Б. Баланс зарядов (суммарный заряд частиц с учетом участвующих электронов до и после реакции должен быть одинаковым):

Cr2O72- + 14 H+ +6 ē → 2 Cr+3 + 7 H2O ×1

SO32- + H2O − 2 ē → SO42- + 2 H+ ×3

3. Баланс электронов. Количество отданных электронов должно быть равно количеству полученных (находят наименьшее общее кратное для количества отданных и полученных электронов и умножают каждую полуреацию на соответствующий сомножитель).

4. Сложение полуреакций с учетом всех коэффициентов: Cr2O72-+14 H++6 ē+3SO32-+3H2O−6 ē → 2Cr+3+7H2O+3SO42-+6 H+.

Сокращение одинаковых частиц до и после реакции: Cr2O72-+8 H++3SO32- → 2 Cr+3+4 H2O+3 SO42-.

5.Расстановка стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

K2Cr2O7 + 3Na2SO3+8 HNO3 = 2 Cr(NO3)3+3 Na2SO4+2 KNO3+4 H2O.

6.Проверка правильности расстановки коэффициентов по балансу кислорода: 40 O = 40 O.

1.2. Классификация веществ

Простые вещества – это вещества, молекулы (формульные единицы) которых состоят из одинаковых атомов. Название простых веществ, как правило, совпадает с названием элемента. Большинство их являются металлами, формульная единица – атом. Например: медь – Cu; алюминий – Al; цинк – Zn; калий – К. Неметаллы состоят обычно из двухатомных молекул. Например: водород – H2; кислород – O2; йод – I2. Простые вещества могут существовать в виде различных аллотропных модификаций, отличающихся друг от друга либо числом атомов в молекуле, например кислород – O2, озон – O3, либо структурой кристаллов: алмаз, графит.

Сложные вещества состоят из различных атомов. Их условно разделяют на органические и неорганические.

Молекула органических веществ содержит в своем составе обязательно атомы углерода и водорода (СсHh), а также может содержать атомы и других элементов: кислород (СсHhOo), азот, галоген (СсHhOoNnClx) и др. Органические соединения разделяют на:

12

•углеводороды – СсHh (насыщенные, ненасыщенные, циклические, ароматические и др.), R – углеводородный радикал (СсHh-1);

•кислородосодержащие производные углеводородов – СсHhOo

–спирты (R-ОН), альдегиды (R-СН=О), кетоны (R-(С=О)-R), кислоты (R-СООН), простые эфиры (R-O-R), сложные эфиры (R- СОО- R) и др.;

•азотосодержащие производные углеводородов СсHhOoNn – нитросоединения (R-NO2), амины (R-NH2) и др.

Неорганические вещества – все вещества, не относящиеся к органическим, в том числе и соединения углерода− оксиды, угол ь- ная кислота и соли (карбонаты) и др. (см. рисунок).

Неорганические вещества
Простые Эx	Сложные AxByCz…		…
Металлы	Бинарные AxBy	Гидроксиды HxЭyOz
Неметаллы	Оксиды AxОy	Кислоты	Основания
	Галогениды:
	AClx; ABrх; AIx		Соли
	Сульфиды AxSy
	…

Простейшими из неорганических веществ являются бинарные соединения, молекула (формульная единица) которых состоит из атомов двух различных элементов. В формуле на первом месте стоит элемент с положительной степенью окисления, а на втором месте – с отрицательной, как правило, это неметалл. Название состоит из латинского названия второго элемента с суффиксом – «ид» и русского названия первого с указанием при помощи греческих числительных количество соответствующих атомов.

П р и м е р. Na2O – оксид динатрия; SO3 – триоксид серы; H2S – сульфид диводорода Al2S3 − трисульфид диалюминия; HCl – хлорид водорода; CaCl2 – дихлорид кальция.

