АЛО. СТАХЕЕВ
ВСЯ ШИЛ
тшиш

А.Ю. СТАХЕЕВ
ВСЯ ХИМИЯ
В 50 ТАБЛИЦАХ
Пособие для учащихся старших классов
и абитуриентов
Под редакцией С.С. БЕРДОНОСОВА
Издание второе,
переработанное и дополненное
РОСТ
* '
Москва 1998

Стахеев А. Ю.
Вся химия в 50 таблицах. Под ред. С. С. Бердоносова. 3-е изд.—
М: МИРОС, РОСТ, 1998. — 64 с.
ISBN 5-7804-0063-6
Пособие в краткой и наглядной форме содержит теоретический материал по
химии, отвечающий курсу химии средней школы. При подготовке данного изда-
издания учтены многочисленные замечания, высказанные читателями, которые ис-
использовали его в своей работе. Предназначено для повторения теоретического
материала при подготовке к экзаменам в средней школе и к вступительным экза-
экзаменам по химии в вузе. Заключительная часть пособия содержит краткое реше-
решение 25 типичных расчетных задач по различным разделам химии. Предназначено
для учащихся старших классов средних школ и абитуриентов.
© Стахеев А. Ю., 1997
Изд. №Ф30@3)
ISBN 5-7804-0063-6 © Московский институт развития
образовательных систем, 1997

ПРЕДИСЛОВИЕ
Вниманию читателей предлагается новое,
существенно переработанное издание пособия
«Вся химия в 50 таблицах», предыдущее изда-
издание которых было встречено учащимися и учи-
учителями с определенным интересом. В предла-
предлагаемых таблицах сделана попытка в краткой
наглядной форме изложить основные сведения,
входящие в школьный курс химии. По наше-
нашему мнению, таблицы могут быть использова-
использованы, во-первых, учащимися при повторении
материала по химии при подготовке к зачет-
зачетным занятиям, контрольным работам, тести-
тестированию, а также к экзаменам. Во-вторых, мно-
многие таблицы, как нам представляется, можно
использовать как раздаточный материал при
изучении химии на уроке. Наконец, в-треть-
в-третьих, использование таблиц может быть полезно
абитуриентам при подготовке к вступительно-
вступительному экзамену по химии.
Разумеется, пользование таблицами возмож-
возможно только наряду с использованием школьных
учебников по химии, а никак не вместо них.
Фактически в данном пособии сделана попыт-
попытка разработать краткий конспект школьного
курса химии, а, как известно, конспект ни при
каких условиях не может заменить самого кон-
конспектируемого материала.
В настоящее время на отдельные вопросы,
отнесенные действующей программой к базо-
базовому школьному курсу, существуют разные
точки зрения. К тому же имеется довольно мно-
много учебников по химии разных авторов, под-
подчас придерживающихся заметно различающих-
различающихся точек зрения по отдельным вопросам школь-
школьного курса химии. Поэтому при подготовке
таблиц была сделана попытка в этих случаях
дать такое изложение соответствующего вопро-
вопроса, которое представляется нам наиболее кор-
корректным и понятным учащемуся. Именно по
этой причине в отдельных случаях может на-
наблюдаться расхождение между тем, как изло-
изложен соответствующий материал в том или ином
учебном пособии и в данных таблицах.
Однако, разумеется, ни в коем случае нель-
нельзя считать, что данная в таблицах трактовка —
это истина в последней инстанции. Вполне
возможно, что и иное изложение тех или иных
вопросов вполне допустимо. В этом случае
читателю предстоит самому проанализировать
необходимые аргументы в пользу той или иной
точки зрения и решить, какая из них представ-
представляется ему наиболее правильной.
В заключительной части таблиц кратко из-
изложены простейшие, наиболее доступные уча-
учащемуся и широко применяемые на практике
способы решения некоторых наиболее типич-
типичных расчетных задач, относящихся к школь-
школьному курсу химии. При выборе этих способов
авторы опирались как на свой опыт многолет-
многолетнего преподавания химии, так и на практику
решения подобных задач в повседневной жиз-
жизни. Конечно, предлагаемые способы — не
единственно возможные, тем более, что речь
здесь идет о решении довольно простых задач.
Мы будем признательны читателям за за-
мечения по тексту предлагаемых таблиц.
А.Ю.СТАХЕЕВ
С.С.БЕРДОНОСОВ

химический элемент
(составная часть простых и сложных тел)
«Вся сущность теоретического учения в химии лежит в отвлечен-
отвлеченном понятии об элементах. Найти их свойства, определить причи-
причины их различия и сходства, а потом, на основании этого, предуга-
предугадать свойства образуемых ими тел — вот путь, по которому идет
эта наука.»
Д.И.Менделеев
Химический элемент: вид атомов, характеризующийся опреде-
определенным зарядом ядра.
ЯВЛЕНИЯ ФИЗИЧЕСКИЕ
И ХИМИЧЕСКИЕ
Физические
без изменения
состава и строения
веществ
Нагревание утюга
Испарение сухого льда (СО 2)
Химические
изменяются состав
и строение веществ
2О3 = ЗО2
О2 = 2СиОг
2Си
СаСО3 = СаО + СО2
Химический элемент
формы существования
при смешении
v
механическая смесь
вещества сохраняют
химическую
индивидуальность
Простые вещества
атомы химически связаны
с атомами того же эломпши
Н , О , О , Р
графит и т.д.
Одиночные
шомы
Но, No.Ar
• •с 1-1ПЫП.П1 .ЛПМ«'М1Ы
> ifiuilti • М| (И HlJ( il
*И« I MMI 1М| >.Л 1у|)йХ
Н, О, CI
Сложные вещества
атомы химически связаны
с атомами других элементов
СО2> NH4CI и др.
Hg + S
(темная масса)
н2 + ci2
нагрев
/7V
химическое соединение
образуется новое вещество
> HgS
(красное вещество)
> 2HCI
Существование химического элемимк» и форме нескольких
простых веществ называется аллотропией
С — алмаз, графит, фуллерены и др.
О - О2, О3 и др.
S — моноклинная, ромбическая и др.
Р — белый, красный, черный
1. При составлении механической смеси веществ их можно брать в любых коли-
количественных соотношениях. Чтобы получить химическое соединение, не оставив в
избытке какое-либо исходное вещество, их надо брать в строго определенных
стехиометрических соотношениях, определяемых уравнением химической ре-
реакции, а в конечном счете — составом исходных и конечных веществ.
2. Свойства веществ, составивших механическую смесь — сохраняются, вступив-
вступивших в химическую реакцию — не сохраняются.
3. Составные части смеси могут быть разделены на основании их физических
свойств, для разложения химического соединения необходимо проведение хими-
химической реакции.
4. При механическом смешении не наблюдается выделения или поглощения теп-
теплоты. При химических реакциях теплота, как правило, выделяется или погло-
поглощается .

СТРОЕНИЕ АТОМА
открытия конца XIX — начала XX в привели к ВЫВОДУ:
атом делим, состоит из ядра © и электронов §
ЭЛЕКТРОНЫ
1853 г. — М. Фа радей — электролиз
растворов и расплавов солей — ВЫВОД:
ионы переносят строго определенные порции
заряда
1903 г. — Дж. Томсон — предложил
модель строения атома, согласно которой
электроны располагаются внутри сферы,
имеющей положительный заряд («пудинговая
модель»)
1910 г. — Р. Милликен — измерил
заряд электрона
1,601 • 10в Кл, m = 1/1840 у.е.,
9,11-Ю-28 г
ЯДРО
1911 Г. — Э. Резерфорд— прохождение а-
частиц (ядер гелия) через золотую фольгу. Пути
большинства ос-частиц оказались прямолинейными, только
примерно 1 из 105 испытывала сильное отклонение.
Резерфорд предположил, что в центре атома находится
очень маленькое по размеру положительно заряженное
ядро.
Ядро Не — тяжелая частица, не
взаимодействует с электронами.
Существование маленького
тяжелого ядра.
Размер атома = 1 Гг10
Ю-15
Аи
м
Размер ядра
м
ПЛАНЕТАРНАЯ МОДЕЛЬ АТОМА
В центре — Ф - ядро, вокруг вращаются электроны, в целом атом электронейтрален.
НО — электрон, двигаясь с ускорением (центростремительная сила), должен излучать и терять энергию
1913 г. — Н. Бор
дополнил планетарную модель
теорией квантов Планка —
энергия может поглощаться и испускаться
только порциями;
Н. Бор объяснил линейчатый (дискретный)
спектр атома водорода
Современное состояние:
Постулаты Бора:
1. Электрон движется вокруг ядра по строго определе-
определенным (стационарным) орбитам и при движении по
ним не излучает энергию
2. Энергия излучается и поглощается при переходе
электрона с орбиты на орбиту
ДЕ = hv = Ej - Е1
i:
!924 Г. — Л. де Бройль — двойственная природа (дуализм)
лектрона, — электрон — волна и частица одновременно.
Электрон — волна «размазан» в пространстве, представляет собой как бы
блако. Для отражения этой особенности поведения электрона в атоме
ведено понятие электронной орбитали.
Согласно современным представлениям:
алектроны формируют электронные слои (называемые также оболочками или
/ровнями), характеризующиеся главным квантовым числом л.
Уровень расщепляется на подуровни, характеризующиеся орбитальным или азиму-
азимутальным квантовым числом / = 0, 1,... и-1. Т.е. для л = 3 / = 0, 1, 2
Каждый подуровень с квантовым числом /содержит21+1 орбиталей, характеризую-
характеризующихся магнитным квантовым числом т; т = /, /-1, ...0 ... -/+1, —/. Значение /
определяет форму орбиталей, т — ориентацию в пространстве
0 12 3 4
s р d f g
п = 1, / = 0 уровень содержит одну s-орбиталь
л = 2, / = 0, 1 уровень содержит одну Is и три 2р орбитали (всего 4 орбитали).
п = 3, / = 0, 1,2 уровень — одна 3s, три Ър и пять 3</ орбитали (всего 9 орбиталей).
КРОМЕ ТОГО, электрон имеет спин — 4-е квантовое число (*= ±1/2)
IE
3d
ГТТ12Р
Di. П 2S
п = 1 п = 2
I I I I I I 3<
ТП зр
?
1
1
J4f
4d
?
4Р
4s
3s
Заполнение орбиталей: 1 Очередность заполнения — принцип наименьшей
энергии. 2 Принцип Паули — в одном атоме не может быть двух электронов с
одинаковыми значениями п, I, т\л s. 3. Правило Хунда — в пределах подуровня
электроны располагаются так, что их суммарный спин максимален.
ЯДРО
Было установлено, что ядра
состоят из протонов ,р и
нейтронов оп
,р + оп — ядерные силы
Нуклид — вид атомов с опре-
определенными числами протонов
и нейтронов ( ^и, ^к, 164с и
ДР-)
Изотопы — нуклиды одного
элемента f^ci, 3,77ci)
Изотопы одного элемента
химически неразделимы.
Радиоактивный распад:
226 4 222
м Ra =2 Не +88 Rn (а-распад)
SSr = P"-rSY ф~-распад)
! если ядро атома испускает а-
частицу, то образуется элемент,
расположенный на 2 клетки
левее, если испускается р~-
частица — на 1 клетку правее,
а р
Ж
238
92
Ядерные реакции
21п
yj О
238
U + *Н = ^Np
238 238
кратко U (d,2n) Np

ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ
Попытки упорядочить, классифицировать эле-
элементы в соответствии с их свойствами
Й. Дёберейнер A816-1823) — выделил триады сходных
элементов
Л. Мейер A864) — объединил элементы со сходными
свойствами в группы
Дж. Ньюлендс A866) — отметил повторяемость свойств
через 7 элементов на 8-ой (правило «октав»)
Д. И. Менделеев положил в основу классификации атомный вес группа
и
7
Be
9
В
11
С
12
N
14
0
16
F
19
Na
23
Mg
24
Al
27
I
Si
28
P
31
S
32
a
35.5
К
39
Са
40
—
перис
u
Na
К
Э20
Be
Щ
Са
ЭО
В
AI
Э2О,
S
I
Эрг
N
Р
ЭгО6
О
S
ЭОа
F
CI
ЭаО7
(«Свойства элементов, а следовательно и образованных ими простых и сложных тел,
находятся в периодической зависимости от атомных весов элементов»
Д. И. Менделеев, 1869
При составлении таблицы Д.И. Менделеев (в отличие от предшественников):
1. Сравнил между собой не только сходные элементы, но и несходные естественные группы
элементов;
2. Изменил атомные веса 20 элементов (Ве2О3 -» ВеО => 13.5 -» 9)
3. При определении положения — руководствовался в первую очередь химическими
свойствами I <-> Те; Со о Ni;
4. Ряд элементов не был открыт — оставил пустые клетки (под Si — экасилиций (Ge) и др.)
Г. Мозли A913 г.) —заряды ядер атомов последовательно возрастают на "• >• а~э».—ь-й номер
элемента соответствует значению заряда его ядра.
Современная трактовка: Свойства элементов и их соединений находятся в периодической
зависимости от значения заряда ядер атомов (равного атомному номеру элемента в периодичес-
периодической таблице элементов).
Заряд ядра определяет число электронов в нейтральном атоме и число запсг-е—=.» электронных
оболочек в невозбужденном атоме, а также их заселенность (химические се:/:~ =
Заполнение
уровни орбита
длиннопериодный вариант
вариант
Ш.
1
2
3
4
1s
2s2p
3s3p[3d]
4s3d4p
н
u
Na
к
\
He
Be
Мл
Св
-™= d э»-
Sc|Tl|V |Cr|Mi4Fe|Co|Nl|Cu|Zn
Г
R
Al
Gc
0
Ge
N
p
As
\
0
s
Se
F
C'l
Br
Nf
Ar
Kr
r
H
.1
Na
К
Cu
- - - - - —He:
Be 3 ,C s 2 ~ ¦ Че1
Mq a; Si : s» S ¦ 3 ¦ V'
Ca SciTi IV Or Un FelCo
Zn' 3a G* .At S* or. <r i
Ni
Tl
2
5
Mn-4s23ds
по 7e
4-й
Зависимость характеристик элементов от их
положения в периодической таблице
В МАЛОМ ПЕРИОДЕ: заполнение одного электронного уровня
Li
Be В С N
О О о о
0.155 нм радиус нейтрального атома
О
о
о
о
0.064 нм
переход к следующему периоду -*
переход к другому электронному уровню.
расположенному дальше от ядра, поэтому —
уменьшение притяжения внешнего
электрона 7 v p
-ядра
В периоде наблюдается увеличение заряда ядра, увеличение притяжения е
к ядру, увеличение электроотрицательности — способности атома оттягивать
к себе электроны -» переход от металлических свойств к неметаллическим
Тенденция образования устойчивой внешней электронной
оболочки (оболочки инертного газа)
элементы начала периода элементы конца периода
легко отдают е,
образуя Ф-ионы
образуют преимущ.
ковалентные связи
.легко принимают е,
образуя в-ионы
[Ne]
В rpynneNa Q
« О
-О
увеличение числа электронных уровней (слоев)
в невозбужденном атоме;
увеличение размера атома;
уменьшение притяжения внешнего электрона к ядру;
уменьшение способности присоединять электрон;
усиление металлических свойств
6
1. Атомный номер элемента = заряду ядра
2. Номер периода = числу уровней (обычно)
3. Номер группы = max. полож. степень
окисления (обычно)
4. Металлические свойства возрастают
сверху вниз и справа налево
5. Металлические свойства проявляют
элементы с малым числом валентных
электронов на внешнем уровне (оболочке)
6. Периодичность изменения свойств объяс-
объясняется определенной повторяемостью в
заполнении элеггрочных уровней (оболочек)

