + вода
ПримерС водой
NaOH + HCl → NaCl + H₂O
Гидроксид натрия + соляная кислота = хлорид натрия + вода (реакция нейтрализации)
Сокращённое ионное:
H⁺ + OH⁻ → H₂O
Ион водорода + гидроксид-ион = вода
ПравилаЧто не расписывается на ионы
- Слабые электролиты (H₂S, H₂CO₃, NH₄OH, вода).
- Газы (CO₂, SO₂, NH₃, H₂S).
- Осадки (BaSO₄, AgCl, CaCO₃, Cu(OH)₂).
- Оксиды (CaO, SO₃, Al₂O₃).
РастворениеОсадок + реагент
CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O
Карбонат кальция (осадок) + соляная кислота = хлорид кальция + углекислый газ + вода
Cu(OH)₂ + 2HCl → CuCl₂ + 2H₂O
Гидроксид меди(II) (осадок) + соляная кислота = хлорид меди(II) + вода
Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]
Гидроксид цинка (амфотерный осадок) + щёлочь = комплексная соль
Ловушка: осадок + осадок → новый осадок не бывает. Реакция не пойдёт.
ШпаргалкаТаблица растворимости — 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
ЛовушкиНа чём теряют баллы
- Расписывают на ионы осадки, газы, слабые электролиты — нельзя!
- «Осадок + осадок → новый осадок» — не бывает.
- Хотя бы один реагент должен быть растворим.
- CuS, PbS, HgS, Ag₂S — «суровые» сульфиды, не реагируют с кислотами в ионном обмене.
- NH₄OH пишется как NH₃·H₂O, не расписывается на ионы.
ОпределениеСуть явления
Гидролиз — взаимодействие соли с водой, в результате которого образуется слабый электролит и меняется среда раствора.
Соль — продукт взаимодействия кислоты и основания. Если хотя бы одно из них слабое, соль гидролизуется.
Нерастворимые соли не гидролизуются! Если соль выпадает в осадок (CaCO₃, BaSO₄, AgCl), в растворе её почти нет — гидролиз идти не может.
КлассификацияСильные и слабые ионы
Сильные катионы
Щелочные и щ/з металлы: Li⁺, Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Ba²⁺, Cs⁺, Rb⁺, Sr²⁺
Слабые катионы
Все остальные: Mg²⁺, Al³⁺, Fe²⁺, Fe³⁺, Cu²⁺, Zn²⁺, NH₄⁺, Hg²⁺ и т.д.
Сильные анионы
Остатки сильных кислот: Cl⁻, Br⁻, I⁻, SO₄²⁻, NO₃⁻, ClO₃⁻, ClO₄⁻
Слабые анионы
Все остальные: CO₃²⁻, HCO₃⁻, S²⁻, SO₃²⁻, PO₄³⁻, SiO₃²⁻, CH₃COO⁻, F⁻ и т.д.
Мнемоника «сильные любят своё»: сильный катион (щелочной металл) → щелочная среда. Сильный анион (остаток сильной кислоты) → кислая среда.
Главное правилоГидролиз идёт по слабому иону
Гидролиз идёт по слабому иону. Среда определяется сильным ионом.
Сильный + сильный
гидролиза нет, среда нейтральная
Сильный катион + слабый анион
гидролиз по аниону, среда щелочная
Слабый катион + сильный анион
гидролиз по катиону, среда кислая
Слабый + слабый
гидролиз по катиону и аниону, среда нейтральная (в ЕГЭ)
Пример 1Сильный + сильный
NaCl → Na⁺ + Cl⁻
Хлорид натрия = ион натрия + хлорид-ион. Na⁺ из NaOH (сильное основание), Cl⁻ из HCl (сильная кислота). Гидролиза нет, среда нейтральная.
Другие примеры: KNO₃, NaBr, KClO₄, Na₂SO₄, Ba(NO₃)₂.
Пример 2Сильный катион + слабый анион (по аниону)
Na₂CO₃ + H₂O ⇄ NaHCO₃ + NaOH
Карбонат натрия + вода ⇄ гидрокарбонат натрия + гидроксид натрия. Среда щелочная.
Ионное уравнение:
CO₃²⁻ + H₂O ⇄ HCO₃⁻ + OH⁻
Карбонат-ион + вода ⇄ гидрокарбонат-ион + гидроксид-ион. OH⁻ задаёт щелочную среду.
Другие примеры: CH₃COONa, Na₂S, K₃PO₄, NaF.
Пример 3Слабый катион + сильный анион (по катиону)
NH₄Cl + H₂O ⇄ NH₄OH + HCl
Хлорид аммония + вода ⇄ гидроксид аммония + соляная кислота. Среда кислая.
Ионное уравнение:
NH₄⁺ + H₂O ⇄ NH₄OH + H⁺
Ион аммония + вода ⇄ гидроксид аммония + ион водорода. H⁺ задаёт кислую среду.
Другие примеры: CuSO₄, AlCl₃, FeCl₃, HgCl₂, Zn(NO₃)₂.
Пример 4Слабый + слабый
CH₃COONH₄ + H₂O ⇄ CH₃COOH + NH₄OH
Ацетат аммония + вода ⇄ уксусная кислота + гидроксид аммония. Оба слабые, среда близка к нейтральной.