13

П р и м е ч а н и е. Латинские названия некоторых элементов и их корни, используемые в названиях неорганических веществ:

№		Название		Корень	№		Название		Корень
		Русский	Латинский				Русский	Латинский
1	H	Водород	Hydrogenium	гидр-	16	S	Сера	Sulfur	сульф-
4	Be	Бериллий	Beryllium	берилл-	17	Cl	Хлор	Chlorum	хлор-
6	C	Углерод	Carboneum	карб-	24	Cr	Хром	Chromium	хром-
7	N	Азот	Nitrogenium	нитр-	25	Mn	Марганец	Manganum	манган-
8	O	Кислород	Oxygenium	окс-	26	Fe	Железо	Ferrum	ферр-
13	Al	Алюминий	Aluminium	алюм-	29	Cu	Медь	Cuprum	купр-
14	Si	Кремний	Silicium	силик-	30	Zn	Цинк	Zincum	цинк-
15	P	Фосфор	Phosphorus	фосф-	50	Sn	Олово	Stannum	станн-
	Греческие числительные, используемые как числовые приставки:
1 − моно, 2 − ди (би), 3 − три, 4 − тетра, 5 − пента, 6 − гекса, 7 − гепта, 8 − окта,
поли − неопределенно много.
	Соединения элементов с кислородом – оксиды. Практически

все элементы образуют оксиды в результате прямого взаимодействия простого вещества с кислородом (скорость и степень превращения зависит от температуры взаимодействующих веществ). Различают 1) солеобразующие оксиды: основные, кислотные и амфотерные. В результате реакции с кислотами или основаниями они дают соответствующие соли; 2) безразличные (несолеобразующие), которым не соответствуют гидроксиды и соли (CO, N2O, NO, …).

Галогениды водорода (HCl, HBr, HJ) − газы, водные растворы которых кислоты; галогениды металлов – соли галогенводородных кислот.

Сульфид водорода − газ (H2S), водный раствор которого − кислота; сульфиды металлов – соли сероводородной кислоты.

Гидроксиды. Оксиды элементов могут химически взаимодействовать с оксидом водорода (вода), при этом реакция протекает без изменения степени окисления элементов. Возможно присоединение к оксиду одной или нескольких молекул воды с образованием одной или двух молекул гидроксида. Реакция гидратации оксида протекает, если гидроксид растворим в воде. Нерастворимые гидроксиды получают косвенным методом, обменной реакцией из солей. В этом случае реакция гидратации может быть написана формально.

Получение гидроксидов: а) гидратация оксидов

CaO + H2O→Ca(OH)2, SO3 + H2O→ H2SO4,

14

N2O3+H2O→2HNO2, P2O5+2H2O→2H3PO4;

б) нерастворимые гидроксиды

Al2O3 (+H2O)→2Al(OH)3, Al3++3OH-→Al(OH)3, SiO2 (+H2O)→H2SiO3, SiO32-+2H+→H2SiO3.

Реакция гидратации обратима, при относительно высоких температурах (специфических для каждого гидроксида) равновесие сдвинуто в сторону исходных веществ, т.е. при высоких температурах протекает реакция дегидратации (способ получения оксидов).

Различное написание формулы гидроксидов связано с написанием рациональных формул (в них выделяют группы атомов, характерные для данного класса соединений). Гидроксиды при рас-

творении в воде подвергаются электролитической диссоциации.

При растворении в воде под действием молекул растворителя растворенное вещество может частично или полностью распадаться на ионы: катионы, заряженные положительно, и анионы, заряженные отрицательно: АВ ↔ А+ + В–.

Отношение (доля) числа распавшихся при диссоциации частиц (Nд) к общему их числу ( Nо) до распада называется степенью дис-

социации α=	NА+	=	NВ−	(0<α<1). Вещества, распадающиеся при
	Nо		Nо

растворении на ионы, называются электролитами. Считается что, если α→1, то растворенное вещество находится в растворе в виде ионов – сильный электролит. При составлении ионных уравнений его записывают как сумму ионов. Еслиα→0, то растворенное в е- щество находится в растворе в виде молекул – слабый электролит. При составлении ионных уравнений его записывают в виде молекулы.

П р и м е р. Раствор дигидроксида бария (сильный электролит) реагирует с раствором азотной кислоты (сильный электролит), продукты – растворимая соль нитрат бария (сильный электролит) и вода (слабый электролит).

Молекулярное уравнение:

Ba(OH)2 + 2 HNO3 = Ba(NO3)2 + 2 H2O.

Полное ионное:

Ba2++2 OH-+2 H++2 NO3- = Ba2++2 NO3- + 2 H2O.

15

Краткое ионное:

OH- + H+ = H2O.

В молекуле гидроксида атом элемента связан с атомом кислорода, который в свою очередь связан с атомом водорода (Э-О-Н). В зависимости от того, какая связь (О-Н или Э-О) рвется при взаимодействии с молекулами воды и какие ионы образуются в результате электролитической диссоциации, гидроксиды подразделяют на кислотные, основные и амфотерные.