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
Взаимодействие атомов, приводящее к образованию
устойчивой многоатомной системы
(перераспределение и (или)^
обобществление электроновДвнешних, валентных), повышение
' электронной плотности между атомами, притягивающей ядра.
Энергия связи — энергия, затрачиваемая на ее разрушение (обычно сотни кДж/моль)
Длина связи г — расстояние между ядрами связываемых атомов (обычно 0.1-0.3 нм)
Дипольный момент ц — при различии электроотрицательности атомов — мера^олярности связи
q +
'Электроотрицательность — численная характеристика способности атомов в соединениях Li — 1.0, F
смещать к себе электроны других атомов Rb — 0.8, I
октета: при образовании химической связи атомы 1-го — 3-го периодов стремятся к созданию устойчивой 8-
(октет) или 2-х (дублет) -электронной оболочки инертного газа
обобществление
электронов
ередача
электронов
ИОННАЯ СВЯЗЬ
+ -CI:
VI.VII [Ne]
КОВАЛЕНТНАЯ СВЯЗЬ
твердые вещества
силы притяжения
между ионами
направленность связи — формы орбиталей
Различные типы перекрывания е-облаков
при плавлении, растворении в воде
хорошо проводят электрический ток
It4.lt It It
2s 2p
Часто наблюдается гибридизация S-, р- и d-
орбиталей
отталкивание
-2.5J
обобществление
Гэлектронной пары
одного атома
обобществление
ектронов между
всеми атомами кри-
кристалла
ДОНОРНО-АКЦЕПТОРНЫЙ *
МЕХАНИЗМ
— имеет неподеленную е-пару
н
1 •
н
н
н-о..
• •
акцептор — свободную орбиталь (Н *)
Na| :С1: -> Na+
ВАЛЕНТНОСТЬ
1853 г. — Франкланд. Способность атома
присоединять или замещать определенное
число других атомов при образовании
молекулы
ЭЛЕКТРОВАЛЕНТНОСТЬ — способность атома,
образующего ионную связь, отдавать или
принимать определенное число электронов
КОВАЛЕНТНОСТЬ — способность образовывать общие
электронные пары
Для характеристики перераспределения электронов при
образовании связи.
СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ — условный заряд атома,
вычисленный по определенным правилам:
1. Степень окисления (СО) атома в простом веществе
равна О (Н2, Рл. Se и др.)
При соединении атомов с различными
электроотрицательностями—полярная
СВЯЗЬ
.2-
МпО4 ) — его заряду
2. Алгебраическая сумма СО атомов в молекулах (СО2, СН4) равна 0, в ионе (SO4
3. Степень окисления F в его соединениях всегда равна -1
4. СО атомов щелочных и щелочноземельных металлов в соединениях всегда равна +1 и +2
5. СО Н в соединениях +1 (см. также п. 7)
6. СО О в соединениях -2 (см. также п. 7)
7. Всегда предпочтение отдается правилу с меньшим номером, поэтому К Н ; Hj O2 В ДР-
8. СО может быть отрицательной, положительной, равной 0 (Fe(COM и ДР). дробной (K2S5 )
-Y]
1. Все связи эквивалентны.
2. Заряд распределен по всем атомам
ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ
Связь Э'...Н...Э", где Э' и Э" — атомы
элементов с большими значениями
электроотрицательности, чем ЭО Н.
Все три атома Э', Э" и Н расположены
на прямой, например F—Н—О, О-Н—N.
МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
электропроводность, теплопровод-
теплопроводность, ковкость металлов.
Модель «электронного газа», который
удерживает вместе атомные положи-
положительно заряженные остовы.
Современная модель — электроны
расположены не на отдельных энерге-
энергетических уровнях, а в «энергетической
зоне», и легко в этой зоне перемеща-
перемещаются

ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ
Явление, при котором одни вещества превращаются в другие, называют
ХИМИЧЕСКОЙ РЕАКЦИЕЙ
Возможные типы классификаций реакций
По числу исходных и
образующихся веществ
СОЕДИНЕНИЯ
А + В + С-> D
несколько веществ продукт более
более простого состава сложного состава
РАЗЛОЖЕНИЯ
А-»В + С + D
более сложное несколько веществ
более простого состава
ЗАМЕЩЕНИЯ
А + ВС -» АВ + С
простое сложное сложное простое
ОБМЕНА
АВ + CD -» АС + BD
Наиболее распространены реакции между слож-
сложными веществами, протекающие без изменения
степени окисления и сопровождающиеся удале-
удалением продукта (продуктов) реакции в виде газа,
осадка или образованием малодиссоциирующе-
го соединения.
По изменению степени окисления атомов
Без изменения степени окисления
СаО + Н2О = Са(ОН>2
РЬО + SiO2 = PbSiO3
СаСО3 + Н2О + СО2 = Са(НСО3J
С2Н4 +НгО = С2Н5ОН
Разложение кристаллогидратов, кислот, оснований
[н* щшлочлй!), солей кислородсодержащих
кислот и др.
Cu(OHJ = CuO + Н2О
СаСО3 = СаО + СО2
NH4CI = NH3 + HCI
С изменением степени 1
окисления
AgNO3 + KBr = AgBr 1 + KNO3
Нейтрализации
NaOH + HCI = NaCI + Н2О ^
малодиссоц ^^
Гидролиза
CH3COONa + Н20^=-СН3СООН + NaOH
малодиссоц.
С изменением степени окисления
(окислительно-восстановительные)
Н2 + Cl2 = 2HCI
PbS + 4О3 = PbSO4 + 4О2
4Fe(OHJ + 2Н2О + О2 = 4Fe(OHK
4HNO3 = 2Н2О + 4NO2 + О2
диспропорциейирование
4КСЮ3 = ЗКСЮ4 + KCI
"V^CuSO4 + Fe = FeSO4 + Си
2KBr + Cl2 = 2KCI + Br2
Без изменения степени
 , окисления
Необходимо отметить: существует много реакций, которые трудно отнести к одному определен-
определенному типу:
NH3 + СО2 + Н2О + NaCI = NH4Cl + NaHCO34-; ЗО2-г=^2О3
Возможны и другие классификации: по тепловому эффекту, скорости, механизму (ионные, радикальные, цеп-
цепные, каталитические и некаталитические), как обратимые и необратимые и т.д.
ПО ТЕПЛОВОМУ ЭФФЕК
В ходе химических реакций происходит разрыв одних связей и образование других
Если сумма энергий разрушенных связей < суммы энергий вновь образованных — > избыток энергии выделяется в виде теплоты, света,
работы расширяющихся газов.
4AI + ЗОг -> 2AI2O3 + Q
N2 + 02-^=NO - Q
—теплота выделяется, реакция экзотермическая
— теплота поглощается, реакция эндотермическая
тепловой эффект реакции Q
Термохимические уравнения — с указанием
теплового эффекта
2Н2 + О2 = 2Н2О(ж) + 572 кДж
Термохимические расчеты основаны на законе
Гесса:
• тепловой эффект химической реакции зависит от состояний
исходных веществ и продуктов реакций, но не зависит от промежу-
промежуточных стадий процесса
• тепловой эффект химической реакции равен сумме теплот
образования продуктов реакции за вычетом суммы теплот
образования исходных веществ
Q =
Простые вещества в стандартном состоянии
A атм.. 25°С. А. В, С. D), ДОо6р = О
АВ + CD
Закон сохранения энергии
Q — Запас энергии в продуктах минус
запас энергии в реагентах

Сущность химической реакции состоит в получении новых веществ,
в перегруппировке атомов исходных веществ в продукты реакции
Количественно химическая реакция может быть охарактеризована
скоростью протекания и глубиной протекания
Скорость протекания (химическая кинетика)
Скорость гомогенной химической реакции определяется количеством
вещества (числом молей Дп), превращенного в объеме (V) за промежу-
промежуток времени (At):
дп
V = const
At
Чем определяется скорость?
Реакция происходит при столкновении молекул реагирующих веществ, поэтому скорость
определяется Ф числом столкновений и © их энергией
Ф Концентрация (число молекул в единице объема). Чем выше концентрация, тем чаще
происходят столкновения.
$ - [А] • [В] для А + В -» С
¦в - к[А] • [В] где к — константа скорости (к = О, если, например, [А] = [В] = 1)
Если в реакции в отдельном столкновении, т.е. элементарном акте, участвуют п молекул А и
m — В, т.е. nA + mB -* С, то
~~ j rmJ Закон действующих масс
ft = k-[A]n-[B]m J (К.М.Гульдберг и П.Вааге, 1864 г)
~~ переходное
состояние
n, m — порядки реакции — часто не равны стехиометрическим
коэффициентам. Причина — сложный механизм реакций.
® Температура (мера кинетической энергии
молекул). Чтобы реакция прошла, необходимо разру-
разрушить связи в исходной молекуле. Для этого требуется
энергия (энергия активации). Молекулы должны
столкнуться с определенной энергией.
Так как доля молекул, обладающих необходимой
энергией, быстро увеличивается с ростом температу-
температуры, скорость реакции резко возрастает с ростом
температуры.
Приближенное правило Вант-Гоффа: скорость
возрастает в 2-4 раза при нагревании на 10°С.
¦-акт
реагенты
продукты
Уравнение Аррениуса:
k = const • е"
акт
~RT~
R — газовая постоянная, Т — температура, К
<3> Катализатор — изменение механизма реакции
-» уменьшение энергии активации -»увеличение скорости.
Ингибитор — уменьшение скорости реакции.
Глубина протекания (химическая термодинамика)
Многие химические реакции не удается довести до конца
Н2 . ,2
смесь
I, => 350°С => 80%Н1 + 10%Н, + 10%L <= 350°С
= HI
чистый
Реакции, протекающие одновременно в двух противоположных
направлениях, называют обратимыми
i3hp H2+I2=2HI
"обр
> t
При равновесии: i5np = ¦Qg6p
Химическое равновесие имеет динамический характер
Для реакции: mA + nB-i=-pC + qD
константа равновесия К -. „
При данной температуре К имеет
гртргг-vTq г ri г- г г
_ \s>\ \\j\ постоянное значение, характери-
[A]m[B]n зует равновесный состав смеси
Способы смещения химического равновесия
Принцип Л? Щателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия,
оказывать внешнее воздействие (изменить т, Р, концентрацию), то равновесие в системе
смещается в том направлении, при котором эффект воздействия уменьшается.
Катализатор не влияет на положение равновесия (константу
равновесия), а только ускоряет его достижение

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ
реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов
Условно считают, что окисление — это отдача атомом, ионом, молекулой электронов, а восстановление — присоединение к
ним электронов. При окислении степень окисления атома возрастает, при восстановлении уменьшается.
Окисление одних атомов (А) в данной реакции: А -п i = An+ (A — восстановитель) всегда сопровождается
восстановлением других атомов (Э) в данной реакции: Э +ni = Э"~ (Э — окислитель)
ВОССТАНОВЛЕНИЕ
понижение степени окисления
... -3-2-1012 3...
повышение степени окисления
ОКИСЛЕНИЕ
Окислительно-восстановительны
реакции
Межмолекулярные _1
2NaCrO2 + ЗВг2 + 8NaOH = 2Na2Cr04 + 6NaBr + 4Н2О
восстано- окисли-
витель тель
Внутримолекулярные
атомы различных
элементов
+5-2
+4
4HNO3 = 2Н2О + 4NO2
с участием атомов
одного элемента
(диспропорционирование)
+5 +7 -1
4КСЮ3 = ЗКСЮ4 + KCI
Для того, чтобы определить направление протекания и продукты реакции, необходимо установить:
Окислители:
1. Простые вещества, образованные атомами
элементов-неметаллов VI—VII групп (F2, О3, О2, Cl2,
Вг2 и др.)
2. Многие многозарядные ионы металлов:
Fe3+ + ё = Fe2+; Cu2+ + ё = Cu+
3. Ионы, содержащие атомы элементов в высоких
степенях окисления:
МпД,- (Мп VII), Сг2О72" (Сг VI)
4. Ионы и молекулы, содержащие атомы неметал-
неметаллов в высших степенях окисления:
+5 +5
HNO3, KCIO3 и др.
5. Кислоты (за счет ионов Н+)
6. Пероксиды, надпероксиды, озониды
Н2О2, KjO,, КО3
Восстановители:
1. Атомы металлов I-III групп и др. (Na, Ca, Al, Fe...)
2. Отрицательно заряженные ионы неметаллов S2~,
CI- и др.
3. Многие сравнительно малозарядные ионы метал-
металлов (Fe2+, Mn2+ и др.)
4. Ионы и молекулы, содержащие атомы в проме-
промежуточных степенях окисления:
+4
+4
so2, so,2",
+3
Н3РО3 И др.
5. Н2, СО, СН„, NH3, С
' 6. Гидриды металлов I-III групп (СаН2, LiH и др.)
Для составления уравнений окислительно-восстановительных реакций используют:
Метод электронно-ионного баланса
(в водных растворах)
1. Найти окислитель и восстановитель.
2. Определить, какие ионы существуют в растворе
3. Записать схемы полуреакций окисления и восстановления
4. Сбалансировать число атомов в каждой части, добавляя
Н + или Н2О — в кислой среде
ОН " или Н 2О — в щелочной
5. Уравнять число электронов (зарядов)
6. Суммировать полуреакции в полное электронно-
ионное уравнение (электроны сокращаются!)
7. Найти коэффициенты
KMnO4 + HCI -> KCI + MnCI2 + Cl2 + Н2О
МпО4~ + 8Н+ + 5е~= Мп2+ + 4Н2О (восстановление)
2СГ- 2е-=СЦ
(окисление)
2МпО4~
2КМпО4
10СГ + 16Н+ =
16HCI = 2KCI + 2МпС12
5CI
2
5Cl
8Н2О
+ 8Н2О
Мп
т.о., наибольшая окислительная активность КМпО 4 —
в кислой среде (обычно используют разбавл. Н 2SO4)
Метод электронного баланса
(газ + газ, газ + тв., тв. + тв.)
1. Найти окислитель и восстановитель
2. Записать схемы полуреакций окисления и восстановления
3. Сбалансировать заряды и электроны
4. Суммировать полуреакции в полное электронное
уравнение (электроны должны сократиться)
5. Найти коэффициенты
>А!2О3
AI + O,
О +3 2
AI - Зе = AI (окисление)
О,0 + 4е = 20 (восстановление)
4AI + 30 2 = 4/$3+ 6О
4AI + 30 2 = 2 AI2O3
1
щелочная
1 ОН"
Cr2+ I
н+чч
кислая4-
Сг2
2КСгО2 +
К2Сг207Н
Zn
¦
+3
03 — темно-зеленый; СЮ 3
ЗВг24
f- 14HC
8К0Н -> 2К2СЮ4 +
-> 2СгС13 + ЗС12Т +
+6
СЮ42"
~~"—^хромат-ион
желтый
I
« /I
____^^дихромат-ион
оранжевый
— темно-красный
6КВг + 4Н2О
2KCI + 7Н2О
10

РАСТВОРЫ
Гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух и более компонентов
Растворитель — количественно преобладает и находится в том же афегатном состоянии, что и образующийся раствор
.. »• f растворы электролитов 1
Устойчивость
определяется размером
распределенных частиц
истинные растворы
растворы неэлектролитов
коллоидные растворы
суспензии (твердые в жидком)
эмульсии (жидкие в жидком)
Количественная характеристика
Качественная характеристика
Массовая доля W =
т, (масса растворенного вещества)
т2 (общая масса раствора)
обычно выражают в процентах
Если количество растворенного вещества п отнесено
к общему объему раствора V, то говорят о молярном
концентрации С
С =
растворенного вещества
'раствора
(моль/дм3; моль/л)
Разбавленные: относительно малое содержание
растворенного вещества.
Концентрированные: относительно высокое содер-
содержание растворенного вещества. Например, 95-98%
масс. H2SO4
Растворение, растворимость
[подобное растворяется в подобном ]
избыток
твердое вещество
растворение
кристаллизации
вещество в растворе
над твердым
веществом
Равновесие: насыщенный раствор. Отсутствие равновесия — ненасыщенный раствор (концентрация ниже
насыщенного), или пересыщенный раствор — выше насыщенного.
Концентрация насыщенного раствора — мера растворимости вещества, его способности растворяться
в данном растворителе.
г выделяется, то с увеличением температуры растворимость
I уменьшается. Например, растворение в воде О2.
Если теплота в результате растворения* поглощается, то с увеличением температуры растворимость
[увеличивается. Например, растворение в воде KCI, KNO3 и др.
Для газов — закон Генри — с увеличением давления растворимость газа увеличивается.
Растворение
Преимущественно химический процесс Р2О5 + ЗН2О = 2Н3РО4
2Na + 2Н2О = 2NaOH
нельзя физически аы до лить исходное вещество
Преимущественно физический процесс NaCI + Н2О
12 + бензол
можно выделить физически растворенное вещество
Н2Т
твердое вещество + молекулы растворитеря
А-А-А-А
I I I I
А-А-А-А
I I I I
А-А-А-А
I I I I
А-А-А-А
н2о
н2о
сольватация
(гидратация)
А'пН2О сольваты (гидраты)
Н20 Н2° Н,0
Н2О
[Си(Н2О)„]
2+
Н2О
н2о
кристаллогидраты
CuSO.
5Н2О
Na2SO4-10H2O
Тепловые эффекты
иногда настолько прочны, что могут
быть выделены из раствора в
кристаллическом состоянии
да, <о
А ¦А-Аг-
разрыв связей
энергия
поглощается
АААА А
сольватация
(гидратация)
»
образование
новых связей
А«пН2О
энергия
выделяется
ДО2> О
тепловой эффект
да = до,-да,
11