В ЕГЭ: если оба иона слабые — считаем среду нейтральной. Точную среду без констант диссоциации определить нельзя.
СтупенчатыйГидролиз многозарядных ионов
Многозарядные ионы гидролизуются ступенчато. Каждая следующая ступень идёт слабее предыдущей.
Гидролиз Fe³⁺ (по катиону)
Fe³⁺ + H₂O ⇄ FeOH²⁺ + H⁺ (1-я ступень)
FeOH²⁺ + H₂O ⇄ Fe(OH)₂⁺ + H⁺ (2-я ступень)
Fe(OH)₂⁺ + H₂O ⇄ Fe(OH)₃ + H⁺ (3-я ступень)
Каждая следующая ступень идёт слабее. Полностью гидролиз идёт только в сильно разбавленных растворах или при нагревании.
Гидролиз CO₃²⁻ (по аниону)
CO₃²⁻ + H₂O ⇄ HCO₃⁻ + OH⁻ (1-я ступень)
HCO₃⁻ + H₂O ⇄ H₂CO₃ + OH⁻ (2-я ступень)
2-я ступень идёт очень слабо — HCO₃⁻ слабый анион.
Гидролиз PO₄³⁻ (по аниону)
PO₄³⁻ + H₂O ⇄ HPO₄²⁻ + OH⁻ (1-я ступень)
HPO₄²⁻ + H₂O ⇄ H₂PO₄⁻ + OH⁻ (2-я ступень)
H₂PO₄⁻ + H₂O ⇄ H₃PO₄ + OH⁻ (3-я ступень)
Чем дальше ступень, тем слабее гидролиз.
НеобратимыйСовместный гидролиз
Совместный гидролиз — реакция между двумя солями, каждая из которых гидролизуется. Если образуются и осадок, и газ — реакция идёт до конца (необратимо).
2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 6NaCl
Хлорид алюминия + карбонат натрия + вода = гидроксид алюминия (осадок) + углекислый газ + хлорид натрия. Реакция идёт до конца, потому что образуются и осадок, и газ.
2AlCl₃ + 3Na₂S + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑ + 6NaCl
Хлорид алюминия + сульфид натрия + вода = гидроксид алюминия + сероводород + хлорид натрия.
Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑
Сульфид алюминия + вода = гидроксид алюминия (осадок) + сероводород (газ). Классический пример необратимого гидролиза.
Правило: если соль образована слабым основанием и слабой кислотой, и оба продукта гидролиза выпадают в осадок/выделяются газом — гидролиз необратимый. Пишем «→», а не «⇄».
Среда кислых солейКак определить pH
Для кислых солей среда зависит от того, что сильнее — кислотные или основные свойства аниона. Это определяется сравнением Ka и Kb.
NaHSO₃
кислая среда. HSO₃⁻ — слабый анион, но Ka(H₂SO₃) достаточно велика, чтобы давать H⁺ больше, чем OH⁻
NaHCO₃
слабощелочная среда. HCO₃⁻ гидролизуется сильнее, чем диссоциирует
NaH₂PO₄
кислая среда (Ka₂ > Kb)
Na₂HPO₄
слабощелочная среда (Kb > Ka₃)
Правило: если Ka > Kb — среда кислая, если Ka < Kb — щелочная. В ЕГЭ обычно достаточно помнить, что NaHCO₃ — слабощелочная.
КонстантаКонстанта гидролиза
Константа гидролиза Kг — константа равновесия процесса гидролиза.
Для гидролиза по аниону (A⁻ + H₂O ⇄ HA + OH⁻):
Kг = Kw / Ka
Для гидролиза по катиону (M⁺ + H₂O ⇄ MOH + H⁺):
Kг = Kw / Kb
Kw
10⁻¹⁴ (ионное произведение воды)
Ka
константа диссоциации слабой кислоты
Kb
константа диссоциации слабого основания
Пример. Для CH₃COONa: Ka(CH₃COOH) = 1,8·10⁻⁵.
Kг = 10⁻¹⁴ / 1,8·10⁻⁵ ≈ 5,6·10⁻¹⁰.
Чем меньше Kг, тем слабее гидролиз.
ФакторыЧто влияет на гидролиз
Температура
при нагревании гидролиз усиливается (реакция эндотермическая)
Разбавление
при разбавлении гидролиз усиливается (равновесие смещается в сторону продуктов)
Добавление кислоты
подавляет гидролиз по аниону, усиливает по катиону
Добавление щёлочи
подавляет гидролиз по катиону, усиливает по аниону
Практическое следствие: именно поэтому мыло (соль слабой кислоты) «мылится» лучше в горячей воде — гидролиз усиливается, образуется больше OH⁻.
ИндикаторыЦвета
Лакмус
щелочная — синий, нейтральная — фиолетовый, кислая — красный
Фенолфталеин
щелочная — малиновый, нейтральная — бесцветный, кислая — бесцветный
Метилоранж
щелочная — жёлтый, нейтральная — оранжевый, кислая — красный
Для ЕГЭ достаточно знать цвета лакмуса: синий в щёлочи, фиолетовый в нейтральной, красный в кислой.
Алгоритм4 шага для любой соли
- Проверь растворимость. Если соль нерастворима — гидролиза нет.
- Классифицируй катион. Щелочной или щ/з металл → сильный. Всё остальное → слабый.