Кислотные гидроксиды (оксокислоты). В молекуле менее прочная связь О-Н, поэтому в результате диссоциации образуются катион водорода (Н+) и анион кислотного остатка (ЭО-) Э-О-Н ↔ Н+ + ЭО-. Оксокислоты образуют неметаллы независимо от степени окисления и металлы с большими степенями окисления (+5, +6, +7). Число атомов водорода в молекуле кислоты называется основ-

ностью кислоты.

Водные растворы водородных соединений некоторых элементов неметаллов подвергаются диссоциации по кислотному типу (бескислородные кислоты). Например, галоген водороды (HCl, HBr, HJ) и сероводород (H2S). Их водные растворы являются кислотами.

П р и м е р. Одноосновные:

HNO3↔ H++ NO3-; HCl ↔ H++ Cl-;

двухосновные:

H2SO4↔2 H++ SO42-; H2S↔ H++ HS-; HS-↔ H++ S2-;

трехосновные:

H3PO4↔H++ H2PO4-; H2PO4-↔H++HPO42-; HPO42-↔H++PO43-.

Систематическое название оксокислот состоит из названия катиона – водород и аниона – название числа атомов кислорода (-оксо) и элемента с суффиксом «ат», в скобках римской цифрой указывается степень окисления элемента. Например, H2SO4 – тетраоксосульфат (VI) водорода; HNO3 – триоксонитрат (V) водорода; HNO2 – диоксонитрат (III) водорода.

Чаще используется традиционное название, состоящее из прилагательного, образованного от названия элемента с суффиксом «н» или «в» (при высшей степени окисления) и с суффиксом «ист»

16

(при промежуточной степени окисления +3, +4), и слова «кислота». Например:

Формула	Название	Электролит	Формула	Название	Электролит
H2SO4	Серная	Сильный	H3PO4	Фосфорная	Средний
H2SO3	Сернистая	Слабый	H2CO3	Угольная	Слабый
HNO3	Азотная	Сильный	H2Cr2O4	Дихромовая	Сильный
HNO2	Азотистая	Слабый	HMnO4	Марганцевая	Сильный

Водные растворы галогенводородов (сильные электролиты): HCl – хлористоводородная кислота (соляная); HI – йодистоводородная кислота; сероводорода (слабый электролит) H2S – сероводородная кислота.

Основные гидроксиды (основания). В молекуле гидроксидов такого типа менее прочной является связь Э-О. В результате диссоциации образуются катион элемента (Э+) и гидроксо-анион (ОН-) Э-О-Н↔Э+ + ОН-. Основные гидроксиды образуют металлы с небольшой степенью окисления (+1, +2). Число гидроксоионов в молекуле основания называется его кислотностью. Название состоит из названия металла и слова «гидрооксид», если необходимо, с указанием числа гидроксо-ионов или степени окисления металла. Например, NaOH − гидроксид натрия, Fe(OH)2 − дигидроксид железа или гидроксид железа (II), тригидроксид железа Fe(OH)3 или гидроксид железа (III).

Растворимые в воде основания называются щелочами. Их вод-

ные растворы являются сильными электролитами: NaOH ↔ Na++OH-, Ba(OH)2 ↔ Ba2++2 OH-.

Амфотерные гидроксиды. В молекуле таких гидроксидов прочность связей О-Н и Э-О сравнима по величине. В зависимости от условий проведения химических реакций амфотерные гидроксиды могут проявлять свойства как основания, так и кислоты. Обычно это гидроксиды металлов со степенями окисления +2, +3, +4.

П р и м е р. Дигидроксид цинка − Zn(OH)2:

основной тип диссоциации

Zn(OH)2 ↔ Zn 2++2 OH-;

кислотный тип диссоциации

Zn(OH)2 ↔ 2 H++ ZnO22-.

Обменная реакция между гидроксидами, имеющими кислотные (кислоты, амфотерные гидроксиды) и основные свойства (основания, амфотерные гидроксиды), называется реакцией нейтрализации.

17

Условием ее протекания является образование слабого электролита или осадка. В реакции нейтрализации таким веществом является вода, которая образуется ионами водорода (Н+) кислоты и гидроксоионов (ОН-) основания: Н++ ОН- ↔ Н2О.