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Растворы многих солей, кислот,
оснований
1. Проводят электрический ток (хотя в сухом состоянии — изоляторы)
2. Некоторые коллигативные свойства растворов (Ткипения, Тэиюрэа)мя и т.д.)
изменяются т.о., как будто число частиц в целое число раз больше, чем число
молекул (формульных единиц) растворенного вещества.
( Электролиты — вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток
Теория 1. При внесении в воду электролитов в растворе оказываются положительно и
электролитической отрицательно заряженные частицы (ионы) (электролитическая диссоциация)
диссоциации 2. Под действием электрического катод П «тионы
тока ионы перемещаются ., @ Q
3. Электролитическая диссоциация может быть обратима "—'
4. Степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, Т, концентрации
1887 г. Сванте
Аррениус
? анод
Механизм
диссоциации на
ионы полярной
молекулы
_дп -|- дп гидратированные
разрушения связи «???3 (СОЛЬВаТИрОваННЫв)
ИОНЫ
Количественно процесс АВ =г=
характеризуют
степенью диссоциации а
и константой диссоциации К
А+ + В"
п(число распавшихся молекул)
а =
N
(исходное число молекул в растворе)
LA JLB J
[АВ]
значение а не связано с
растворимостью вещества в воде
кдис — константа при данной температуре
Условное деление электролитов по силе для 0.1 моль/л растворов
3% ГУ 30%
Слабые электролиты H2S, \ /;
Н2СО3, СН3СООН, фенол, V ,
Электролиты средней
NH3-H2O
СИЛЫ (по 1- й ступени) H,SO3, Н3РО4
Константа диссоциации
АВ_А +В *
Ступенчатая диссоциация
Н3РО4.
Н2РО4"
нро42-
= н+н
^=?н+-
«н+-
- н2ро4-
+¦ НРО42"
(- РО43"
[Н+][Н2РО41
К,= ...__. =7-10-
К2 =
[Н3РО4]
[Н+][НРО42-]
[н2ро4-]
[Н+][РО43-]
= 6-10"
Вода — слабый электролит
2H2Oi=-H3O+ + ОН"— аутодиссоциация
rjJ-H ["QLJ—I
К = ... .. »> К'[Н2О] = [Н+][ОН-] = 10"4 B2°) (ионное
произведение воды)
[Н,О] = const Водородный показатель
ДН,О]
н2о
рн = -
[ОН~] [Н+] = [ОН"] — нейтральная рН = 7
[Н4] > [ОН"] — кислая рН < 7
[Н4] < [ОН"] — щелочная рН > 7
Сильные электролиты
гидроксиды щелочных и
щелочноземельных металлов,
некоторые кислоты, соли
(почти все).
Произведение растворимости
Малорастворимые соли — это сильные
электролиты. Их растворимость м.б.
охарактеризована концентрацией ионов
в насыщенном растворе
BaSO4 = Ва2+ + SO42~
[Ba2+][SO,2~]
К = 1 t-L ; [BaSO4] = const
[BaSO4]
К' = ПРВа5о4= [Ba2+l[SO42"]
При T = const ПР = consf
Если [А+][В"]>ПР, 1 осадок
Ионные реакции: реакции между ионами, протекающие в растворе электролитов
Протекают в случае образования осадков 1, легколетучих веществ Т и малодиссоциированных веществ
Na2SO4 + ВаС12 =
в ионной форме:
SO42" + Ва2+ = BaSO4l — краткая форма
NaCI + K,SO. * "\ Смеси ионов, реакции не идут,
f Нельзя говорить об изменении
КОН + NaCI * J состава исходных веществ
Na2SO4 + BaCI2 = 2NaCI + BaSO4l
фр
2Na+ + SO42~ + Ba2+ + 2СГ = BaSO4l + 2Na+ + 2СГ
12

Электролиты
© 0
ЭЛЕКТРОЛИЗ
проводят
электрический ток
катод
анод
1
Совокупность химических реакций, протекающих под действием
электрического тока на электродах, помещенных в раствор или
расплав электролита, называется электролизом
© Расплав NaCI = Na+ + Cl
T tV^t
восстановление
катиона
окисление
аниона
Раствор NaCI
Na+ + е -¦ Na°
катод
расплав
анод
Cl -
суммарно
СГ
Л- CL
»N
I 2NaCI 4 2Na + CL
РН
РН
2е
В растворе — сложнее из-за присутствия воды
42OH"
катод
Na+ СГ
Н+Н2О
анод
2Н2О - 4е~-» О2 + 4Н"Ч рН < 7
. 2ОН~ - 4е"-» О2 + 2Н2О рН > 7
суммарно
2Н,О + 2СГ
:|,t + H2t + 2ОН~
,t + H,t + 2NaOH
Еще сложнее электролиз протекает в смесях солей. Возможность осуществления того или иного
процесса зависит от окислительно-восстановительных свойств ионов в растворе
Для металлов — электрохимический ряд напряжений (ряд стандартных потенциалов Е°)
< р. 4 ».
©
АЕ
АЕ
Стандартный
водородный электрод
HCI, [Н+) = 1 моль/л
|н2, 1 атм A05Па)
^усиление восстановительных свойств атомов металлов
Al3+ Mn2t Zn2+ Cr2+ Fe2+ Cr" Co2t
i21" H+ Cu21- Fe3+ Ag+ Au3t
[Zn2+] = 1 моль/л
Fe° + Си2"" -¦ Cu° + Fe2+
2FeCI3 + Си = CuClj + 2FeCL
окисленная К+ Са2+
форма
восстановленная К Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cr2t Co Ni Sn Pb H2 Cu Fe2+ Ag Au
фОрма увеличение окислительной способности ионов
»^chob — аналогично можно построить ряд
.в-ел1тчение восстановительной активности анионов
[Cu2+] = 1 моль/л
no; so
2-
он
СГ ВГ Г
-=<-:¦= молекулы воды: окисляются сами при электролизе водных растворов
-:- "-¦!«-. о.
2Н2О
с активным анодом
0 ©
Ni
2+
4Н +
черновой Ni pac-
творяется на аноде
13
Законы электролиза: М. Фарадей —
равные количества электричества выделяют на
электродах эквивалентные массы веществ
96520 Кл
Э-l-t Э -1 • t
m = =
F 96520
где Э — электрохимический эквивалент
(молярная масса эквивалента)
Э = — (п — число ё )

оксиды
Оксиды — сложные вещества, состоящие из 2-х элементов, один из которых — кислород в
степени окисления -2
Формула
СО
N0
NA
Название
оксид углерода (II)
оксид азота (II)
оксид азота (V)
Формула
Fe2O3
СгО3
Мп2О7
Название
оксид железа (III)
оксид хрома (VI)
оксид марганца (VII)
Агрегатное состояние при н.у.: газы (N0, СО, С02 и др.), жидкости (Н20) и твердые (Fe2O3,
MgO, CaO и др.) вещества.
Получение оксидов
1) Окисление кислородом а) простых веществ: 2Мд + 02 = 2МдО
б) сложных веществ: 2H2S + ЗО2 = 2Н2О + 2SO2
_ „ __ t°n#» *» , <->#.#« , л-v шкроме солей щелочных металлов:
2) Разложение а) нагреванием солеи: 2CuSO4 = 2CuO + 2SO2 + 02 '2kno = 2KN0 + О
t° 3 2 2
2Pb(NO3J = 2РЬО + 4NO2 + 02
б) нагреванием Ca(OH) = CaO + H2O | гидроксиды щелочных металлов
оснований: Cu(OHJ = CuO + H2O " "t^TnTuT™ ШН
в) нагреванием кислородсодержащих кислот
в случае термически неустойчивых кислот (Н2СО3, H2SO3) — простое нагревание
H2SO3 = SO2 + Н2О
в случае термически устойчивых кислот — нагревание в присутствии Р20
2 5
2НСЮ == С12О7 + Н2О ; 2HNO3 == N2O5 + Н2О
'РА
!рА
3) Разложение высших оксидов и окисление низших:
4СгО3 = 2Сг2О3 + ЗО2 4FeO + 02 = 2Fe2O3
4) Вытеснение летучего оксида менее летучим при высокой температуре:
Na2CO3 + SiO2 = Na2Si03 + CO2t
5) Взаимодействие кислот — окислителей (H2SO4(kohu), HNO3) с металлами и некоторыми
неметаллами:
Zn + 4HN03(kohu) = Zn(NO3J + 2NO2t + 2H2O
2H2SO4 + С i°
'2
CO2t + 2H2O
оксиды)
несолеобразующие (N О, NO,
CO и др.)
Основные — реагируют с
избытком кислоты с образова-
образованием соли и воды. Основным
оксидам соответствуют
основания.
1) Некоторые — с водой (окси-
(оксиды щелочных и щелочнозе-
щелочноземельных металлов):
СаО
2) Все — с кислотами
Н20 = Са(ОНJ
Fe2O3
6HCI = 2FeCI3
ЗН2О
3) С кислотными оксидами
СаО + С02 = СаСО3
4) С амфотерными оксидами
Li2O
А1?ОЯ = 2LiAIO2
Амфотерные
ZnO, AI2O3, Сг2О3, МпО2
Взаимодействуют как с кислота-
кислотами, так и с основаниями.
ZnO + 2HCI = ZnCI2 + Н20
ZnO + 2NaOH + Н.О = Na.[Zn(OH)J
Реагируют с основными и кислот-
кислотными оксидами
t°
ZnO + CaO = CaZnO2
t°
ZnO + SiO2 = ZnSiO3
Кислотные — реагируют с
избытком щелочи с образо-
образованием соли и воды. Кис-
Кислотным оксидам часто соот-
соответствуют кислоты.
1) Большинство — с водой
S03
Н20 = H2SO4
2) Со щелочами
2NaOH
3) С основными оксидами
SiO2 = Na2Si03
H2C
2 3(^
4) С амфотерными оксидами
3SO3 - AI2(SO4K
AI2O3
14

ОСНОВАНИЯ
С позиций теории электролитической диссоциации основания — соединения, образующие при
растворении в воде из отрицательных ионов только ионы гидроксида ОН"
С позиции протонной теории Й. Бренстеда и Т. Лоури основания — акцепторы протонов
(NH3 + Н+ = NH/)
С позиции электронной теории Г. Льюиса основания — доноры электронной пары (ОН", HF и др.)
гидроксиды щелочных и щелоч-
щелочноземельных металлов —
щелочи \ ОН
гидроксид кальция
FG~O~H гидроксид железа i
Физические Твердые кристаллические вещества. В воде растворимы щелочи: LiOH, NaOH,
свойства: КОН, CsOH, RbOH, Ca(OHJ, Sr(OHJ, Ba(OHJ> другие — малорастворимы. Водные
растворы щелочей мылки на ощупь, разъедают кожу, ткань — едкие щелочи
ПОЛУЧЕНИЕ
Щелочи можно получить по реакциям:
1 Металл + вода
2. Оксид + вода
3. Электролиз водных растворов солей
щелочных металлов
2Na + 2Н2О = 2NaOH
Ва + 2Н2О = Ва(ОНJ
Li2O + H2O = 2UOH
СаО + Н,0 = Са(ОН).
H2t
H2t
2NaCI + 2Н2О = 2NaOH
Cl2t
H2t
Нерастворимые в воде основания:
Соль + щелочь CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH) Л + Na2SO4
MgCI2 + 2KOH = Mg(OHJl + 2KCI
Исключение Na2CO3 + Ca(OHJ = 2NaOH + CaCO34
насыщенный
раствор
CU2+ + 2OH" = CU(OHJ4
Mg2+ + 2OH" = Mg(OHJ4
Химические
свойства
1. Основания реагируют с кислотами Си(ОН)
(реакция нейтрализации) Си(ОН). + 2Н+ = Cu2+ + 2H.0
H2SO4 = CuSO4 + 2Н2О
2. С кислотными оксидами
КОН + СО2 = КНСО3
2КОН +
2NaOH
СО2 = К2СО3
SiO2 = Na2Si03
Н2О
H2O
3. Растворы щелочей имеют рН > 7, изменяют окраску индикаторов. В
щелочной среде окраска лакмуса — синяя, фенолфталеина — малиновая
4. Щелочи взаимодействуют
с амфотерными оксидами
2КОН
t°
ZnO = K2Zn02
H2Ot
сплэвпами*
5. Щелочи взаимодействуют с Ва(ОНJ + Na2SO4 = BaSO4l + 2NaOH
солями, если образуется мало- 2NaOH + CuCl2 = Cu(OHJl + 2NaCI
растворимая соль или малорастворимое основание
6. При нагревании:
гидроксиды щелочных металлов — не разлагаются (кроме LiOH)
щелочноземельных — разлагаются при прокаливании
7. Нерастворимые в воде гидроксиды Cu(OHJ = CuO + H2Ot
при нагревании разлагаются: 2Fe(OH) = Fe.O, + ЗН Ot
Амфотерные гидроксиды (AI(OHK, Zn(OHJ, Be(OHJ, Сг(ОНK и др.)
реагируют с
кислотами
Zn(OHJ + 2HCI = ZnCl2 + 2Н2О
щелочами
AI(OHK + NaOH = Na[AI(OH)]4
15

кислоты
С позиции электролитической диссоциации кислоты — соединения, образующие при растворе-
растворении в воде из положительных ионов только ионы водорода IT (ионы гидроксония KjO+). С по-
позиции протонной теории Й. Бренстеда и Т. Лоури кислоты — доноры протонов (HCI, Н3РО4 и
др.). С позиции электронной теории Г. Льюиса кислоты — акцепторы электронной пары (Н3О\
BF, и др.).
число ионов водорода Н+ определяет
.люновность кислот
Бескислородные (HCI, HBr, H2S)
анион — «-ид»
HCI — хлороводородная (соляная), CI" — хлорид
H2S — сероводородная, S2" — сульфид
анион
Кислородсодержащие кислоты
Э(ОН)гаОп
Если п = 0, то кислота слабая (Н3ВО3, НСЮ,
НвТеОв).
Если п = 1, то кислота слабая (Н2СО3) или
средней силы (Н3РО4).
Если п > 2, то кислота сильная (H2SO4,
HNO3).
Кислородсодержащие (H2SO4, HNO3) —
гидроксиды неметаллов, диссоциирующие по
кислотному типу
«ат> — высокая степень окисления ЭОд2" — сульфат
«ит» — низкая степень окисления SO,2" — сульфит
H2SO4 — серная П
H2SO3 — сернистая \[
Если число оксогрупп ОН разное при постоянной степени
окисления элемента, то кислоту с максимальным числом
ОН-групп называют ортокислотой, а с минимальным —
метакислотой
НО.
о ртофосфорная
\
мета фосфорная
Получение
Ф кислородсодержащие — взаимодей-
взаимодействие соответствующих оксидов (ангидридов)
с водой
© некоторые кислородсодержащие —
действие на неметаллы сильных окислите-
окислителей
(D бескислородные — взаимодействие прос-
простых веществ
® реакции обмена между солью и менее
летучей кислотой
Г
1
I
1
{
{
so3
N2O5
ЗР +
3I2 +
Н2 +
NaC
+ H2O - H2SO4
+ H2O = 2HNO3
5HNO3 + 2H2O =
10HNO3 = 6HIO3
Cl2 = 2HCI
+ H_Sa = HClt -
NaNO. + KSO. = HNC
3H3PO4 + 5NO
+ 10NO + 2H2O
I- NaHS04
),t + NaHSO4
3 4
A
Физические жидкости — H2SO4, HCIO4
свойства твердые — H3PO4, H2Si03
некоторые существуют только в растворах — H2SO,. H.CO,
Химические свойства
1 Растворы кислот имеют рН<7, окрашивают метилоранж и
лакмус в красный цвет
1 Все кислоты реагируют с основаниями
(реакция нейтрализации)
1 С основными оксидами (и амфотерными)
1 Кислоты, анионы которых—неокислители,
реагируют с металлами, стоящими в ряду
стандартных потенциалов до водорода, с
выделением водорода
1 С солями, если образуется малораствори-
малорастворимое, летучее или малодиссоциирующее
вещество
1 При нагревании кислородсодержащие
кислоты разлагаются
H2SO4 + Fe(OH). = FeSO, - 2Н.0
Fe2O3 + 6HCI = 2FeCl, - 3H.0
Zn + 2HCI = ZnCI2 + H2T
H2SO4 + BaCI2 = BaSO4l + 2HCI
Na2CO3 = 2NaCI + H2O +CO2T
2
2HCI
' H2Si03 = H2Ot + SiO2 H2SO4 - H2Ot + SO3T
16

соли
С позиции теории электролитической диссоциации соли — сильные электролиты, сущест-
существующие в водных растворах в виде положительно заряженных ионов металлов и отрицатель-
отрицательно заряженных ионов кислотных остатков (иногда в растворах солей имеются также ионы Н+
и ОН").
Соли можно рассматиривать как продукт полного или частичного замещения атомов водоро-
водорода (Н) в молекуле кислоты на металл (H2SO4 -> NaHSO4 -> Na2SO4
групп в основании на кислотный остаток (Mg(OH) -> MgOHCI
или замещения гидроксо-
МдС12)
кислые
NaHSO,
NaHSO4 = Na+
¦ он
'ONa
HSO.
= Na++
SO42"
средние
Na2SO4
,ONa
Na2SO4 = 2Na+ + SO42
основные
MgOHCI
CI-Mg-OH
MgOHCI = MgOH +
+ СГ = Mg2+ + OH~
+ СГ
двойные
содержат катионы
двух металлов и
анион одной кислоты
KAI(SO4J
смешанные
содержат катион
одного металла и
анионы двух кислот
Са'
OCI
"кислые соли: гидро + анион
NaHCO3 — гидрокарбонат
натрия
Са(Н2РО4J — дигидрофосфат
кальция
основные соли: гидроксо + анион
MgOHCI — гидроксохлорид
магния
А1(ОНJС1 — дигидроксохлорид
алюминия
Анионы
Одноатомные — элемент + «ид»
F" — фторид
S2' — сульфид
кислородсодержащие
высш. ст. окисл.5О42~ — сульфаг
низкая SO32~ — сульфиг
Получение
1. С использованием
металлов
металлы с неметаллами:
металлы с кислотами:
металлы с солями:
2. С использованием основные оксиды с кислотами:
2Mg + Cl2 = MgCI2
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2t
Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4
вытесняет стоящий левее
в электрохимическом ряду левее Н, или — кислота -
окислитель HNO3, H2SO4<OIU
СаО + 2HCI = CaCI2 + Н2О
оксидов
3. Реакцией нейтра-
нейтрализации
4. Из солей
кислотные оксиды с основаниями: СО2 + Са(ОНJ = СаСО3 + Н2О
кислотные оксиды с основными: СаО + СО2 = СаСО3
амфотерные оксиды: AI2Oa + СаО = Са(АЮ2J
H2SO4
HCI
2NaOH = Na2SO4
NaHCO3 = NaCI
2Н2О
H2O + CO2t
соли с солями
соли с основаниями
соли с кислотами
AgNO3 + NaCI = AgCll + NaNO3
CuS04
Na2CO3
2NaOH = Cu(OHJ4
2HCI = 2NaCI + H2O
Na2SO4
+ CO2t
ионные реакции, один из продуктов должен удаляться из зоны реакции
кислые СОЛИ получают такими же способами, что и средние, но при других мольных соотношениях регентов
H2SO4 = Na2SO4
CO2 = Na2CO3
2H2O
H2O
2NaOH
2NaOH
2 : 1 — средняя
Избыток кислоты, взаимодействуя со л
средней солью, переводит ее в кислую j
Н2О
NaOH
NaOH
1
Са3(РО4J
Са3(РО4J + 4Н3РО4 = ЗСа(Н2РО4J
H2SO4 = NaHSO4
СО2 = NaHCO3
1 — кислая
Н3РО4 = ЗСаНРО4
основные СОЛИ образуются при взаимодействии некоторых солей с щелочами: ZnCI2 + NaOH =
ZnOHCli + NaCI. Основные соли обычно хуже растворимы в воде, чем средние
Физические свойства твердые кристаллические вещества. Многие соли имеют высокие температуры пл. и кип. По
растворимости в воде делятся на хорошо (NaCI, KCI), мало (PbCI2, CaSO4) и практически
нерастворимые (BaSO4, PbSO4, PbS, СаСО3), Сильные электролиты.
Химические свойства 1. Разлагаются при прокаливании (см. получение оксидов). 2. Взаимодействуют с металлами,
другими солями, щелочами, кислотами (см. выше).
3 Заказ J* 2263 1 7