- Классифицируй анион. Остаток сильной кислоты (HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄) → сильный. Всё остальное → слабый.
- Определи среду: оба сильные → нейтральная; сильный катион + слабый анион → щелочная; слабый катион + сильный анион → кислая; оба слабые → нейтральная.
Топ-7На чём теряют баллы
- Забывают проверить растворимость. Нерастворимые соли не гидролизуются.
- Считают NH₄⁺ сильным катионом. Нет — NH₄OH слабое основание, значит NH₄⁺ слабый.
- Считают SO₄²⁻ слабым анионом. Нет — H₂SO₄ сильная кислота, значит SO₄²⁻ сильный.
- Считают CH₃COO⁻ сильным. Нет — уксусная кислота слабая.
- Путают среду. Сильный катион = щелочная среда (не наоборот!).
- Забывают про слабый + слабый. Среда близка к нейтральной, но не строго нейтральная.
- Не учитывают, что HCO₃⁻ — слабый анион. Гидрокарбонаты дают слабощелочную среду.
ЗапомниЧастые примеры
NaCl
катион сильный, анион сильный — нейтральная
Na₂CO₃
катион сильный, анион слабый — щелочная
CH₃COONa
катион сильный, анион слабый — щелочная
NaF
катион сильный, анион слабый — щелочная
NH₄Cl
катион слабый, анион сильный — кислая
CuSO₄
катион слабый, анион сильный — кислая
FeCl₃
катион слабый, анион сильный — кислая
Zn(NO₃)₂
катион слабый, анион сильный — кислая
CH₃COONH₄
оба слабые — нейтральная
KClO₄
оба сильные — нейтральная
ОсновыЧто такое ОВР
ОВР — реакции с изменением степеней окисления. Один элемент отдаёт электроны, другой — принимает.
Окислитель
принимает электроны, понижает СО, восстанавливается
Восстановитель
отдаёт электроны, повышает СО, окисляется
Закон: число отданных электронов = число принятых.
Пример: 2Na + Cl₂ → 2NaCl
Na⁰ − 1e⁻ → Na⁺ | ×2 (восстановитель)
Cl₂⁰ + 2e⁻ → 2Cl⁻ | ×1 (окислитель)
ТипыКлассификация ОВР
Межмолекулярные
окислитель и восстановитель — в разных веществах. Пример: 2Na + Cl₂ → 2NaCl
Внутримолекулярные
окислитель и восстановитель — в одном веществе. Пример: 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂
Диспропорционирование
один элемент и окисляется, и восстанавливается. Пример: Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O
Конпропорционирование
два разных СО одного элемента → одна средняя. Пример: 2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O
МетодЭлектронный баланс
- Расставь СО у всех элементов до и после реакции.
- Найди элементы, изменившие СО. Составь полуреакции окисления и восстановления.
- Уравняй число электронов — подбери множители так, чтобы отданные = принятым.
- Перенеси множители в уравнение как коэффициенты перед соответствующими веществами.
- Уравняй остальные элементы (обычно H и O — по водороду, потом по кислороду).
ВажнейшиеОкислители
KMnO₄
в кислой среде → Mn²⁺ (бесцветный); в нейтральной → MnO₂ (бурый осадок); в щелочной → MnO₄²⁻ (зелёный)
K₂Cr₂O₇
в кислой среде → Cr³⁺ (зелёный/фиолетовый в зависимости от лигандов)
HNO₃
конц. → NO₂ (бурый), разб. → NO (бесцветный)
H₂SO₄ (конц.)
восстанавливается до SO₂
Cl₂, Br₂
сами восстанавливаются до Cl⁻, Br⁻
O₂, O₃
восстанавливаются до H₂O или OH⁻
H₂O₂
может быть и окислителем (до H₂O), и восстановителем (до O₂)
ВажнейшиеВосстановители
Металлы
Me⁰ → Meⁿ⁺ (отдают n электронов)
C, CO
C⁰ → C⁺⁴ (CO₂); C⁺² → C⁺⁴
H₂S, S²⁻
S⁻² → S⁰ или S⁺⁴ или S⁺⁶
NH₃, NH₄⁺
N⁻³ → N⁰ или N⁺²
Fe²⁺, Cr³⁺
Fe²⁺ → Fe³⁺; Cr³⁺ → Cr⁺⁶
Галогениды (I⁻, Br⁻)
I⁻ → I₂; Br⁻ → Br₂
ОсобыеАзотная кислота с металлами
HNO₃ никогда не выделяет H₂. Продукт зависит от концентрации и активности металла:
Очень конц. HNO₃
NO₂ (бурый газ)
Конц. HNO₃
NO₂ с неактивными металлами (Cu, Ag)
Разб. HNO₃
NO (бесцветный)
Очень разб. HNO₃ + активный Me
NH₄NO₃ (аммиак/аммоний)
Пассивность: конц. HNO₃ и конц. H₂SO₄ при холоде пассивируют Al, Fe, Cr — реакция не идёт.
ОсобыеСерная кислота с металлами
Разб. H₂SO₄
реагирует как обычная кислота — выделяет H₂ (с металлами до H)
Конц. H₂SO₄
окислитель — восстанавливается до SO₂ (может до S и H₂S с активными Me)
Пример: Cu + 2H₂SO₄(конц.) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
Полный разборЗадание 29
В ЕГЭ ОВР — это задание 29, самое сложное. Мы собрали для него отдельный расширенный курс: все типичные окислители, восстановители, соединения марганца и хрома, визуальные признаки, диспропорционирование и 16 заданий с решениями.