В растворе остаются ионы, не принимавшие участие в обменной реакции, катион от основания (катион металла) и анион от кислоты (кислотный остаток). При выпаривании можно выделить вещество, относящееся к новому классу неорганических соединений, – соль. Соль можно представить, как продукты замещения атомов водорода кислоты на ион металла или групп ОН- основания на ион кислотного остатка. Соль может непосредственно образовываться и при проведении реакции нейтрализации, если она нерастворима.

Систематическое название солей подобно названию кислот. Например, K2SO4 − тетраоксосульфат (VI) калия; NaNO3 – триоксонитрат (V) натрия; NaNO2 – диоксонитрат (III) натрия; K2Cr2O7 − гептаоксосульфат (VI) калия.

Традиционное название состоит из прилагательного, образованного латинским названия элемента с суффиксом «ат» (при высшей степени окисления элемента) и с суффиксом «ит» (при промежуточной степени окисления +3, +4) и русского названия катиона, например:

Формула		Название	Формула	Название
K2SO4		Сульфат калия	Ca3(PO4)2	Фосфат кальция
Na2SO3		Сульфит натрия	MgCO3	Карбонат магния
Pb(NO3)2		Нитрат свинца	Na2ZnO2	Цинкат натрия
NaNO2	р	Нитрит натрия	Na2PbO2	Плюмбит натрия
П р и м е		1. Взаимодействие растворимых кислот и основа-

ний:

Н2SO4+ 2KОН → K2SO4+2Н2О, 2 Н++ 2 ОН- → 2 Н2О;

Н2SO4+Ba(OH)2→BaSO4↓+2Н2О;

2Н++SO42-+Ba2++2ОН-→BaSO4↓+2Н2О.

П р и м е р 2. Взаимодействие нерастворимых оснований и ки-

слот:

Ni(OH)2+2HNO3→ Ni(NO3)2+2Н2О, Ni(OH)2+2H+→ Ni2++2Н2О; Ni(OH)2 + Н3PO4 → реакция невозможна, поскольку Ni3(PO4)2 − фосфат никеля − нерастворим.

Амфотерные гидроксиды могут вступать в реакцию нейтрализации как с кислотой, реализуя основные свойства, так и с основанием, проявляя кислотные свойства. В обоих случаях продуктами

18

будут соль и вода. В первом случае металл, образующий гидроксид, в составе соли будет катионом, а во втором входит в состав оксоаниона. Например, амфотерный дигидроксид цинка Zn(OH)2:

основные свойства

Zn(OH)2 + 2HCl ↔ ZnCl2+2H2O, Zn(OH)2 + 2H+↔ Zn 2++2H2O;

кислотные свойства

Zn(OH)2 + 2KОН ↔ K2ZnO2+2H2O, Zn(OH)2+2ОН-↔ZnO22-+2H2O.

Солеобразующие оксиды (основные, кислотные, амфотерные) реагируют с кислотами и основаниями с образованием солей, подобно их гидроксидам.

П р и м е р: основной оксид

MgO + 2 HNO3→ Mg(NO3)2+Н2О, (MgO→Mg(OH)2);
кислотный оксид
CO2 + Ca(OH)2→ CaCO3 + Н2О, (CO2→ H2CO3);
амфотерный оксид
ZnO + 2HCl ↔ ZnCl2+2 H2O,	(ZnO→Zn(OH)2);
ZnO + 2KОН ↔ K2ZnO2+H2O,	(ZnO→Zn(OH)2).

Соль образуется замещением атомов водорода кислоты на ион металла или групп ОН- основания на ион кислотного остатка.

В случае многоосновных кислот возможно как полное замещение ионов H+ с образованием средних солей, так и неполное замещение с образованием кислых солей. В название кислой соли включают приставку «гидро». Кислые соли получаются в реакции нейтрализации при недостатке соответствующего основания, либо добавлением к средней соли кислоты.

Пример. Сульфит (Na2SO3) и гидросульфит ( NaHSO3) натрия:

2NaOH + H2SO3 → Na2SO3 + 2H2O, 2OH- + H2SO3 → SO32- + 2H2O; NaOH + H2SO3 → NaHSO3 + H2O, OH- + H2SO3 → HSO3- + H2O; Na2SO3+ H2SO3→ 2 NaHSO3, SO32-+ H2SO3→ 2 HSO3-.

В основании, содержащем несколько ионов ОН-, возможно их полное замещение с образованием средней соли, так и неполное с образованием основных солей. Эти соли получаются в реакции нейтрализации при недостатке кислоты либо добавлением к средней соли основания. В название основной соли включают приставку «гидроксо».

19