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ
Гидролиз солей — взаимодействие солей с водой, приводящее к присоединению протона Н+
молекулы воды к аниону кислотного остатка и (или) групп ОН" молекулы воды к катиону металла.
Гидролизу подвергаются соли, образованные катионами, соответствующими слабым основаниям,
и анионами, соответствующими слабым кислотам. Обычно гидролиз обратим и протекает на 15-
20% (т.е. в гидролизе участвуют 15-20% соответствующих катионов или анионов).
Соль образована слабым
основанием и сильной кислотой
Cu2
CuCI2 = Cu2+ + 2СГ
Н+
Образуется слабодиссоциирующий катион
Си(ОН)+. Среда в растворе кислая
CuCI2 + Н2О-
Си(ОН)С1 + HCI
Соль образована сильным
основанием и слабой кислотой
Na2CO3 = 2Na+ + СО32~
со32- + н2о^=^-нсо3- + он-
Образуется слабодиссоциирующий анион
НСО3". Среда в растворе щелочная
Na2CO3
NaOH
Соль образована слабой кислотой и
слабым основанием
NH
(NH4JS = 2NH4+ + S2
/ +
S2"
-NH3-H2O
-hs- + O
Образуется слабодиссоциированный анион HS~
и растворенный в воде аммиак. Среда близка к
нейтральной.
ALS, + 6H3O = 2AI(OH).4 + 3H,St
Данная реакция гидролиза необратима, т.к.
образуется осадок гидроксида алюминия
А1(ОНK и выделяется сероводород H2S
Гидролизу подвергаются соли как неорганических, так и органических кислот:
Na+
CH3COONa = СН3СОО"
СН3СОО- ¦
CH3COONa
Н2О ¦=
Н2О^ц
-СН3СООН
он-
NaOH
Гидролиз усиливается
а) при нагревании раствора (т.к. гидролиз — обычно
эндотермический процесс)
б) при разбавлении раствора водой:
AICI3 = Al3+
Al3+ + H2O^
AI(OHJ++ H
AI(OHJ+ +
3CI-
Н+
Н+
Н+
Специальные случаи гидролиза
NaF = Na+
Р
HF+ p
2NaF
H2O,
^-HF + OH-
HF2"
NaOH
NH4+ +
NH4NO3
= NH4+
O
NO
3
H2O
H+
HNO3
2AICI3 + 3Na2CO_ + 3H2O = 2AI(OHK4 + 3CO,t + 6NaCI
18

ПОДГРУППА la ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ Li, Na, К, Rb, Cs
LT
увеличение
радиуса
атома
Li
Na
К
Rb
Cs
усиление
восстановительных
свойств
малая электроотрицательность,
относительно небольшая энергия ионизации
Физические
свойства:
очень мягкие металлы, легко
режутся ножом. На срезе —
белого цвета с серебристым
металлическим блеском, исчеза-
исчезающим на воздухе из-за окисления. Плотность
увеличивается от 0,53 (Li) до 1,90 (Cs) г/см3. Тпл
понижается от 181 (Li) до 29°С (Cs).
Электрохимический ряд стандартных
потенциалов
! Li, Cs, К, Na...
большая энергия гидратации иона Li+ (малый радиус)
В природе: Na — 2.64% (по массе), К — 2.5%(по
массе), Li, Rb и Cs — значительно меньше
NaCI — поваренная соль (каменная соль), гапит
Na2SO4*10H2O — глауберова соль
NaNO3 — чилийская селитра
Na3AIFe — криолит
Na2B4O7-10H20 — бура
KCI — сильвин
KCI-NaCI — сильвинит
калийные удобрения
Химические свойства
очень активны, наиболее сильные восстановители
1. С кислородом Rb, Cs — самовоспламеняются
2Na + O2 = Na2O2; 2K + 2О2 = К2О4 — перок сиды
4Li + О2 = 2Li2O — оксид лития
2. С галогенами — с выделением большого количества тепла
Cl2
2Na = 2 NaCI
— галогенид (хлорид)
2
3. С серой при нагревании
S + 2Li = LJ2S — сульфид
4. Литий взаимодействует с азотом (при комнатной тем-ре)
N2
6Li = 2Li3N
5. С водородом при нагревании
H2 + 2Na = 2NaH
6. Легко окисляются даже водой
2Na = 2NaOH
— нитрид
— гидрид
2Н2О
H2t
ПОЛУЧЕНИЕ
т.к. щелочные металлы — это
самые сильные восстановители, их
можно восстановить из соединений
только при электролизе распла-
расплавов солей:
2NaCI = 2Na + Cl2t
на катоде: Na+ + e = Na
на аноде: СГ - е = 1/2CI.T
+ 1 Соединения щелочных металлов
Щелочные металлы — самые сильные восстановители, их ионы (Na+, K+ и др.) не проявляют
окислительных свойств
Гидроксиды (едкие щело-
щелочи) — твердые кристалличес-
кристаллические вещества, типично ионные
соединения, сильные основа-
основания.
NaOH — едкий натр, каусти-
каустическая сода; КОН — едкое
кали
Получение
1. Электролиз водного раство-
раствора NaCI:
катод: 2Н2О + 2е = H2t + 2OH"
анод: 2CI" -2е = Cl2t
суммарная реакция:
2Н2О + 2NaCI = Cl2t + H2t +
2NaOH
2. Каустификация соды:
Na2CO + Са(ОНJ = 2NaOH +
СаСоД
Соли — типично ионные соедине-
соединения, как правило — хорошо
растворимы в воде (кроме
некоторых солей Li — LiF, Li3PO4 и
др.). Образованные слабыми
кислотами соли гидролизуются.
Na2CO3 ¦ 10Н2О — кристаллическая
сода
— кальцинированная сода
— питьевая сода
— поташ
Получение соды
аммиачный способ (метод
Сольвэ) — насыщение раствора
NaCI газами С02 и NH3:
NH3 + CO, + Н,0 = NHHCO.
NH4HCO3
Na2CO3
NaHCO,
2 4
NaCI = NaHCO3l
NaHCO3
NH4CI
3 выпадает в осадок
(сравнительно мало растворим),
кальцинирование — прокаливание
t°
з*
2NaHCO3 = Na2CO3
19
C02t
H2Ot
Качественные реакции:
окрашивание пламени
ионами
LJ+ — карминово-красное
Na+ — желтое
К+ — фиолетовое

ПОДГРУППА На. Be, Mg и щелочноземельные металлы Са, Sr, Ba
.-2е
V
не взаимодействует с водой
слабо взаимодействует с горячей водой
щелочноземельные металлы
реагируют с водой как металлы,
так и их оксиды («земли»)
возрастает радиус атома, усиливаются металлические свойства,
возрастают восстановительные свойства
Магний: легкий (р 1.74 г/см3) серебристый
металл, t°rm 650°C, устойчив на воздухе
Кальций: легкий (р 1.55 г/см3) металл, на
воздухе быстро окисляется и разрушается,
Гпл 842°С
В природе: в земной коре содержится магния
2.35% по массе, кальция «3.6%
Встречаются только в виде соединений —
силикатов, алюмосиликатов. Минералы: МдСО3
— магнезит, МдСО3 • СаСО3 — доломит,
MgCl2 • 6Н2О — бишофит, СаСО3 — мел, мрамор
известняк, CaSO4 • 2Н2О — гипс, CaF2 — флюо-
флюорит, ЗСа3(РО4J • CaF2 — фторапатит
Химические свойства Mg и Са
Оба металла — сильные восстановители. Степень окисления в соединениях всегда +2
2Мд + О2 = 2МдО (при поджигании)
2Са + О2 = 2СаО (при комнатной температуре)
М + Cl2 = MCI2 (М = Mg, Са)
М + S = MS — сульфиды
ЗМ + N2 = M3N2 — нитриды
М + Н2 = МН2 — гидриды
2М + Si = M.Si — силициды
2М + UF4 = U + 2MF2 (кальций- и магнийтермия)
Оксиды МдО и СаО — основные. СаО — нега-
негашеная известь, МдО — жженая магнезия
МдО + Н2О — практически не реагирует
СаО + Н2О = Са(ОНJ + Q (гашеная известь)
при нагревании
МО
2Мд
Са + 2Н2О = Са(ОНJ + H2t (комн. температура)
Mg + 2Н2О = Mg(OHJ + Н2Т (кипячение)
SiO2 = MSiO3
СО2 = 2МдО
М + 2HCI = MCI2
H2t
СаО + ЗС = СаС2 + СО
2МдО + 5С = Мд2С3 + 2СО
Гидроксид Мд(ОНJ — среднее по силе
основание. Гидроксид Са(ОНJ — сильное
основание.
Качественная реакция на ионы М2+: М2+ + Na2CO32~ = 2Na+ + МСО34
В случае Са(ОНJ: Са(ОНJ + СО2 = СаСО34 + Н2О
СаСО3 + СО2 + Н2О = Са(НСО3)
3J
ПОЛУЧЕНИЕ
т.к. металлы Па подгруппы сильные восстановители, то получение возможно только путем
электролиза расплавов солей. В случае Са обычно используют CaCI2 (с добавкой CaF2 для
снижения t° плавления)
CaCI,
Са
ci2t
ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ
Жесткость воды — наличие в воде растворимых солей Са2+, Мд2+ и др. Обусловливает образова-
образование накипи. В жесткой воде плохо мылится мыло:
2C17H3SCOONa + Са2+ = Са(С17Н35СООJ4 + 2Na+
карбонатная — временная некарбонатная — постоянная
Са(НСО3J, Mg(HCO3J, Fe(HCO3J CaCI2, CaSO4, MgCI2, MgS04 и др.
кипячением I удаление жесткости I добавлением соды
Са(НСО3J = СаСО34 + CO2t + Н2О J «смягчение» воды | Caci2 + Na2CO3 = СаСО34 + 2NaCi
добавлением соды
Са(НСО3J + Na2CO3 = СаСО34 + 2NaHCO3 MgSO4 + Na2CO3 = MgCO34 + Na2SOt
20

ПОДГРУППА Ilia. АЛЮМИНИЙ Al
[Netfs^p1
TL
В неметалл
Al 1 оксиды и гидроксиды
Gar проявляют амфо-
In ' терные свойства
TI металлические свойства
Физические свойства: серебристо-белый металл,
пластичный, легкий B,7 г/см3), хорошо проводит тепло и
электрический ток. Т = 660°С
В природе: многие горные породы
по своему составу — алюмосиликаты
(AI, О, Si, щелочные и
щелочноземельные металлы)
глины — А12О3 • nSiO2
бокситы — А12О3 • пН2^
нефелины — KNa3[AISiO4]4
¦mH2O
Получение — электролизом расплава (расходуется около 16 кВт «час на 1 кг AI)
Боксит
Очистка
примесей
Обезвоживание ¦=?>
Электролиз AI2O3 при 950°С в расплав*
криолита Na3[AIF6]
На катоде: Al3+ + Зе = AI0
На угольном аноде (расходуется
в процессе электролиза):
О2" -2е = 0°;
С + О = СО; 2С0 + О, = 2С0,
Химические свойства
Активный металл, восстановитель, устойчив на
воздухе и в воде из-за наличия плотной защит-
защитной пленки AI2O3.
с простыми веществами
1. 4AI + ЗОг = 2А1гО3 + Q — покрывается
пленкой оксида, но в мелкораздробленном
виде горит с выделением большого количес-
количества теплоты.
2. Алюминотермия — получение металлов:
Fe, Cr, Mn, Ti, W и другие, например:
8AI + 3Fe3O4 = 4AI2O3 + 9Fe
3. 2AI + 3CI2 = 2А1С13 (Br2, l2) — на холоду
4. 2AI + 3S = AI2S3 — при нагревании
5. 4AI + ЗС = AI4C3 — при нагревании
3H2t — после
со сложными веществами
1. 2AI + 6Н2О = 2AI(OHK
разрушения пленки AI2O3
2. Растворяется в щелочах
2AI + 2NaOH + 6Н2О = 2Na[AI(OHL] + 3H2t
гидроксоалюминат натрия
3. 2AI + 6HCI = 2AICI3 + 3H2t
4. С HNO3 и концентрированной H2SO4 на
холоду не реагирует — пассивируется. При
нагревании:
2AI + 6H2SO4 = AI2(SO4K
конц.
3S02t
6Н2О
Al + 6HNO3 = AI(NO3)
3K
3N02t
3H2O
Соединения со степенью окисления +3
Оксид AI2O3 — очень твердый (корунд, рубин),
тугоплавкий — 2050°С. Не растворя-
растворяется в воде
Получение: 2AI(OHK = AI2O3 + ЗН2О
Свойства: амфотерный оксид
AI2O3
AI2O3
6HCI = 2AICI3
ЗН2О
3 2
2NaOH + ЗН2О = 2Na[AI(OHL]
1>= перевода в растворимое состояние
лг-ользуют сплавление:
А12О3
А12О3
2NaOH = 2NaAIO2
Na2CO3 = 2NaAIO2
метаалюминат
Н20
С02
Гидроксид А1@НK
Получение: осаждение из растворов солей
3(NH3-H2O) =AI(OHK1
6Н2О = 2А1(ОНK1 + ЗН St
2Na[AI(OHL] + СО2 = 2А1(ОНK1 +
AICI3
AI2S3
3NH4CI
Na2CO3
Амфотерные свойства:
А1@НK
А1@НK
3HCI = А1С13 2
NaOH = Na[AI(OHL]
ЗН2О
Н20
'.«-опое соли А1(+3) хорошо растворимы в воде (кроме А1Р04), они гидролизуются (кислая
геэсщия):
А13+ + Н,0 +=? А1@НJ+ + Н
21