Внутри: KMnO₄ и K₂Cr₂O₇ в разных средах, HNO₃ и H₂SO₄ с металлами, диспропорционирование, повышение СО, визуальные признаки реакций, электронный баланс, типичные ошибки.
ОсновыЧто такое электролиз
Электролиз — разложение вещества под действием электрического тока. Идёт в растворе или расплаве электролита.
Катод (−)
отрицательный электрод. Принимает электроны (восстановление)
Анод (+)
положительный электрод. Отдаёт электроны (окисление)
Мнемоника: на катоде всегда идёт восстановление, на аноде — окисление. Катионы идут к катоду (−), анионы — к аноду (+).
КатодЧто выделяется на катоде
Зависит от активности металла:
Активный (до Al)
выделяется только H₂. Пример: Na, K, Ca, Mg
Средней активности
выделяется металл + H₂. Пример: Zn, Fe, Ni, Sn, Pb (Cr сюда не относим — он слишком близок к активным)
Неактивный (правее H)
выделяется металл. Пример: Cu, Ag, Hg
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu⁰ (неактивный Me)
Ион меди принимает 2 электрона и выделяется как металл
2H₂O + 2e⁻ → H₂↑ + 2OH⁻ (активный Me)
Вода принимает электроны, выделяется водород и гидроксид-ионы
АнодЧто выделяется на аноде
Инертный анод (графит, Pt) — сам не участвует, окисляются частицы из раствора:
Кислородсодержащие анионы
выделяется O₂ (SO₄²⁻, NO₃⁻, PO₄³⁻)
Cl⁻, Br⁻, I⁻
выделяется Cl₂, Br₂, I₂
F⁻
в растворе выделяется O₂ (не F₂!)
2H₂O − 4e⁻ → O₂↑ + 4H⁺
Вода отдаёт электроны, выделяется кислород и ионы водорода
2Cl⁻ − 2e⁻ → Cl₂↑
2 хлорид-иона отдают 2 электрона и образуют молекулу хлора
Растворимый анодОсобый случай
Растворимый анод — анод из активного металла (Cu, Zn, Ni, Ag, Fe). При электролизе он сам окисляется и переходит в раствор.
Правило: если анод сделан из металла, который стоит левее в ряду активности (кроме Pt, Au), то окисляется сам анод, а не анионы из раствора.
Пример: электролиз CuSO₄ с медным анодом.
• Катод (−): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu⁰ (медь осаждается).
• Анод (+): Cu⁰ − 2e⁻ → Cu²⁺ (медь переходит в раствор).
• Итог: медь «переезжает» с анода на катод, раствор не истощается.
Ловушка: при растворимом аноде кислород не выделяется! Окисляется металл анода.
ЭлектролизПолные правила катода и анода
Катод (−): три группы катионов
Li⁺…Al³⁺ (активные)
восстанавливается только вода: 2H₂O + 2e⁻ → H₂↑ + 2OH⁻
Mn²⁺…Pb²⁺ (средние)
и металл, и H₂: Meⁿ⁺ + ne⁻ → Me⁰ и 2H₂O + 2e⁻ → H₂↑ + 2OH⁻
Cu²⁺…Au³⁺ (неактивные)
только металл: Meⁿ⁺ + ne⁻ → Me⁰
Анод (+): зависит от материала
Инертный анод (C, Pt, Au) — окисляются частицы из раствора:
• S²⁻, I⁻, Br⁻, Cl⁻ → S, I₂, Br₂, Cl₂
• SO₄²⁻, NO₃⁻, PO₄³⁻, F⁻ → окисляется вода: 2H₂O − 4e⁻ → O₂↑ + 4H⁺
• OH⁻ (в щелочах) → O₂: 4OH⁻ − 4e⁻ → O₂↑ + 2H₂O
Растворимый анод (Cu, Zn, Ni, Ag, Fe) — окисляется сам металл анода: Me⁰ − ne⁻ → Meⁿ⁺. Кислород не выделяется!
Расплавы
Нет воды → на катоде всегда металл, на аноде — анион. F⁻ в расплаве даёт F₂ (в растворе — O₂!).
Особые случаи
Органические анионы (R–COO⁻)
реакция Кольбе: 2R–COO⁻ − 2e⁻ → R–R + 2CO₂↑
После полного электролиза соли
начинается электролиз воды: 2H₂O → 2H₂↑ + O₂↑
Пример 1. Электролиз CuSO₄ с Cu-анодом:
Катод: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu⁰
Анод: Cu⁰ − 2e⁻ → Cu²⁺
Итог: медь переезжает с анода на катод (рафинирование).
Пример 2. Электролиз NaCl (раствор):
Катод: 2H₂O + 2e⁻ → H₂↑ + 2OH⁻ (Na активный)
Анод: 2Cl⁻ − 2e⁻ → Cl₂↑
Сумма: 2NaCl + 2H₂O → H₂↑ + Cl₂↑ + 2NaOH.
ПримерыЭлектролиз растворов
2KCl + 2H₂O → 2KOH + H₂↑ + Cl₂↑
Электролиз раствора хлорида калия = гидроксид калия + водород (катод) + хлор (анод). K — активный, на катоде H₂. Cl⁻ — на аноде Cl₂.
CuCl₂ → Cu + Cl₂↑
Электролиз раствора хлорида меди(II) = медь (катод) + хлор (анод). Cu — неактивный, на катоде сам металл.
2CuSO₄ + 2H₂O → 2Cu + O₂↑ + 2H₂SO₄
Электролиз раствора сульфата меди(II) = медь + кислород + серная кислота. SO₄²⁻ — кислородсодержащий, на аноде O₂.
2KF + 2H₂O → 2H₂↑ + O₂↑ + 2KOH + 2HF
Электролиз раствора фторида калия = водород + кислород + гидроксид калия + фтороводород. F⁻ в растворе даёт O₂, не F₂.
РасплавыЭлектролиз расплавов
В расплаве нет воды → на катоде всегда выделяется металл (даже активный).
2NaCl → 2Na + Cl₂↑
Электролиз расплава хлорида натрия = натрий (катод) + хлор (анод)
2KF → 2K + F₂↑
Электролиз расплава фторида калия = калий + фтор. В расплаве F⁻ даёт F₂!
Ловушка: в растворе F⁻ → O₂, а в расплаве F⁻ → F₂. Это важно!
ОсобыеСоли органических кислот
На аноде органический анион R-COO⁻ даёт R-R + CO₂ (реакция Кольбе).
2CH₃COONa + 2H₂O → C₂H₆ + 2CO₂↑ + H₂↑ + 2NaOH
Электролиз раствора ацетата натрия = этан (анод) + углекислый газ + водород (катод) + гидроксид натрия
Закон ФарадеяКоличественные расчёты
Закон Фарадея: масса вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна количеству прошедшего электричества.
m = (M · I · t) / (n · F)
m
масса вещества на электроде, г
n
число электронов в полуреакции
F
постоянная Фарадея = 96500 Кл/моль
Пример. Сколько меди выделится на катоде при электролизе CuSO₄, если через раствор пропускать ток 2 А в течение 30 минут?
• n = 2 (Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu⁰)
• M(Cu) = 64 г/моль
• t = 30·60 = 1800 с
• m = (64 · 2 · 1800) / (2 · 96500) = 230400 / 193000 ≈ 1,19 г
Для газов удобнее считать через объём:
V = (V_m · I · t) / (n · F), где V_m = 22,4 л/моль
КлассификацияВсе признаки реакций в одной таблице
По составу
соединения, разложения, замещения, обмена, изомеризации
По СО
ОВР (с изменением СО), не-ОВР (без изменения)
По тепловому эффекту
экзотермические (+Q), эндотермические (−Q)
По фазе
гомогенные (одна фаза), гетерогенные (разные фазы)
По катализатору
каталитические, некаталитические, ферментативные
По направлению
обратимые (⇄), необратимые (→)
Типы ОВР
Межмолекулярные
окислитель и восстановитель — в разных веществах. 2Na + Cl₂ → 2NaCl
Внутримолекулярные
в одном веществе. 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂
Диспропорционирование
один элемент и окисляется, и восстанавливается. Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O
Конпропорционирование
два разных СО → одна средняя. 2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O
Тепловой эффект
Экзотермические (+Q): горение, нейтрализация, соединение, большинство окислений.
Эндотермические (−Q): разложение, гидролиз, электролиз, крекинг, N₂ + O₂ → 2NO.
Ловушка: N₂ + O₂ → 2NO — эндотермическая, хотя это реакция соединения. Исключение, которое любят на ЕГЭ.
ОпределениеЧто такое скорость
Скорость реакции — это изменение концентрации реагирующих веществ за единицу времени.
Быстрые реакции: H₂ + O₂ → H₂O (взрыв). Медленные: коррозия железа.
Фактор 1Природа веществ
Чем активнее реагент, тем быстрее реакция. Для галогенов: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂.
Быстро: H₂ + F₂ → 2HF (взрыв)
Медленнее: H₂ + Cl₂ → 2HCl (свет)
Ещё медленнее: H₂ + Br₂ → 2HBr (нагрев)
Самая медленная: H₂ + I₂ ⇄ 2HI (нагрев)
Фактор 2Температура — правило Вант-Гоффа
При повышении температуры на 10 °C скорость увеличивается в 2–4 раза.
Почему: при нагревании молекулы движутся быстрее → чаще сталкиваются → реакция идёт быстрее.
v₂ / v₁ = γ^((T₂ − T₁)/10)
γ — температурный коэффициент (обычно 2–4)
Фактор 3Катализатор
Катализатор
ускоряет реакцию, но сам не расходуется
Ингибитор
замедляет реакцию
Как работает: катализатор снижает энергию активации — «планку», которую должны перепрыгнуть молекулы.
Ловушка: катализатор не смещает равновесие! Он ускоряет и прямую, и обратную реакцию одинаково.
Фактор 4Концентрация и площадь поверхности
Газы
повысить давление или уменьшить объём
Жидкости
увеличить концентрацию
Твёрдые
размельчить (площадь поверхности больше)
Закон действующих масс: v = k·[A]ᵃ·[B]ᵇ, где a и b — коэффициенты в уравнении.
Пример. Для реакции 2A + B → C:
v = k·[A]²·[B].