;Ar]3d64s2
3d
Подгруппа VIII6. ЖЕЛЕЗО Fe
-Зё
3d
интим
-2ё
3d
4s
()
: ;~ивая полузапол- ^^
-ая d-подоболочка
Известны соединения, содержащие железо в других степенях окисления
В природе:
FeaO4 — магнетит (магнитный железняк)
Fe2O3 — гематит (красный железняк)
Fe2O,- xH2O — лимонит (бурый железняк)
FeS2 — пирит
FeCOa — железный шпат (сидерит)
По распространению — 4-й элемент
D,6% по массе) земной коры
С получение 3
;:иенный газ
Руда (Fe2O3, Fe3O4, примеси SiO2),
кокс — С, флюсы — известняк СаСО 3
3Fe2O3 + СО = 2Fe3O4 + С
Fe3O4
СО = 3FeO + СО2
FeO + CO = Fe + CO2
FeO + С = Fe + CO
CaCO3 = CaO + CO2
CaO + SiO, = CaSiO,
з(шлак)
Fe + С чугун
2С + О2 = 2СО
С + О2 = СО2
450°C
600°C
700°C
800°C
1000°C
1200°C
1600°C
-орячее кисло-
кислородное дутьё
шлак
металл-чугун
Получение стали
удаление С (Р, Si, S, Мп)
1. Кислородный конвертер
о
С + О2 = СО2
О2 = 2FeO
2Fe
2. Мартеновская печь
С + О2 = СО2
4Р +
S
Si
3. Электродуговой метод
4. Возможно и бездомен-
бездоменное получение стали
2 СО2
5О2 = 2Р2О5
+ О2 = SO2
O2 = SiO2 и др.
Доменный процесс
чугун (выше 2.14% С) — хрупкий, расширяется при
затвердевании
Ч изические свойства: чистое железо — пластичный металл, плотность 7,87 г/см3, tn
1 35°С. Существует а-железо (кубическая объемноцентрированная решетка) и у-железо
(к.бическая гранецентрированная решетка). a-Fe обладает магнитными свойствами.
з;
Химические свойства
пезо — металл средней химической активности, восстановитель, в сухом воздухе покрывается
дитной пленкой оксида, во влажном — ржавеет: Fe + Н2О + О2 -> Fe(OHK -xHjO.
сильные
окислители
слабые
окислители
4Fe + ЗО2 = 2Fe2O3
3Fe + 2О2(чист) = Fe3O4
3CI2 + 2Fe = 2FeCl3
конц. HNO3, конц. H2SO4 с железом не реагируют
2Fe + 6H2SO4F5.70%) = Fe2(SO4K + 3S02t
Fe + 4HNO, = Fe(NO3), + NOt + 2H.0
6H2O
Г Fe + S = FeS
\ Fe
3'3
A:1)
Fe + 2HCI = FeCI
CuSO4 = FeSO4
Cu
2+H2t
2 + 11О2 = 2Fe2O3
3O2 = 2Fe2O3
8S02t
+3
Fe2O3 — порошок бурого цвета
Получение:
4FeS2
4Fe 2 23
Fe(OHK — амфотерный гидроксид с преобладанием
основных свойств
сплавление
Na2CO3 + Fe2O3 = 2NaFeO2
6HCI
NaFeO2
+2
FeO — порошок черного цвета
Получение:
Fe2O3 + Н2 = 2FeO
FeC2O4 = FeO + CO2 + СО
Н2О
оксалат
f
2 +
Fe2O3 = 2FeCI3 + 3H2O
2 + 2H2O = Fe(OHKl
окислитель: 2FeCI
СО2
Н2О
NaOH
3 + 2KI = 2FeCI2 + l2 + 2KCI
качественные реакции на Fe3+
1) Fe3+ + SCN" = [FeSCN]2+ красное окрашивание
2) Fe3+ + K4[Fe(CN)-6] -^ синее окрашивание KFe[Fe(CNN]
гексацианоферрат(И) калия,
vs желтая кровяная соль
22
Fe(OHJ = FeO
FeO — основный оксид
2HCI + FeO = FeCI2 + Н2О
FeCI2 + 2КОН = Fe(OHJl + 2KCI
соединения Fe(+2) на воздухе, как правило, неус-
неустойчивы, т.к. обладают восстановительными
свойствами и легко окисляются (особенно в
щелочной среде)
качественная реакция на Fe2+
Fe2+ + ryFefCNy -^ синяя окраска KFe[Fe(CNN]
гексацианоферратAН) калия,
красная кровяная соль

la ПОДГРУППА -*-
ВОДОРОД Н
Vila ПОДГРУППА
щелочные металлы
галогены
н —is1
-е
I
+е
протон
элементарная частица
отсутствие электронных оболочек
малый размер
Состоит из протия Н AН) (99.985%), дейтерия
D BН) и следов радиоактивного трития Т CН).
Во Вселенной — наиболее
распространенный элемент (90% массы
Солнца — водород).
В земной коре — 1% по массе.
Входит в состав воды, метана, нефти,
каменного угля.
В свободном виде встречается очень редко
ПОЛУЧЕНИЕ
в промышленности
1. Конверсия метана (катализатор, нагрев)
Н2О
СН4 + О2 -> СО2 + 2Нг
2. Коксовый газ (80% Н2)
3. Крекинг нефти
4. Крекинг метана
t°
СН4 = С + 2Н2
5. Пары воды и уголь, при «1000°С:
Н2О + С = СО + Н2 {водяной газ)
Редко:
6. Железопаровой способ (водяные пары с
раскаленным железом)
Н2О + Fe = FeO + Н2 (выше 570°С)
4Н2О + 3Fe = Fe3O4 + 4Н2 (ниже 570°С)
7. Электролиз воды (обычно — растворы
щелочей): 2Н2О = 2Н2 + О2
в лаборатории
1. Электролиз водных растворов солей
(Na2SO4) или щелочей:
Т
2. Zn
3. 2AI
2Н2О = 2Н2Т
O2t
= ZnSO4
H2t
2, 2
2NaOH + 6H2O = 2Na[AI(OHL]
3H2t
СВОЙСТВА
Химические: при обычных условиях довольно
малоактивен (реагирует только с F2), т.к.
молекула Н2 прочна.
восстановитель
1. Потеря электрона — образование протона —
Н+ — (в водных растворах — ион гидроксония
Н3О+)
2. Наиболее характерно — образование поляр-
полярных ковалентных связей (валентная оболочка
[Не])
2Н2 + О2 = 2Н2О (со взрывом) «гремучая» смесь 2Н2 + О2
Н2 + F2 = 2 HF — со взрывом при любой температуре
Н2 + Cl2 = 2 HCI — на свету цепная реакция
Br2, l2 — менее энергично, не идут до конца
+ S^=^H2S — пропускание Н2 над нагретой до
150-200°С серой
Восстановление оксидов: ЗН2 + Fe2O3 = 2Fe + ЗН2О
Физические: газ без цвета и запаха.
Ткип -252°С. Самый легкий газ. Плохо
растворим в воде. Растворяется в некоторых
металлах (Pd, Ni), переходя в атомарное
состояние.
ЗН2
WO3 = W
ЗН2О
2 3
Оксиды металлов, более активных, чем Fe,
водородом до металла не восстанавливаются.
окислитель
образование гидрид-иона Н~ — при взаимо-
взаимодействии со щелочными и щелочноземельны-
щелочноземельными металлами
Н2 + 2Na = 2NaH
Н2 + Са = СаН2
гидриды — ионные соединения, сильные
восстановители:
NaH + Н2О = NaOH + Н2
применение: синтез HCI, NH3, при восстановлении оксидов некоторых металлов, реакции
гидрирования в органической химии, для получения маргарина — гидрирование растительных
жиров, синтез метанола СН3ОН и др.
23

ПОДГРУППА Vila. ГАЛОГЕНЫ (F, Cl, Br, I)
d отсутствует у F
промотирование
TT 1 1
, характерные положи-
положительные степени окисления
CI +1, +3, +5, +7
Br +1.+5
! + 1,+3,+5,+7
Физические свойства: f2 ci2
Ткип. 'С -108 -35
Вг2(ж)
58
12(тв)возг.
183
размер атома, поляризуемость,
интенсивность окраски (от зеленовато-желтой
до темно-фиолетовой), энергия межмоле-
межмолекулярного взаимодействия
Химические свойства: галогены — сильные окислители, взаимодействуют с металлами,
неметаллами, сложными веществами.
F2 — наиболее реакционноспособен, реакции идут на холоду, при нагревании — даже с учас-
участием Аи, Pt
С простыми веществами:
Н2
Si
2Na
Хе +
многие металлы в атмосфере фтора загораются.
На поверхности Ni, Си и некоторых других
возникает защитная пленка, реакции прекращаются
F2 = 2HF
2F2 = SiF4
+ F2 = 2NaF
2F2 = XeF4
Со сложными веществами:
2F2
SiO
2Н2О = 4HF
2F2 = SiF4
О2
С12 — также сильно реакционноспособен, но в
темноте с Н2 не взаимодействует.
Вг2 — реакционноспособен
12 — химически менее активен. Реакция
Н2 + I2*=^2HI протекает при 300°С
уменьшение окислительной активности
F2 Cl2 Вг2 12
предыдущий вытесняет последующий из
галогенидов:
С12 + 2КВГ = KCI + Вг2
HHal —газы,
хорошо растворимы в воде
HF
HCI HBr HI
SiO
Образуют соли:
Качественные
реакции
4HF = SiF4
2Н2О
C>
увеличивается
сила кислоты
восстановительная и
способность
галогенид-иона
фториды, хлориды, бромиды, иодиды (ионные соединения)
Са2+ + 2F" = CaF2l
2
белый осадок
Получение HHal:
Cl — AgCI белый осадок
Вг~ — АдВг бледно-желтый осадок
I" — Agl желтый осадок
нерастворимы
в азотной
кислоте
1. CaF2 + H2SO4 = CaSO4
2. Н2 + Cl2 = 2HCI
3
2HF
3.
4.
5.
РВг3
H2S-+
+ зн2
зн2о
0 =
=
si
= ЗНВг
3HI + Н
+ 2HI
+ НЭ
зР0;
ро3
з
В природе:
F — флюорит CaF2, фторапатит ЗСаэ(РО4J • CaF2
Cl — каменная соль NaCI, сильвинит NaCI • KCI
В Г, I — в водах, сопутствующих нефти, в водах
горьких озер и др.
Получение
электролиз фторидов
электролиз раствора NaCI, HCI + КМпО4 и др.
бромиды
иодиды
2Nal + MnO2
Na2SO4 + 2Н2О и др.
2H2SO4
MnS04
24

Подгруппа Vila. ХЛОР Cl
d
+e
S
n ti t
участие d-орбиталей
-пё
+ 1
+3
+5
L+7
кислородные
соединения
Физические свойства: Т^ = -34'С, газ зеленовато-желтого
цвета, ядовит, немного растворим в воде.
Получение:
в технике: электролиз раствора NaCI;
в лаборатории: 16HCI + 2KMnO4 = 2MnCI2 + 5CI2
или 2HCI + CaOCI2
Cl2
Н2О
CaCI2
2KCI + 8Н2О
В природе всегда
степень окисления -1
NaCI — поваренная соль, галит
NaCI, KCI — сильвинит
KCI — сильвин
MgCl2' KCI * 6Н2О — карналлит
Химические свойства Cl2:
сильный окислитель
с простыми веществами:
1. 2Fe + 3CI2 = 2FeCI3
2. 2Р + 5CI2 = 2PCI5
2 2PCI5
3. Си + Cl2 = CuCI2
4. Н2 + Cl2 = 2HCI на свету
цепной механизм:
hv
ci2 -»• ci • + ci •
н2 + ci • = на + и •
н • + ci2 = hci + ci •
Н • + CI • = HCI (обрыв цепи)
С N2, С, О2 — непосредственно не
реагирует
со сложными веществами:
1. Вытесняет бром из бромидов
Cl2 + 2KBr = 2KCI + Вг2
2. Окисляет S02 и др. вещества:
Cl2 + S02 + 2Н2О = 2HCI
3. С органическими веществами:
реакции замещения: С 2Н6 + Cl2 -» С2Н5С! + HCI
присоединения: Н2С=СН2 + С!2 -» ClH2C—CH2CI
4. С водой: Н20 + C\2-i=^HC\ + HCIO -Q (хлорная вода)
5. С растворами щелочей на холоду:
H2SO4
(на свету)
2КОН + Cl2 = KCI + КСЮ + Н20
при нагревании:
6КОН
3CI2 = 5KCI
КСЮ3
ЗН2О
6. С Са(ОНJ: CL + Са(ОНJ = Ca(CI)OCI + Н20
(белильная или хлорная известь)
Получение HCI:
в промышленности:
Cl2
Н2 = 2HCI
в лаборатории:
NaCI + HjSC^ ^ NaHSO4 + HClt
HCI — бесцветный газ с резким
запахом, хорошо растворим в
воде D00 л HCI в 1 л воды —
макс. 37-40% HCI). Водный
раствор — сильная хлороводоро-
хлороводородная (соляная) кислота. Может
проявлять восстановительные
свойства (за счет СГ):
МпО2 + 4HCI = MnCI2 + Cl2 + 2Н2О
Соли — хлориды, ионные соеди-
соединения, хорошо растворимы в
воде (кроме AgCI, PbCI2, Hg2CI2>
CuCI)
Качественная реакция: белый
творожистый осадок в кислой
среде:
Ад+ + СГ = AgCll
AgCI + 2NH3 • Н2О = [Ag(NH3J]CI
- 2Н2О ! В отличие от АдВг и Agl,
AgCI растворяется в избытке
раствора аммиака.
Кислородные соединения
HCIO — хлорноватистая кислота. Очень слабая
кислота, сильный окислитель. Соли —
гипохлориты NaCIO
НС1О2 — хлористая кислота. Средней силы.
Соли — хлориты NaCIO2, КСЮ2
НСЮ3 — хлорноватая кислота,
соли — хлораты КСЮ3
НС1О4—хлорная кислота, соли
перхлораты КСЮ4> NH4CIO4
-О К
I О
¦о с
с; о
S S
и *
HOCI
СаСЦ
НСЮ3
Н2О + CI2O
КСЮ — бертолетова соль, разлагается при нагревании
2КСЮ3 = 2KCI +ЗО2Т (катализатор МпО2)
4КСЮ3 = KCI + ЗКСЮ4 (без катализатора)
Применение хлора:
получение HCI, обеззараживание воды, синтез органи-
органических соединений, хлорирование руд и др.
25

ПОДГРУППА Via. О, S, Se, Те
(халькогены — образующие руды [меди])
О, S, Se, Те
-4,-6е
отсутствует у О
С
радиус атома
длина связи Н-Э и сила кислот
Н2О, H2S, H2Se, H2Te
Сера — твердое кристаллическое вещество
желтого цвета,Тпл = 119°С, Ткип =
445°С, циклич. молекулы S8, пары: S8,
S6, S4, S2 аллотропия (полиморфизм).
В природе: самородная сера
сульфиды — пирит FeS2, галенит PbS и др.
сульфаты — CaSO4 • 2Н2О (гипс) и др.
Получение
1. Очистка самородной серы
2. 2H2S + О2 = 2S + 2Н2О (недостаток О2)
3. 2H2S
2
SO2 = 3S
2
2Н2О
ромбическая <-» моноклинная <-» аморфная
Химические свойства на холоду — низкая
реакционная способность, при нагревании возрастает
1. как окислитель Fe + S = FeS
2. как восстановитель S + О2 = SO2 — горит (примесь SO3)
3. диспропорционирование: 3S + 6КОН = K2SO3 + 2K2S + ЗН2О
+4
+6
H2S
бесцветный газ с запахом тухлых
яиц, слабо растворим в Н2О
Получение:
Н2 +
FeS
2
2HCI = FeCI2
H2S
В природе — вулканические газы
/
ОS. бесцветный газ с резким запахом
Получение:
1. S + О2 = SO2 — горение серы
2. 4FeS2 + 1
обжиг пирита
в лаборатории
o=s
легко переходит в (SO3)n
1О2 = 2Fe2O3 + 8SO2 -
2
Химические свойства:
Водный раствор H2S — слабая
кислота (слабее H2SO3)
Na2SO3 + 2H2SO4 = 2NaHSO4
+ н2о ™;e
so.
соли
сульфиды, растворимы
в HgO только щелочных
металлов, Са2+, Ва2+
гидросульфиды
известны только
в растворах
Си + 2H2SO4
Химические свойства:
кислотный оксид SO2 + Са(ОНJ =
CaSO3 + Н2О
SO2 + Н2О -г=г H2SO3 ~ сернистая
кислота средней силы
гидролиз S2" + H2O^=^HS" + ОН"
качественная реакция:
Pb2+ + S2" = PbS4- черного цвета
восстан овитель
обычно окисляется до S°, иногда
до S(+4) и S(+6) в зависимости от
силы и количества окислителя
2H2S + О2 = 2S + 2НгО недостаток 02
2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О избыток О2
с галогенами
соли
растворимы только
сульфиты щелочных
металлов, гидролиз
гидросульфиты
как правило,
растворимы
Br2 = 2HBr + S
2 4CI2 + 4Н2О = H2SO4 + 8HCI
с HNO3 — зависит от концентрации
H2S + 2HNO3 = S + 2NO2 + 2H2O
и даже со слабыми окислителями
H2S
H2S
SO2 Л окислительно-восстанови-
Na2SO3 J тельная двойственность
восстановитель
с окислителями
SO2 + Br2 + 2Н2О = H2SO4 + 2HBr
бромная вода, обесцвечивание
2Na2SO3 + О2 = 2Na2SO4
окислитель
с восстановителями
Т = 16,8°С, Т = 44.8°С
ПЛ ' КИП
Получение:
а) В контактном аппарате, содержащем
катализатор V2O6, 400-600°C
2SO2 + O2-f=^2SO3 + Q
б) Поглощением SO3 в поглотительной
башне методом противотока H2SO4
получают раствор SO3 в H2SO4 — олеум.
Олеум разбавляют до 98% H2SO4
серная кислота но/\о
сильная кислота (при диссоциации по
1-й ступени). Концентрированная —
водоотнимающее свойства (обугли-
(обугливание):
2Н2О
сахар
окислительные свойства за
счет S(+6)
S + 2H2S04kohu = 3SO2
С
2H2SOlkoHit = СО2
2SO2 + 2Н2О
с металлами, стоящими после Н;, при f
SO2 + 2Н2О
Си + 2H2SO4 = CuSO4
с активными — смесь
Zn + H2SO4 -¦ SO2, S, H2S + ZnSO4
На холоду: пассивирует Fe, Al, Cr
Разбавленная — как обычная кислота
окислитель — Н*
SO2
2H2S = 3S
2Н2О
соли
H2S +
2H2S
2FeCI3 = 2FeCI2
H2SOa = 3H2O
2HCI
3S
диспропорционирование
4K2SO3 = 3K2SO4 + K2S
(прокаливание)
присоединение S:
Na2SO3 + S -> Na2S2O3 тиосульфаты
(кипячение раствора с S)
26
гидросульфаты
HSO.T
сульфаты
Качественная реакция:
Ва2+ + SO42" = BaSO4 белый осаде*
не растворимый в кислотах