Если [A] увеличить в 3 раза, скорость вырастет в 3² = 9 раз.
Фактор 5Агрегатное состояние
Гомогенные
одна фаза (газ-газ, р-р-р-р). Идут быстрее
Гетерогенные
разные фазы (тв. + газ). Идут медленнее — только на поверхности
Самая быстрая гомогенная: реакция нейтрализации (H⁺ + OH⁻ → H₂O).
ОпределениеОбратимые реакции
Необратимые
идут до конца (H₂ + O₂ → H₂O)
Обратимые
⇄, обе реакции идут одновременно (N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃)
Химическое равновесие — состояние, когда скорости прямой и обратной реакций равны.
Принцип Ле ШательеГлавное правило
Если на равновесную систему оказать внешнее воздействие, система сместит равновесие так, чтобы ослабить это воздействие.
+ Давление
равновесие → к меньшему объёму газа
+ Температура
равновесие → в сторону эндотермической реакции
+ Реагент
равновесие → в сторону продуктов
+ Катализатор
равновесие НЕ смещается
Пример 1Синтез аммиака
N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ + Q
Азот + водород ⇄ аммиак + тепло. Прямая реакция экзотермическая (выделяется тепло).
+ Давление
слева 4 моля газа, справа 2 → равновесие вправо
+ Температура
реакция экзотермическая → равновесие влево
+ Катализатор
не смещается
Пример 2Этерификация
CH₃COOH + C₂H₅OH ⇄ CH₃COOC₂H₅ + H₂O
Уксусная кислота + этанол ⇄ этилацетат + вода. Реакция этерификации — обратимая.
+ Кислота
равновесие вправо
− Вода (отгонять)
равновесие вправо
+ Катализатор
не смещается
КонстантаКонстанта равновесия
Константа равновесия K — отношение произведения концентраций продуктов к произведению концентраций исходных веществ, каждая в степени коэффициента.
Для aA + bB ⇄ cC + dD:
K = [C]^c · [D]^d / ([A]^a · [B]^b)
K > 1
равновесие смещено в сторону продуктов
K < 1
равновесие смещено в сторону реагентов
Важно: K меняется только при изменении температуры. От давления и концентрации K не зависит.
ТонкостиЧто важно помнить
- Твёрдые вещества обычно не влияют на равновесие. Но если твёрдое растворяется — влияет.
- Катализатор не смещает равновесие, только ускоряет его достижение.
- Давление влияет, только если в реакции есть газы и число молей газа слева и справа разное.
- Температура — единственный фактор, который меняет константу равновесия.
Раздел кодификатораЧто входит
В кодификаторе ЕГЭ есть раздел «Методы познания в химии». Задания на него встречаются в части 1 (обычно 1–2 задания). Темы:
- Разделение смесей и очистка веществ.
- Качественные реакции на ионы.
- Определение веществ по их свойствам.
- Проведение эксперимента (мысленного или реального).
РазделениеМетоды очистки
Фильтрование
разделение жидкости и нерастворимого твёрдого (осадок на фильтре, жидкость проходит)
Отстаивание
крупные частицы оседают сами. Применяют перед фильтрованием
Выпаривание
удаление растворителя из раствора. Получают твёрдое вещество
Кристаллизация
медленное охлаждение насыщенного раствора → кристаллы
Перегонка (дистилляция)
разделение жидкостей с разной температурой кипения
Экстракция
извлечение вещества из одной фазы в другую с помощью растворителя
Хроматография
разделение смеси на компоненты за счёт разной скорости движения
Магнит
если один из компонентов — железо/магнитно
Пример. Как разделить смесь песка и соли?
• Растворить в воде → соль растворится, песок осядет.
• Отфильтровать → песок на фильтре.
• Выпарить фильтрат → кристаллы соли.
Качественные реакцииНа катионы
NH₄⁺
NaOH, нагрев → запах NH₃, посинение влажной лакмусовой бумажки
Cu²⁺
NaOH → голубой осадок Cu(OH)₂
Fe²⁺
NaOH → зелёный осадок Fe(OH)₂, буреет на воздухе
Fe³⁺
NaOH → бурый осадок Fe(OH)₃
Al³⁺
NaOH → белый осадок, растворяется в избытке
Zn²⁺
NaOH → белый осадок, растворяется в избытке
Ba²⁺
SO₄²⁻ → белый осадок BaSO₄
Ag⁺
Cl⁻ → белый осадок AgCl
Качественные реакцииНа анионы
Cl⁻
AgNO₃ → белый осадок AgCl
Br⁻
AgNO₃ → желтоватый осадок AgBr
I⁻
AgNO₃ → жёлтый осадок AgI
SO₄²⁻
BaCl₂ → белый осадок BaSO₄
CO₃²⁻
HCl → выделение CO₂ (газ, мутнеет известковая вода)
SiO₃²⁻
HCl → белый студенистый осадок H₂SiO₃
S²⁻
HCl → запах H₂S (тухлые яйца)
PO₄³⁻
AgNO₃ → жёлтый осадок Ag₃PO₄
NO₃⁻
Cu + H₂SO₄(конц.) → бурый газ NO₂
Задание 7Свойства неорганических веществ
Задание 7 проверяет умение определять, какие вещества реагируют друг с другом, и предсказывать продукты. 43% выпускников получают за него 0 баллов.
Почему сложно: нужно одновременно применить несколько правил — ряд активности, таблицу растворимости, кислотно-основные свойства, окислительно-восстановительные свойства.
Алгоритм4 шага для любого реагента
- Определи класс вещества. Металл, неметалл, оксид (основный / кислотный / амфотерный), кислота, основание, соль. От класса зависит, с чем оно может реагировать.
- Проверь растворимость. Если соль нерастворима — в РИО она не вступит (кроме реакций с сильными кислотами).
- Проверь возможность реакции. РИО идёт, если есть газ, осадок или вода. ОВР идёт, если есть окислитель и восстановитель.
- Предскажи продукт. По правилам класса: основный оксид + кислота → соль + вода и т.д.
Ряд активностиМеталлы
Li K Ba Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
До H
вытесняют H₂ из разбавленных кислот (кроме HNO₃)
После H
с разбавленными кислотами не реагируют, но реагируют с HNO₃ и конц. H₂SO₄
Правило вытеснения
более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли
Пример. Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu (Fe левее Cu — вытесняет).
Cu + FeSO₄ → не идёт (Cu правее Fe — не вытесняет).
Задание 8Свойства неорганических веществ (сложнее)
Задание 8 — обычно «установите соответствие» между реагентами и продуктами или «выберите вещества, которые реагируют с...».
Стратегия: сначала отсеки заведомо невозможные варианты (нерастворимые, нереагирующие по классу), потом выбери из оставшихся.
ТаблицаЧто с чем реагирует
Основный оксид
вода (если щёлочь), кислотный оксид, кислота
Кислотный оксид
вода (если кислота), основный оксид, щёлочь
Амфотерный оксид
кислота, щёлочь, кислотный оксид, основный оксид
Кислота
металл (до H), основный оксид, амфотерный оксид, основание, соль (если газ/осадок/вода)
Щёлочь
кислотный оксид, амфотерный оксид, кислота, соль (если осадок/газ), амфотерный гидроксид
Соль
металл (если активнее), кислота (если сильнее), щёлочь (если осадок), соль (если осадок)
Особые случаиНа что обратить внимание
- HNO₃ реагирует с металлами по-особому — не выделяет H₂.
- Конц. H₂SO₄ — тоже окислитель, не выделяет H₂.
- Al, Fe, Cr пассивируются конц. HNO₃ и конц. H₂SO₄ на холоде.
- Амфотерные оксиды и гидроксиды реагируют и с кислотами, и со щелочами.
- AgCl, BaSO₄ — нерастворимые соли, не реагируют с кислотами.
- CuS, PbS, HgS, Ag₂S — «суровые» сульфиды, не реагируют с кислотами.
Задание 26Массовая доля
Массовая доля — отношение массы вещества к массе раствора. Обозначается ω (омега).
ω = m(вещества) / m(раствора)
Пример: 150 г раствора с ω = 10% → сколько соли?
m(соли) = 150 · 0,1 = 15 г
Задача: добавили соль
Было 150 г раствора с ω₁ = 10%, стало ω₂ = 12%. Сколько соли добавили?
m(соли) = 15 г
0,12 = (15 + x) / (150 + x)
18 + 0,12x = 15 + x
0,88x = 3 → x = 3,41 г
Задача: смешали два раствора
80 г (25%) + 20 г (40%) → какая ω?
m₁ = 80 · 0,25 = 20 г
m₂ = 20 · 0,40 = 8 г
ω = (20 + 8) / (80 + 20) = 28 / 100 = 28%
Задача: упарили воду
500 г (10%) → 14%. Сколько воды выпарили?
m(соли) = 50 г
0,14 = 50 / (500 − x)
x = 142,86 ≈ 143 г
Задание 27Задачи на газы
n = V / 22,4 (н.у.)
Нормальные условия (н.у.): 0 °C, 1 атм. Объём 1 моля газа = 22,4 л.
Пример: 12 л H₂S → сколько O₂?
2H₂S + 3O₂ → 2SO₂ + 2H₂O
n(H₂S) = 12 / 22,4 = 0,54 моль
Пропорция: 2 / 0,54 = 3 / x → x = 0,81 моль
V(O₂) = 0,81 · 22,4 = 18,14 ≈ 18 л
Лайфхак: для газов при одинаковых условиях коэффициенты = отношение объёмов. Можно решать пропорцией без молей.
Задание 27Термохимия
кДж в уравнении — это «вещество» с коэффициентом.
Пример: Fe₂O₃ + 3H₂ → 2Fe + 3H₂O − 89,6 кДж
При 1 моль Fe₂O₃ поглощается 89,6 кДж.
При 10 моль → 896 кДж.
Обратная задача
4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃ + 3348 кДж. Сколько Al сгорело, если выделилось 2480 кДж?
4 / 3348 = x / 2480
x = 9920 / 3348 = 2,96 моль
m(Al) = 2,96 · 27 = 79,92 ≈ 80 г
Задание 28Расчёт по уравнению
Алгоритм: масса → моль → моль → масса (или объём).
Пример 1: Выделилось 11,2 л O₂. Найти массу SiO₂.
SiO₂ + 2F₂ → SiF₄ + O₂
n(O₂) = 11,2 / 22,4 = 0,5 моль
n(SiO₂) = n(O₂) = 0,5 моль
M(SiO₂) = 60 → m = 0,5 · 60 = 30 г
Пример 2: 79 г KMnO₄ → сколько O₂?