Via ПОДГРУППА. КИСЛОРОД О
и пи
[Ne]
только со фтором
валентность 2
ст. окисления -2 (главная)
В природе состоит из
16О 17О 1во самый рас-
распространенный элемент
земной коры D9,1 масс.%).
Атмосфера содержит 21%
кислорода по объему
Возможны также степени окисления -1 (пероксиды Na2O2, Н2О2), -1/2 (^OJ, +1(F2O2) и +2 (F2O)
Получение:
О =-183°С, аТ
= -196°C
в промышленности
Перегонка жидкого воздуха, т.к. Ти
в лаборатории z
1. Электролиз водных растворов солей и щелочей 2Н2О = 2Н2 + 02 (см. получение Н2)
2. Разложение перманганата калия, 2КМпО4 = К,МпО4 + МпО2 + О2
пероксида водорода, 2Н2°г = 2Нг° + °г (катализатор МпО2)
бертолетовой соли 2КСЮ3 = 2KCI + ЗО2 (катализатор МпО2)
3. Из пероксида бария 2ВаО = 2ВаО + О
Свойства:
Физические: бесцветный газ, без запаха. Тюп
-183°С, в 1 л Н2О растворяется 0.04 г О2.
Парамагнитен — втягивается в магнитное поле
Химические: в реакциях со всеми простыми
веществами — окислитель. Непосредственно не
реагирует с галогенами, инертными газами, Аи,
Pt, кислородные соединения которых получают
косвенными путями
Реакции
S +
4Р Н
С +
2Н2
N2 +
с неметаллами
°г =
н 50,
ог =
<V
S02
= 2Р2О5
С02
= 2Н2О
=r2NO2000°C
с металлами
сгорают с образованием оксидов
2 Мд + 02 = 2МдО
3Fe + 2О2 = Fe3O4 (чистый кислород)
AI, Сг — тонкая защитная пленка
оксида
щелочные металлы (кроме Li) при
нагревании в сухом 02 образуют
пероксиды:
2Na + 02 = Na2O2
и надпероксиды:
2К + 2О2 = К2О4
со сложными веществами
при горении в избытке
кислорода образуются, как
правило, соответствующие
оксиды:
2H2S + ЗО2 = 2SO2 + 2Н2О
СНД + 2О2 = С02 + 2Н2О
при недостатке 02 — сажа (С), СО...
с2н5он + зо2 = 2со2 + зн2о
4FeS2 + 1102 = 2Fe2O3 + 8SO2
пирит
Газообразный кислород существует в двух аллотропных модификациях — дикислород О2 и
трикислород О3 (озон)
Озон О3 образуется при электрических разрядах: О2 + энергия = 20; О + О2 = О3
суммарно ЗО24=г2О3 - 286 кДж
Озон — нестойкое вещество, легко распадающееся, обладает сильным окислительным дей-
действием
PbS + 4О3 = PbSO4 + 4О2
О3 + 2KI
Н20
l2 + 2KOH + О2 — качественная реакция на озон
ПРИМЕНЕНИЕ О2 основано на его использовании как окислителя:
в металлургии при производстве стали и чугуна = 60% промышленного О2
для получения HNO3, H2SO4> обжига руд (например, FeS2, CuFeS2, PbS и др.)
горение Н2 + О2 — при сварке металлов
В ПРИРОДЕ с участием О2 совершается дыхание — один из важнейших жизненных процес-
процессов. Наличие в атмосфере кислорода обеспечивает гниение органических веществ. Содержание
f яслорода в атмосфере постоянно, т.к. его расход компенсируется образованием кислорода
-ои фотосинтезе: СО2 + Н2О -> Cn(H2O)m + О2
Г <исление кислородом углеводов, жиров и белков служит источником энергии живых
организмов
27

6-
104°
+1 -2
ВОДА (оксид водорода) Н2О
Высокая ЭО атома О, большой дипольный момент
молекулы, прочные водородные связи приводят к
сильной ассоциации молекул (Н2О)П. При 20°С п в
среднем 4, при 100°С п = 1 и 3% п = 2.
Физические свойства:
Чистая вода не имеет вкуса, цвета и запаха, в тонких слоях — бесцветная, в толще —
голубоватая. Наибольшая плотность при +4°С — 1 кг/л, при 0°С — 0.998 кг/л, так как согласно
одной из точек зрения %?j^ ' ?> \^ • Т^ 0°С, Тгип 100°С. Характеризуется высокой
теплоемкостью D.13 кДж/моль-кг-К), высокой теплотой испарения.
Химические свойства:
Вода реагирует с простыми веществами:
Ф С щелочными и щелочноземельными, а при
нагревании — и с другими металлами
© С галогенами
Вода реагирует со сложными веществами:
Ф С оксидами основными
кислотными
© С ионными гидридами
® Образование кристаллогидратов
© Гидратация непредельных
органических соединений
© Гидролиз ионных и ковалентных (в том
числе — органич.) соединений
Особые свойства воды:
Ф Вода — катализатор
© Вода — очень слабый электролит:
L В чистой воде при 22°С [Н*] = [ОН] = 10
Г Са + 2Н2О =
\ 3Fe + 4Н2О
Г 2F2 + 2Н2О
I CI2 + Н2О~-
СаО + Н2О
S03 + Н2О =
КН + Н2О -j
NaOH + 2Н2
CuSO4 + 5Н
СН2=СН2 +
AICI + НО.
РС153+4Н2О
сн3сч' + нс
оснз
2AI + 312 ->
H2O*=i-H+ -
моль/л, рН = 7
= Са(ОНJ + Н2Т
= Fe3O4 + 4Н2Т
= 4HF + О2Т
=±-нсю + на
= Са(ОНJ
-- h2so4
кон + н2Т
О -> NaOH • 2Н2О
2О -> CuSO4 • 5Н2О
Н2О -> СН3СН2ОН (Н+) о
chhCH + н2о -> сн,с' (Нэ2')
е=г-АЮНС12 + HCI H
-> Н3РО4 + 5HCI
н*=г сн3с + сн3он
он
2АП3
h ОН"
Л
г Очистка: 1) От крупных частиц — фильтрованием
2) От растворенных солей:
временная жесткость — Са(НСО3J + Са(ОНJ = 2CaC03i + 2Н2О или кипячением:
1
Са(НСО3J = СаСО31 + СО2
постоянная жесткость
Н2О
CaSO4 + Na2CO3 = CaCO3i + Na2SO4
3) От взвесей — добавлением солей алюминия или железа (III)
AI2(SO4K + ЗСа(ОНJ = 2AI(OHKi + 3CaS04i Fe2(SO4K + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OHKl + 3Na2SO4 + 3CO2T
Рыхлые осадки ai(ohK 4) Обеззараживание — хлорирование или озонирование
и Fe(OHK захватывают 5) В случае необходимости — дистилляция или деминерализация
(пропускание через катионит в Н+ форме и анионит в ОН" форме) J
примеси
— 1
О
LJ
2Н2О2 = 2Н2О + О2
H2S2O8 + 2Н2О
2H2SO4 + Н2О2
ПерОКСИД ВОДОрОДа Н2О2 н' ^О^ — жидкость. Обычно в фармакологии (антисептик) 3%-ный
водный раствор или 30%-ный раствор в промышленности (пергидроль). Легко разлагается при хранении, при нагревании и
на свету. Разложение катализирует МпО2
Получение: ВаО2 + H2SO4 = B
пероксид надсерная к та
Свойства^) Очень слабая кислота: Н2О2-г=^Н' + НО2", соли - пероксиды Н?О2 + Ва(ОНJ
2) окислитель: Н^"^ + 2KI + H2SO4 = l2 + K2SO4 + 2Н2О
3) восстановитель: Ъ\\р\ + 3H2SO4 + 2КМпО4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 8Н2О + 5О°2
Применение Н2О2 и пероксидов: отбелка различных материалов, хим. промышленность,
¦ зашение, медицина, поглощение СО2: 2Na2O2 + 2СО2 -4 2Na2CO3 + О2
ВаО21 + 2Н2О

Va ПОДГРУППА. АЗОТ N
В природе: 0.01% массы земн. коры, 78.1%
по объему атмосферного воздуха. NaNO3,
— селитры
KNO,
Получение: © в промышленности — фракционирование жидкого воздуха (т^ О2 = -183*С, N2 = -196*С)
Ф в лаборатории — разложение нитрита аммония при нагревании:
NH4NO2 = N2
2Н2О,
NaNO2
NH4CI = N2
NaCI
2H2O
СВОЙСТВА
Физические: газ без цвета, запаха и вкуса,
t^ = -196°C, плохо растворим в воде B.3 мл в
100 мл Н.О при 0°С)
* А
'Химические: молекула N=N очень устойчива^
(прочная тройная связь, Е = 942 кДж/моль)
низкая реакционная способность
Восстановитель: высокая температура (эл. дуга, 3000°С) N. + О = 2NO -Q «замороженное, равновесие,
продувка через разряд
Окислитель: при комнатной температуре — только с
Li, при нагревании — с другими металлами
Реагирует с водородом. При давлении 20-40 МПа, тем-
температуре 400-500°С и в присутствии катализатора — желе-
железа, активированного различными добавками.
6LJ + N2 = 2Li3N нитрид
N2 = Ca3N2
ЗСа
Р, t, кат
N_4=r2NHo
+ Q
Аммиак NH.
Соли аммония NH4+
В промышленности: см. выше Н2 + N2
В лаборатории: нагрев солей аммония со
щелочами или нагревание NH3 ¦
Н2О
(NH4JSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2NH3t + 2H2O
Физические свойства: бесцветный газ с
резким запахом, хорошо растворим в воде (при
20°С 700 л NH3 в 1 л Н2О)
Химические свойства:
^ NH3 + Н+ = NH/ — ион аммония
донорно-акцепторное взаимодей-
н ствие, присоединяет Н+ -» ион
треугольная ЭММОНИЯ
пирамида
Основание: при реакции с кислотами — соли
NH3 + HCI = NH4CI хлорид аммония
при растворении в воде:
NH3 + H2O
NH4+ + ОН"
24 + ОН щелочная реакция
3% водный раствор — «нашатырный спирт»
Восстановитель: за счет N3", окисляется
обычно до N2:
3Br2
8NH3 = N2t
6NH4Br
©
H2O
горение
NH
Pt-кат.
NO + Н О стаДия получения
2 HNO3
® ЗСиО + 2NH3 = N2t + ЗСи + ЗН2О (оксиды
некоторых металлов)
Окислитель: за счет Н+:
2Na + 2NH3 XX 2NaNH2 + Нг
амид
NH4+ — ведет себя как катион щелочного
металла
Соли аммония хорошо растворимы в воде
В водных растворах соли аммония существуют
в виде ионов:
(NH4JSO4 = 2NH4+
Разложение при нагревании:
Ф если кислота летучая, а анион —
неокислитель: нагрев
SO42"
тетраэдр
NH4CI.
-NH3 + HCIr
охлажд.
© если кислота нелетучая, а анион — неокис-
неокислитель, то происходит частичное разложение:
t°
(NH4JSO4 = NH3t + NH4HSO4
® если анион — окислитель, то происходит
окисление азота в ионе аммония:
NH4NO3 = N2O +
(NH4JCr207 = N
2Н2О
+ 4H2O
Cr2O3
Качественная реакция на ион NH4+ — выде-
выделение аммиака при реакции солей аммония со
щелочами:
NH4CI
NaOH = NaCI
NH3t
H2O
Азотные удобрения
Аммиачная вода NH3,
Селитры NaNO3, KNO3, NH4NO3
Сульфат аммония (NH4JSO4
Карбамид (мочевина) CO(NH2J
29

со
о
КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА
2р
2s
Оксид азота (I), N20
Получение:
t°
NH4NO3
N20
2H2O
бесцветный газ со сладкова-
сладковатым запахом, заметно рас-
растворяется в Н2О
несолеобразующий
>500°С — разлагается
2N2O = 2N2 + О2
поэтому окисляет вещества,
реагирующие с О2
N2O
2N2O
Н2 = N2
Н2О
2 2
С = СО2 + 2N2
Полож
+Ф Оксид азота (II), N0
Получение:
в промышленности (стадия
производства HNO3)
Pt
4NH3 + 5О2 = 4NO + 6Н2О
в лаборатории
3Cu + SHNOj,^,^^ = 3Cu(NO3J +
2NOt + 4Н2О
бесцветный газ, трудно сжижаемый,
плохо растворим в Н2О
шш
Н-О—N
ИЛИ
Н-О—Г\Ц+
строение молекулы азотной кислоты
| несолеобразующий |
окисл ител ьно-восстановительная
двойственность
восстановитель:
2N0 + 02 = 2NO2
2N0 + Cl2 = 2N0CI
окислитель:
2N0
2SO2 = 2SO3
в водном растворе:
2N0
2Н2О
2SO2 = N2
2H2SO4
ительные степени окисления
Оксид азота (III), N2O3
Получение:
NO2 + NOj
, нестоек
Кислотный оксид
со щелочами
2NaOH = 2NaNO2 +
нитрит натрия
N2O3
Н2О
HNO2 — кислота средней силы,
неустойчивая кислота
диспропорционирует
t°
2HNO2 = H20
хранение
окислительно-восстановительная
двойственность
окислитель:
2HI + 2HNO2 = 12 + 2N0
восстановитель:
2Н2О
2KMnO4
6HNO2 = 2Mn(NO3J
O 3
3H2O
KNO3 + KNO2
Соли азотистой кислоты — нитриты
(KNO,, NaNO,)
Химические свойства hno.
Оксид азота (IV), N02
Получение:
1. 2NO + 02 = 2NO2
2. Си + 4HNO3 = Cu(NO3J
конц.
3. 2Pb(NO3J = 2РЬ0
4NO2
¦ 2NO2 +
+ 2H2O
2NO,
¦N2O4
бурый газ +140°с бесцв. кристалл.
КИСЛОТНЫЙ ОКСИД
NO, + NO cr: Г>При растворении в воде —
2N0 * """""
Н20 = HNO3 + HNO2
со щелочами:
2NO2 + 2NaOH = NaNO3 + NaNO2 +
H2O
сильный окислитель:
NO2 + CO = NO + CO2
NO2 + SO2 -> NO + SO3 (нитроэный
способ получения серной кислоты)
сильная кислота, окислитель: HNO,
N0 => N20 => N2 => NH4NO3
Cu +
3Cu
4Mn
4Zn
2NO2 +
+ 2NO
) = Cu(NO3J +
^, = 3Cu(NO3J
', = 4Mn(NO3J +
, = 4Zn(NO3J
2H2O
+ 4H2O
2
N2O + 5H2O
NH4NO3
3H2O
Смесь продуктов в зависимости от активности металла и
концентрации HNO,. Концентрированная HNO, пассивирует
(на холоду) Fe, AI, Сг
Неметаллы: окисляются до соответствующих кислот, HNO3 => NO, или NO (в зависимости от разбавления)
Р + 5HNO , = Н3РО4 + 5NO2T + Н,О
12 + lOHNO^^, = 2НЮ3 + 10NO2t + 4Н2О
S + eHNO,,^, = H2SO4 + 6N02t + 2Н2О
1 объем HNO, + 3 объема HCI -> «царская водка»
Аи + HNO3 + 4HCI
N0
2Н2О
H[AuCI4]
Нитраты — хорошо растворимы в воде. Разлагаются при сильном нагревании.
Щелочные и щелочноземельные металлы Малоактивные металлы
i-N^NO, ZNaNO, t O,T 2Pb(NO3J = 2РЬО + 4NO2t + O2t 2AgNO3 = 2Ag
2NO2t
O2t
2O5
I-C5) Оксид азота (V), N,0
Получение:
1. 6HNO3 + Р2О5 = 2Н3РО4-
дегидратация HNO3
2. 2NO2 + О3 -> N2O5 + О2
бесцветные нестойкие кристаллы
3N2O5
2N2O5 = 4NO2
Кислотный оксид
N2O5
H20 = 2HNO3
сильный окислитель
Азотная кислота HNO3
Получение:
В лаборатории
NaNO3
H2SO4 = NaHSO4 + HNO3t
В промышленности
Pt
4NH3 + 5O2
= 4NO + 6H2O
2) 2N0 + O2 = 2NO2 (при охлаждении)
3) 4NO2 + O2 + 2H2O = 4HNO3 (под
давлением О.)
Физические свойства
Бесцветная жидкость, при -42°С перехо-
переходит в кристаллическое состояние, с Н20
смешивается в любых соотношениях
Качественная реакция на ион NO3
2NaNO3 н
2NaHS0,
3H2SO4
+ 2Н2О
Си = 2N02t +
бурый газ
CuSO4