2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂
M(KMnO₄) = 158
n = 79 / 158 = 0,5 моль
2KMnO₄ : 1O₂ → n(O₂) = 0,25 моль
V(O₂) = 0,25 · 22,4 = 5,6 л
Задание 34Задача на вывод формулы
Алгоритм:
- Найди массы элементов (или продуктов сгорания — CO₂, H₂O).
- Переведи в моли и найди простейшее отношение.
- Сравни молярную массу с простейшей формулой, найди истинную.
- Составь уравнение реакции и проверь, что всё сходится.
Пример. При сгорании 4,6 г органического вещества получили 4,48 л CO₂ (н.у.) и 5,4 г H₂O. Плотность по водороду = 23. Найдите формулу.
• n(C) = 4,48/22,4 = 0,2 моль → m(C) = 2,4 г
• n(H) = 2 · 5,4/18 = 0,6 моль → m(H) = 0,6 г
• m(O) = 4,6 − 2,4 − 0,6 = 1,6 г → n(O) = 0,1 моль
• C : H : O = 0,2 : 0,6 : 0,1 = 2 : 6 : 1 → C₂H₆O
• M = 23 · 2 = 46. M(C₂H₆O) = 46. Формула C₂H₆O (этанол или диметиловый эфир).
ЛовушкиНа чём теряют баллы
- 1 мл воды = 1 г (запомни!).
- Округляй по требованию задачи: до целых, десятых.
- При добавлении соли масса раствора тоже растёт.
- При упаривании масса соли не меняется.
- V(газа) = n · 22,4 — только для газов, при н.у.
- Отношение коэффициентов = отношение молей.
- Для газов коэффициенты = отношению объёмов.
- В задачах на вывод формулы не забудь проверить наличие кислорода.
ПромышленностьСинтез аммиака
N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ + Q
Азот + водород ⇄ аммиак + тепло. Реакция экзотермическая, идёт с уменьшением объёма газа.
Условия
высокое давление (200–300 атм), температура 400–500 °C, катализатор — Fe с добавками
Почему давление
слева 4 моля газа, справа 2 → высокое давление смещает равновесие вправо
Почему температура
компромисс: низкая температура выгодна по равновесию, но при низкой скорость слишком мала
Принцип Ле Шателье в действии: промышленные условия — это компромисс между термодинамикой (выход) и кинетикой (скорость).
ПромышленностьПроизводство серной кислоты
Три стадии:
- Обжиг пирита: 4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂
- Окисление SO₂ до SO₃: 2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃ + Q (катализатор V₂O₅, 400–500 °C)
- Поглощение SO₃: SO₃ + H₂O → H₂SO₄ (поглощают концентрированной H₂SO₄, чтобы избежать тумана)
Почему не растворяют SO₃ в воде напрямую: образуется туман из капель серной кислоты, который плохо поглощается. Поэтому SO₃ пропускают через концентрированную H₂SO₄.
ПромышленностьМеталлургия
Чугун
сплав Fe + C (2–4%) + примеси. Получают в доменной печи восстановлением оксидов углём и CO
Сталь
сплав Fe + C (до 2%). Получают из чугуна выжиганием лишнего углерода кислородом
Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂
Восстановление железа из оксида угарным газом — основная реакция доменного процесса
ПолимерыЧто это такое
Полимеры — высокомолекулярные соединения, состоящие из множества повторяющихся звеньев (мономеров).
Полиэтилен
мономер — этилен CH₂=CH₂. Реакция полимеризации
Полипропилен
мономер — пропилен CH₂=CH–CH₃
Поливинилхлорид (ПВХ)
мономер — винилхлорид CH₂=CHCl
Полистирол
мономер — стирол C₆H₅–CH=CH₂
Капрон
полиамидное волокно, получают поликонденсацией
Лавсан
полиэфирное волокно, поликонденсация
Полимеризация — соединение мономеров без выделения побочных продуктов. Поликонденсация — с выделением (обычно воды).
ПАВПоверхностно-активные вещества
ПАВ — вещества, молекулы которых имеют «голову» (полярную, растворимую в воде) и «хвост» (неполярный, растворимый в жирах).
Именно поэтому ПАВ смывают жир: «хвост» связывается с жиром, «голова» — с водой, и жир уходит в раствор.
Примеры: мыла (соли высших карбоновых кислот), синтетические моющие средства (сульфонаты).
УдобренияАзотные, фосфорные, калийные
Азотные
NH₄NO₃ (аммиачная селитра), (NH₄)₂SO₄, NH₄Cl, KNO₃, CO(NH₂)₂ (мочевина)
Фосфорные
Ca(H₂PO₄)₂ (простой суперфосфат), Ca₃(PO₄)₂ (фосфоритная мука)
Комплексные
содержат 2+ элемента: KNO₃ (N + K), NH₄H₂PO₄ (N + P)
ЭкологияОхрана окружающей среды
- Парниковый эффект — накопление CO₂, CH₄, N₂O в атмосфере.
- Кислотные дожди — SO₂ и NO₂ в атмосфере → H₂SO₄ и HNO₃ в дожде.
- Озоновые дыры — разрушение O₃ фреонами (CFC).
- Загрязнение воды — промышленные стоки, нефть, ПАВ.