Va ПОДГРУППА. N, P, As, Sb, Bi. ФОСФОР Р
-3; -5ё
+3ё
нет у азота с
известны и другие степени окисления
Фосфор: несколько аллотропных модификаций
Белый (желтый) фосфор, молекулярное строение Р4, t^
44°С, сильно ядовит, растворим в CS2, С2Н5ОН и др.
Окисление белого фосфора на воздухе сопровождается
свечением. Химически активен.
Красный фосфор *1 полимерное строение, не ядовиты,
Черный фосфор J нерастворимы в воде и органи-
органических растворителях
нагревание, пов. давление
Белый фосфор - ' Красный фосфор
нагревание, пониж. давление
« \ 7 S
8. V B'
p L неметаллы
AsJ
Sb l металлы
Л
NH3
РНэ
AsH3
SbH,
BiH.
ОСНОВНОСТЬ 3
V
восстано-
восстановительные
свойства
В природе: земн. кора 0.1%. В свободном
виде не существует. Фосфорит Са3(РО4J,
фторапатит — ЗСа3(РО4J • CaF2 и др.
Получение: 2Са3(РО4J + ЮС + 6SiO2 =
k lOCOt + 6CaSiO,, + Pj (электр. печь)
Химическая активность фосфора значительно выше, чем N2
восстановитель: 50,
4Р = 2Р2О5
5CI2 + 2P = 2PCIS
3P + 5HNO3 + 2H2O = 3H3PO4 + 5NO "
2P + 5CuSO4 + 8H2O = 5H2SO4 + 5Cu
3O2 + 4P = 2P2O3 (недостаток О2
3L + 2P = 2PI,
2H3PO4
окислитель:
2Р + ЗМд = Мд3Р2 (фосфид магния)
п соединения с водородом —
менее устойчивы, чем у N
+3
кислородные соединения
более устойчивы,чем у N
+5
"фосфиды: Са3Р2
ЗСа + 2Р = Са3Р2
фосфин: РН3
Са3Р2 + 6Н2О = ЗСа(ОНJ + 2РН3Т
фосфин — ядовитый газ, бес-
бесцветен, плохо растворим в Н2О,
нестоек.
РН3 — более слабое основание,
чем NH3
РН3 + HI = [PHJI — в воде соли
фосфония полностью гидроли-
гидролизу ются.
РН3 — сильный восстановитель
РН3 + 2О2 = Н3РО4
PCI3. P2O3
Образуются при недостатке
окислителя
2Р + ЗС12 -> 2РС13
4Р + ЗО2 = 2Р2О3
кислотный оксид Р2О3:
4NaOH + Р2О3 = 2Na2HPO3
Р2О3
ЗН2О = 2Н3РО3
Н2О
двухосновная фосфористая
кислота средней силы
НЧ /ОН
\
он
соли — фосфиты (Na2HPO3 и др.)
восстановитель:
Р2О3
О2 = Р2О5[
|^^
соединения фосфора в этой степени
окисления наиболее устойчивы,
поэтому не проявляют окислительных
свойств
P2OS — белый порошок, получают
сгоранием Р в избытке О2:
4Р
5О2 = 2Р2О5
сильное водоотнимающее
действие
6HNO3 + Р2О5 = 2Н3РО4 + 3N2O,
кислотный оксид
ЗВаО + РгО5 = Ва3(РО4J
6NaOH + Р2О5 = Na3PO4 -t
Ортофосфорная кислота — кислота средней силы, окислитель-
-ой силы за счет Р(+5) не имеет.
:• оада солей: средние фосфаты (К3РО4> Са3(РО4J и др.); гидрофос-
za-ы «СаНРО4, K.HPOJ и дигидрофосфаты (Са(Н2РО4J, КН2РО4 и
i»: Средние фосфаты, кроме фосфатов щелочных металлов, в
sixie чеоастворимы.
-»zz<z.i*3\ РО43" + Н2О^^-ОН" + НРО42"
слчественная реакция: в нейтральной среде ЗАд+ + РО43" = Ад3РО4
" эсадок
при растворении в Н2О
Р2О5 + Н20 -+ (НРО3)п
метафосфсрная кислота П>4
Н4Р4О12 + 2Н2О = 2Н4Р2О7
пирофосфорная кислота
но—р-о—р—он
не/ ^
ЗН2О
Н4Р2О7
Н2О = 2Н3РО4
ортофосфорная или просто
фосфорная кислота
/ОН
О=Р—ОН
\эн
-.1=., •*"_i . — 1#олотый фосфорит, «фосфоритная мука» —нерастворим в воде
Са3(РО4J + 2H2SO4 = Са(Н2РО4J + 2CaSO4 — суперфосфат
Саз(РО4J + 4Н3РО4 = ЗСа(Н2РО4J — двойной суперфосфат
Са(ОНJ + Н3РО4 = СаНР04 + 2Н2О — преципитат, нерастворим в Н2О,
растворим только в кислых почвах
(NH4JHPO4 - аммофос
+ соль К — аммофоска
PCI5 — легко гидролизуется:
5
PCI5
4Н20
Н3РО4
5HCI
3NH3 + 2Н3РО4 = NH4H2PO4
В промышленности:
Са3(РО4J + 3H2SO4 = 2Н3РО4
3CaSO Ф экстракционная фосфор-
ная кислота
31

IVa подгруппа. УГЛЕРОД С
В природе: органические вещества, СО2,
СаСО3 — известняк, мел, мрамор
МдСО3 — магнезит
FeCO3 — железный шпат и др.
Физические свойства: 4 аллотропные модификации
алмаз
зр3-гибридизация,
тетраэдрические а-
связи прочные,
ковалентные,
поэтому очень
тверд. Изолятор, р
= 3.51 г/см3
графит
'-гибридизация,
слоистая структура,
большое расстояние и непроч-
непрочные связи между слоями,
поэтому мягкий. Хорошая
электропроводимость,
р = 2.22 г/см3
карбин
sp- гибридизация
-С=С-ОС-
=с=с=с=с=
линейный полимер,
твердое вещество
состоит из фуллеренов Сю,
С70 и др., имеющих форму
сферы или сфероида. Растворим в орг.
растворителях. Получают при испарении
графита в атм. Не и др. методами.
Химические свойства
малоактивен, на холоду реагирует только с F2 -»• CF4
восстановительные <- слабо выражены ->¦ окислительные
1) С + О2 = СО2 — ниже 500°С 1) Са + 2С = СаС2 карбид кальция
2) С + Н2О = СО + Н2 выше 12оо°с (др. способ СаО + ЗС = СаС2 + СО)
С + 2Н2О = СО2 + 2Н2 ок. юоо°с
3) СиО + С = Си + СО при нагревании
4) 4HNO3 + ЗС = ЗСО2
4NO
2Н2О
2) 2Н
2 + С = СН4 и др. углеводороды
получение
нагревание без
доступа воздуха
древесины каменного
угля
кокс I
Древесный уголь
активирован-
активированный уголь
Самый чистый С (сажа):
СН4 = С + 2Н2
крекинг метана
-4 и др.
+2
+4
Г Углеводороды (СН4, С2Н2,
I С6Н6идр.)
Карбиды — получают при непо-
непосредственном взаимодействии С с
металлами, или оксидами металлов.
2 группы карбидов.
I Карбиды металлического
характера — карбиды переходных
металлов (Fe3C и др.). Электронная
проводимость, металлический блеск,
хим. инертность, термостойкость.
II ИОННЬЮ КарбИДЫ — более
электроположительные металлы.
Бесцветны, прозрачны, не проводят
электрический ток, полный гидролиз:
1) AI4C3 + 12Н2О = 4AI(OHK +
ЗСН4Т (Ве2С)
2) СаС„ + 2Н,0 = Са(ОН), +
SrC2, BaC2, Cu2C
t
(Na2C2,
Mg2C3 и др.)
При гидролизе — ацетилен СгНг ,
пропин С3Н4 и др.
2C2
Оксид углерода (II), СО угарный
газ
донорно-акцептор-
^О: ное взаимодействие
высокая прочность связи, 1080 кДж/моль.
Бесцветный газ без запаха, ядовит, т.к.
соединяется с гемоглобином крови. Плохо
растворим в Н2О.
Получение:
СО, + С = 2СО
с + н2о = со + н2
I нагревание без
г доступа воздуха
в лаборатории:
действие конц. H2SO4 на НСООН или Н2С2О4
муравьиная к-та НСООН = COt + НгО
щавелевая к-та НгСгО4 = COt + СО2 + Н2О
восстановитель
г
Fe2O, + ЗСО = 2Fe
2СО + О2 = 2СО2 + Q
СО + Cl2 -» COCI2 — фосген (свет, катал.)
несолеобразующий, но при 2оо°с
NaOH + СО -> Hcf°
3C02t
„„ _, ONa
СО с d-элементами образует прочные
комплексы — карбонилы Fe(CO)s, Co2(CO),
и др.
Оксид углерода (IV) С02
О=С=О углекислый газ
неполярная, линейная молекула. Без
цвета и запаха, растворим в Н,О (880
мл в 1 л Н2О) При давлении 50 атм
сжижается. -76°С — «сухой лед»
Получение:
в промышленности — обжиг известня-
известняка, конверсия метана и др.
в лаборатории — вытеснение сильной
к-той:
CO2t
НгО
СаСО3 + 2HCI = CaCI2
Окислительные свойства
выражены слабо, обычно со2
не поддерживает горения. Только при
высоких температурах реагирует с
металлами, сродство к кислороду
которых больше, чем у С
2Мд + СОг = 2МдО + С
КИСЛОТНЫЙ ОКСИД. При
растворении в Н2О образуется
небольшое количество слабой
угольной кислоты
СО2
НгО ^
ОН
_ »
качественная реакция
«вскипание" (сильная кислота)
1. СаСО3 + 2HCI = CaCI2 + CO2t
нго
ОН
СО2- Н2О ^=гН2С
в свободном виде
—неустойчива
г
2. СОг вызывает помутнение
известковой и баритовой воды
Са(ОН)г + СОг = СаСО34- + НгО
возможно растворение осадка:
СаСО, + НгО + СОг( избыток) =
Са(НСО3J
СО32" <•"-"
карбонаты
+растворимы в Н 2О —
только щелочных и NH t
сильный гидролиз
2NaHCO,=
^*- НСО3"
гидрокарбонаты
хорошо растворимы,
неустойчивы
(кроме NaHCO3),
Н2О
3 = Na2CO3 + Н2О + СО2
карбонаты щелочных металлов плавятся без
разложения, остальные карбонаты при нагре-
нагревании разлагаются:
Получение солей угольной кислоты:
соли угольной кислоты — карбонаты и
гидрокарбонаты
1) 2NaOH + СО2 = Na2CO, + НгО
Na2CO3 + Н2О + СО2 = 2NaHCO3
(изб. СО2)
2) СаО + СО2 -» СаСО3
Об
^(->2 3) Обменная реакция
ВаС1г + Na2CO3 = BaCO34 + 2NaCI
СаСО3 =
>900°С
СаО
co2t
32

IVa ПОДГРУППА С, Si, Ge, Sn, Pb. КРЕМНИЙ Si
КРЕМНИЙ
Si
неметаллы
Ge^
Sn ^ металлы
Pb.
размер атома,
легкость отдачи ё~
I}"
кристаллический —темно-серый, алмазо- «аморфный» кремний — В ПрирОДв: 2-е место по распростра-
подобная структура, sp>-гибридизация, высокодисперсный бурый поро- ненности % массы земной
металлический блеск, полупроводниковые шок, более реакционноспособен, кремнезем — SiO (песок кварц)
Силикаты и алюмосиликаты:
NaAISi3O8 полевой шпат
ALO • xSiO,• уН,О глины и мн. др.
свойства. Химически инертен. Плотность
2,33 г/см3, t 1415°C
чем кристаллический
Химические свойства
сравнительно инертен, реагирует преимущественно с сильными
окислителями или восстановителями,
как правило, требуется высокая температура:
как ВОССТанОВИТель: Si + 2F2 = SiF4T (при комнатной температуре)
Si
400-600°С
02 = SiO2
Si + 2CI2 = SiCI4
Si + 2NaOH + H20 = Na2Si03 + 2H2T при нафевании
С + Si = SiC (карборунд, очень тверд)
2N2 + 3Si = Si3N4(>1000°C)
как окислитель: 2Са + Si = Ca2Si силицид кальция
во многих металлах Si заметно растворяется без химического взаимодействия
Получение:
1800°С
= Si + 2CO
SiO2 + С
SiH4 -> Si + 2Н2
2Mg + SiO_ = 2MgO + Si
+4 SiO2 — оксид кремния (IV), существует в нескольких кристал-
кристаллических модификациях, тугоплавок, инертен, но реагирует с HF:
4HF
Кислотный оксид:
сплавл.
SiO2 = SiF4t +
+ SiO2 = H2SiF
2Н2О
+ 2H2O
2NaOH +
Na2Si03
H2O
сплавл.
Na2CO3
SiO2
Na2Si03 + CO2t (более летуч)
2Na2Si03
иетасиликат
н2о.
¦Na2Si205
соли поликремниевых
натрия кислот — диметасиликат Na и т.п.
Кремниевые кислоты слабее угольной:
H2Si03l
Na2Si03
2Н2О
2СО2 - 2NaHCO3
Цементы: прокаливание во вращающихся печах, в газовом
пламени смеси глины А12О3
обычный цемент (СаО, SiO,
СаО • SiO2 + С02
г-Еватывние — за счет СО,
Нг0 = СаСО31
xSiO, *уН,,О, известняка СаСО3 и др.
портланд-цемент
H2Si03l
смесь Ca3Si05,
, из воздуха
-4 кремнииводороды
(силаны) SiH4, Si2H6 и др.
Получают из силицидов:
Mg2Si + 4HCI = 2MgCI2 +
SiH4t
Горят на воздухе:
SiH4
2О2 = SiO2
S
2Н,0
4 2
силициды: Mg2Si, Ca2Si и др.
'л ' ' ч *>*л ^>" ^"*о ^^^"*п '
Высокодисперсный SiO2, образующийся при горении кремнийводородов, измель-
измельчении горных пород и др. опасен, т.к. при попадании в лёгкие вызывает силикоз.
Силикаты — соли кремниевых кислот. Силикаты Na, К растворимы
в воде. Их называют жидким стеклом (силикатный клей).
Сильный гидролиз (кремниевые кислоты — оч. слабые)
2NaOH
Окислительных свойств SiO2
не проявляет, исключения (при
сильном нагревании):
2Mg + SiO2 = 2МдО + Si
ЗС + SiO2 = SiC + 2C0
Кремниевые кислоты
nSiO.
mH2O:
H4SiO4 — ортокремниевая
H2Si03 — метакремниевая
H2Si205 — диметакремниевая, и т.д.
Нестойкие при нагревании:
H2Si03 = Н2О + SiO2 — образу-
образуется силикагель (развитая поверх-
поверхность — адсорбент, осушитель)
Г Стекло: Na2CO3
SiO2 + СаСО3 -> t°C,
плавление, обычное оконное стекло
Na.0 • СаО • 6SiO2
замена части СаО на РЬО — хрустальное
ггекло
Ca2Si04, Са3(АЮ3)гидр.
схватывание — за счет гидратации
Ca3Si05
Ca2SiO4
Ca3(AI03
H2O = Ca2SiO4 + Ca(OH),
4Н2О = Ca2Si04
¦4Н2О
6Н.0 = Са„(АЮ3J • 6Н2О
33

[Ar]3ds4s1
VI6 ПОДГРУППА. ХРОМ Сг
^^_ 3d5
^-ng I * I A I
f I f | f
4s1
устойчивость полузаполненной
d-подо бол очки
В природе:
в земной коре 8 • 10~3 масс.% Сг
Важнейшие минералы:хромит FeCr2O4
мангохромит (Mg,Fe)Cr2O4
Получение:
1) Электролиз растворов солей
2) Алюминотермия: Cr2O3
2AI = AI2O3 + 2Сг
Физические свойства: голубовато-
серебристый металл, плотность 7,2 г/см3, tn
1890°С, хрупкий. На воздухе устойчив.
Химические свойства:
металл средней активности, в электрохимическом ряду— ...Zn Cr Fe... H2...
покрыт плотной защитной пленкой Сг2О3 и поэтому довольно инертен
с простыми веществами:
При обычных условиях реагирует только со F2.
При нагревании — с Cl2, Br2, S, О2 и др.:
2СГ + 3CL = 2CrCI, красное каление
со сложными веществами:
Сг реагирует с кислотами — неокислителями
Сг + 2HCI = CrCI2 + Н2
O
^^^^. ,
с конц. и разб. HNO3, царской водкой — не
реагирует (пассивация)
Сг + 6С0 = Сг(СОN (образование карбонила)
Соединения малоустойчивы, легко окисляются
Получение:
Сг 4
Cr + 2HCI -+ CrCI
H2SO4 = CrS04
H2
H2t
2 2
В растворах быстро окисляются до Сг(+3):
2CrCL + 2HCI = 2CrCL + Н,
СЮ — основной оксид.
Сг(ОНJ — основание средней силы:
CrCI2 + 2NaOH = Cr(OHJl + 2NaCI (желт, осадок)
Соединения Сг(+2) — сильные восстановители
Оксид Сг2О3
— тугоплавкие темно-зеленые
кристаллы, практически не рас-
растворимые в воде, кислотах,
растворах щелочей.
Получение:
сжигание Сг в О2,
нагревание СгО
Cr2O3
сплавление: Cr2O3
3H2SO4 = Cr2(SO4K
2NaOH =
ЗН2О
Окислительно-восстанови-
Окислительно-восстановительная двойственность
2NaCrO2
Н2О
4СгО3 = 2Сг2О3
3:
ЗО2
разложение (NH4JCr207:
(NH4JCr207 = N2t + 4H2Ot
Полученный при невысоких
температурах Сг2О3 амфотерен
Cr2O3
2 2
раствор: Cr2O3 + 6NaOH + ЗН2О =
2Na3[Cr(OHN]
Сг2О3, прокаленный при высоких
температурах, не реагирует ни с
кислотами, ни с основаниями.
Гидроксид Сг(ОНK амфотерен:
Cr(OHK + 3HCI = CrCI3 + ЗН2О
Cr(OHK + 3NaOH = Na3[Cr(OHN]
В воде хромит-ионы зеленого цвета.
Ионы Сгэ+ гидролизуются:
+ Н+
окислитель:
2CrCI3 + Zn +
+ ZnSO
2HCI
H2SO4 = 2CrCI2
восстановитель:
2NaCrO2 + 3Br2 + 8NaOH =
2Na2Cr04 + 6NaBr + 4H2O
Оксид CrO3
кислотный оксид
легкоплавкие темно-красные
кристаллы. Легко растворя-
растворяются в воде с образованием
существующих только в
растворе кислот:
СгО3 + Н2О = Н2Сг04 -
хромовая к-та
2СгО3
Н2О = Н2Сг207 -
дихромовая к-та
Равновесие
хромат <=> дихромат определяется рН
желтый хромат
калия
i4 + 2HCI = K,Cr2O7 + 2KCI + Н2О 2CrCI
Сильные окислители
К2Сг207+ 14НС1 = 2КС1
t
оранжевый дихромат
калия
2КОН = 2К2Сг04
Н2О
К2Сг207
хроматы канцерогенны!
Получение СгО3:
К2Сг207 + 2H2SO4(kohu. избыток) =
i
227
2CrO3i + 2KHS04
Н2О
3CI2t
7Н2О
2CrO3
ЗН2О
К2Сг207
3H2S = Cr2O3
3S
S = Cr2O3 + K.SO,
Качественная реакция
СЮ42- + Ва2+ = BaCrO4i
желтого цвета
34

ПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АЛКАНЫ, ПАРАФИНЫ)
СпН2п+2
СН4 — метан
C2Hg — этан
С3Н8 — пропан
С4Н10 -бутан
С5Н12 — пентан
C6HU — гексан
С7Н16 — гептан
СаН18 - октан
Возможна изомерия углеродного скелета:
Изомеры — соединения,
одинаковые по составу и
молекулярной массе, но
различающиеся по
строению или
расположению атомов в
пространстве (по
свойствам).
—c-c-c-c—
I I I I
H-бутан
С-С-С—
/ ' \
2-метилпропан
(изобутан)
соединения, состоящие из С и Н, в которых все
связи атомов С, не затраченные на образова-
образование одинарных связей С—С, насыщены атома-
атомами Н
Номенклатура: сначала выбирают самую
сн длинную цепь. Название:
№(т|п)заместителя-
заместитель-цепь.
Например, 2,3,3,-
триметил-4-этилгексан
С1,С6 — первичные, С5 — вторичный, С2,С4 —
третичные, С3 — четвертичный атомы углерода
'3
12 |3 4 5 6
н,с-сн-с-сн-сн,-сн,
3 I I I 2 3
сн3 сн3с2н5
Физические свойства: СНЛ — бесцветный газ, t = -162°С. С-С, — газы; С,-С.с — жидкости
4 КИП ?. 4 Э 1 ^
(при обычных условиях), далее — тв. вещества. tKMn предельных углеводородов с неразнетвлен-
ной цепью выше, чем tmn у соответствующих углеводородов с разветвленной цепью.
Строение:
1
1
"И
sp3-гибридизация 4 эквивалентн. а-связи С—Н, направлен-
B°aScOCT' * ные к веРшинам тетраэдра, Z 109°28'
возможно свободное вращение вокруг связи С—С J
Химические свойства: связи С-С и С-Н прочные, характеризуются низкой поляризуе-
поляризуемостью, поэтому свободнорадикальный механизм реакций: СН :Н -> СН. • + Н •
С—Н-
^
Реакции свободнорадикального
замещения (свет, нагрев):
СН4
hv
Cl2 -> CH3CI
HCI
СН3С1
hv
Механизм: Cl2 -> CI
->СН
сн3 • + а2 -*
CI • + СН • -
сн4 + ci ¦
хлористый метил
С12 -> СН2С12 + HCI
хлористый метилен
хлороформ СНС)Э
четыреххлористый углерод СС1Л
+ CI-
+ HCI
СНЧС1 + CI • и т.д. до обрыва:
+ CI • -> CL
СН3С1 или CI
для гомологов
СН3СНВгСН3 90%
СН3СН2СН2Вг 10%
третичный > вторичный > первичный
Нитрование (реакция М.Н. Коновалова):
C6HU
HNO3
Н2О (т-равыше4С»С)
Дегидрирование:
Н2 (Ni-катализатор, 360°С)
С4На
Получение (природный газ, нефть):
Без изменения числа атомов С.
1. СН2=СН2 + Н2 -> СН3-СН3 2. СН31 + 2Н -» СН„ + HI
СН. + I,
СН31 + HI
или с увеличением числа атомов С:
3. Реакция Вюрца C,Hs[i + 2Na + l]C2H5
С уменьшением числа атомов С:
, + 2Nal
О
4. СН3— С + NaOH-» СН4 + Na2CO3
ONa
5. Синтез из СО и Нг: СО + Н2
11 окисление
С—С-связь
1. Горение СН4 + 2О2 =
СО2 + 2Н2О
смеси с воздухом
взрывоопасны
2. Каталитическое
ОКИСЛение (промыш-
(промышленность)
СН.
»сн3он
'НСОН
Гомологи — с разрывом С-С
связи;
[О)
сн3сн2сн2сн3
Н2О
2сн3соон
соед. Мп
получение уксусной кислоты
Крекинг
От англ. to crack — расщеплять —
нагревание нефти и нефтепро-
нефтепродуктов без доступа воздуха,
приводящее к разрыву связей
С-С и образованию продуктов с
меньшей молекулярной массой.
1500°С
СН,
с4н10
С + 2Н„
с2н6
с2н4
смесь продуктов —
разветвленные, непре-
непредельные.
смесь углеводор. + Н2О
6. Электролиз растворов солей карбоновых кислот (Кольбз)
2СН3СОО- -2е .
2СО2
СН3-СН,
ЦИКЛОПЭрафИНЫ:
СпН2п
углеводороды, в которых атомы
п2п С образуют цепь (цикл), связи
насыщены атомами Н
Названия: Цикло + алкан
СН.
и .
метилциклобутан транс-1,2-диметилциклопропан
Изомерия: углеводородного скелета + пространственная
Химические свойства: подобны парафинам. Характерно
свободнорадикальное замещение.
Следует отметить:
1. Для циклогексанов — легкая дегидрогенизация
Q«
2. Легкое разрушение 3-4-членных циклов: /\ + Вг
Вг-СН2-СН2-СН2Вг
35

НЕПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АЛКЕНЫ, ОЛЕФИНЫ)
спн2п
углеводороды, содер-
содержащие двойные (С=С)
связи
Номенклатура: систематическая (ИЮПАК)
от названия соответствующих
насыщенных углеводородов ан -> ен (№(rrin))
4 з21 Иногда в названиях
группу СН2=СН-
Изомерия: углеродного скелета, положения
С=С связи, пространственная изомерия (цис-
транс)
СН3-СН-С=СН2
сн3 с2н5
называют винил
3-метил-2-этилбутен-1 / \
( У— сн=сн2
винил циклогексан
Строение:
I
I
I
I
sp2-гибридизация, Z 120°. 2р-электрона соседних атомов С образуют я-связь вне
линии п связи С—С. Поэтому нет вращения вокруг связи С=С.
\ /
легкость электрофильного 9. 5+8-
» +H-Y-»
присоединения
Tt-связь более реакционноспособна, чем ст-связь
с©
I
С—Н
/\
.е
с
i
-с-
Горение:
С2Н4 + ЗО2 -¦ 2СО2
слабо коптящее пламя
Реакции присоединения по связи С=С
1. СН2=СН2 + Вг2 -»• ВгСН2СН2Вг 1,2-дибромэтан
протекает легко — обесцвечивается бромная вода
2. СН =СН-СНЧ + НВг -¦ сн,-сн-сн.
2
I I
Н Вг
Правило Марковникова: атом Н из HHal
присоединяется к атому С с наибольшим
числом атомов Н
Причины:
Ф сдвиг электронов в несимметричной молекуле к С=С-
связи, т.к. электроотрицательность
5+ 8-
5+ 8-
> С г > С з
СН3-»СН=СН2 место атаки Н-Вг
© большая устойчивость промежуточного карбокатиона
©
<[СН,->СН*-СН„]
©
[СН3-СН2->СН2]
первичный < вторичный < третичный
^ -
3. Полимеризация (соединение молекул друг с другом):
пСН2=СН2 -> (-СН2-СН2-)п — полиэтилен
п — степень полимеризации
4. Гидратация СН2=СН2 + Н2О
сн3-сн2-он
0°С, H2SO4
5. Окисление протекает легко:
ЗСН2=СНг + 2МпО/ + 4Н2О -» ЗСН2-СН2 + 2ОН" ¦
ОН ОН
обесцвечивание р-ра — качественная реакция на
двойную связь
6. Гидрирование CH2=CH. + Н, -> СН,-СН3
(гидрогенизация) Ni или r j
Реакции соседней с С=С связью группы
Активация С=С связью соседнего радикала.
Энергия связи С-Н в пределах «380-420
кДж/моль, а у соседней с С=С »320 кДж/моль
Возможно:
Cl2, 500°C
ф сн3сн=сн2
сюн2сн=сн2
О кат.
© СН3СН=СН2 -> сн2=сн-сч'
HCI
Н20
Получение:
Ф при крекинге нефтепродуктов:
С18Н38
сн3сн=сн2
© этилен содержится в газе, выделяющемся
при коксовании каменного угля
© дегидрогенирование предельных углеводо-
углеводородов: t, Ni
С2Нв -* С2Н4 + Н2
© из спиртов — дегидратация:
У Н
Н-С-С—Н
150-170°С Н
н—h
н он
h2so4
с=с
+ н2о
CD из моногалогенных производных:
СН3-СН2-С| -> с=С
спирт н. .н
KCI + Н2О
(| Отщепление Н происходит прежде всего от
наименее гидрогенизированного атома С
(правило Зайцева). Мб. использовано
для перемещения О=С связи по цепи.
из дигалогенпроизводных:
nlJ _u Zn пыль
СН2-СН2 *¦ СН2=СН2 + ZnBr2
Вг Вг
36

ДИЕНОВЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ CnH2n_2
непредельные углеводороды, содержащие 2 двойные связи С=С
Изомерия: углеродного скелета,
пространственная (цис-, транс-),
положения С=С
Номенклатура: такая же, как у алкенов, но
ен -» диен
сн2=с-сн=сн2
сн„
2-метилбутадиен-1,3
(изопрен)
58
сн2=с=сн-сн2-сн3
сн3-сн=с=сн-сн3
сн2=сн-сн2-сн=сн2
сн2=сн-сн=сн-сн3
пентадиен-1,2
пентадиен-2,3
пентадиен-1,4
пентадиен-1,3
Наибольшее практическое значение имеют 1,3-
диены с сопряженными С=С связями (группами
С=С-С=С)
Химические свойства: из-за взаимного влияния С=С связей вся ненасыщенная система в
реакциях присоединения реагирует как одно целое
СН2-СН=СН-СН, продукт 1,4-присоединения -({
СН2=СН-СН=СН2 + Вг2
| основной продукт
Вг Вг
СН2=СН-СН-СН2 продукт 1,2-присоединения -j
СН«—СН~СН—wi i«
¦=СН, + Вг„
I I
Вг Вг
побочный продукт
аналогично — реакция полимеризации:
пСН2=СН-СН=СН2 -» (-СН2-СН=СН-СН2-)П
[СН2=СН-СН-СН2 Вг]+ Вг
. I -
[СН,-СН=СН-СН? Вг]+ Вг
ВгСН2-СН=СН-СН2 Вг
ПОЛИМЕРЫ: Высокомолекулярные соединения, молекулы которых состоят из большого
числа повторяющихся группировок (мономерных звеньев)
(-СН2-СН=СН-СН2-)п + СН2=СН-СН=СН2 ->
2СНСНСН2)п
элементарное звено
мономер
полимер —дивиниловый каучук степень
1930-1931, СВ. Лебедев полимеризации
Полимеризация: Процесс синтеза полимера путем последовательного присоединения молекул
низкомолекулярного вещества (мономера) к активному центру, находящемуся
на конце растущей цепи.
Механизм: радикальный, катионный и анионный
радикальная
—с-
I I I
;—с—
катионная
н+ + с=с
\ /
н—с—с®
н -с-с© + хс=с
/ \ / \
MIL
—с—с—с—с© —
I |/йМ -н
н—с—с—с—с©
природный каучук — изопреновые
-СН2 СН^гСН
--С Н
СН5--СН
н3с
н
н3с
X
сн—
г реЗИНЫ — образуются при сшивании макромолекул за
счет оставшихся С=С связей S-S мостиками
(«вулканизация»)
Н
промышленные каучуки (сополимеры)
стирол
Стереорегулярный — звенья только цис-строения,
что обусловливает хорошие механические свойства.
Для искусственного получения — специальные катализаторы
(К.Циглер, Д. Натта)
:-.=:--сн=сн2
сн=сн,
автомобильные шины
резиновые изделия
СН-СН2 бензо-маслостойкий
2С2Н5ОН
СН2=СН-СН=СН2^ 2Н2О + Н2
сн3сн2сн2сн3 -¦> сн2=сн-сн=сн2 + 2н2
Си/Сг
CN
акрилонитрил
СИ
Си/С,
37

АЦЕТИЛЕНОВЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АЛКИНЫ) С„Н2п_2
непредельные углеводороды, содержащие тройную связь ОС
Номенклатура: Систематическая (ИЮПАК) Иногда используют рациональную
аналогична олефинам замена ЕН -» ИН на основе ацетилена
сн -сн-с-сн З-метилбутин-1 СН3-ОСН метилацетилен
3 | СН =СН-ОСН винилацетилен
сн.
Изомерия: углеводородного скелета + положение связи ОС,
пространственной нет.
J
Строение:
Для атома С в алкинах характерна sp-гибридизация, Z 180°. Группа
-ОС- имеет линейное строение.
Длина связи ОС 1,20 А, что короче, чем связь С-С A.54А) или С=С
A,33 А). я-Связи образуют компактное облако, поэтому в некоторых реакциях
присоединения ОС связь мало реакционноспособна.
Горение: ацетилен С2Н2 горит коптящим
пламенем (много углерода). При вдувании О2
— ослепительно белое пламя (до 2500°С).
Смесь С2Н2 и О2 взрывоопасна.
Реакция присоединения по С=С связи
протекает ступенчато Вг
© Н-С=С-Н + Вг, -> Н"с=<Вг+ вг, -> Н"с-сГВг
обесцвечивание 2 --*..•»
Вг
Вг
I Н
Br-воды Aici3 "¦ "¦ Вг
Н-ОС-Н + HCI -> Н,С=СНС1 + HCI -> H.C-CHCL
2 хлористый винил 3 О 2
*¦. ПВХ- пластмасса ... .'/ п°праГ^.
Н-С=С-Н + Н,0 ^ [Н.С=СНОН]
уксусный Н
альдегид
Реакцию Кучерова используют в промышленности
Но г виниловый спирт
Присоединение Н2О, HCI и др. происходит по правилу
Марковникова:
Н,0
но'
.2+
СНз-С-СН,
ОН
енол
V
О
ацетон
Ф Н-С=С-Н + Н2 ^
© полимеризация
н„
100°С
а) тримеризация —>
акт. уголь
бензол
б) димеризация -» CH2=CH-CsCH —
присоединение HCI по тройной связи
(пр. Марковникова)
н2с =с-сн=сн2
с-сн=сн2->/-сн2-с=сн-сн2- ]
i> \ ii /п
хлоропрен хлоропреновый каучук
2-хлорбутадиен-1,3
окисление
с-он
Н-СгС-Н + [О] -» I -
кмпО. С-ОН
4 л
р-р О
обесцвечивание р-ра щавелевая муравьиная
перманганата к-та к-та
(качеств, реакция)
нс + со2
чон
Реакция С-Н связи, соседней с
группой С=С
Сильное влияние С=С связи на свой-
свойства связанного с ней атома Н. Т.к.
углерод сильно ненасыщен, электро-
электроотрицательность
С^ > Csp2 > С5рз, наблюдается сдвиг
электронов ОС-Н. Поляризация
связи С-Н приводит к появлению
кислотных свойств.
При пропускании НОСН через амми-
аммиачный раствор солей Си+ и Ад+ обра-
образуется осадок:
НОСН + 2[M(NH3J]+ -> М2С21 + 2NH/
М = Cu+, Ag+ и др.
Ацетилениды М2С2 после высушива-
высушивания взрываются
Получение:
© СаСО3 + 4 С
2500°С
СаС, + 3COt
2
карбид кальция
СаС. + 2Н2О = Са(ОН), + НОСНТ
16ОО°С
2СН4 -> НС=СН + ЗН2
Ф из дигалогенпроизводных:
™ СН2=СНС1 Д'
Са(ОНJ хлористый винил NaOH
С1Н2С-СН2С1
НС^СН
или
спиртовой р-р
CIH2C-CH2CI + 2KOH -> НС^СН
+ 2KCI + 2Н„О
38

со
(О
АРОМАТИЧЕСКИЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АРЕНЫ)
орыни'мткир соединения, в состав которых входит одно или
нисколько бензольных ядер
бензол нафталин
антрацен
Номенклатура: название заместителя + бензол
— 1,3-диметилбензол
(мета-ксилол)
СН„
— метилбензол (?^~S
(толуол) \\_J
бензольные кольца сконденсированы
Строение: Бр2-гибридизация, каждый атом С образует 3 а-связи, Z
120°, плоская молекула. 6 л-электронов образуют единую л-
электронную систему. Длина связи О-С 1.39А
В результате при образовании молекулы С6Н6 выделяется
теплоты на 150 кДж/моль больше, чем ее выделилось бы при
наличии в С6Н6 трех С=С связей. Ароматическая система
характеризуется высокой устойчивостью.
Изомерия: заместителей и их положения
О СО,
этилбензол орто-ксилол мета-ксилол пара-ксилол
Горение: бензол и его аналоги (толуол
горят сильно коптящим пламенем
«=>
Реакции замещения
происходят в присутствии
катализаторов (AICI3, FeBr3), которые
вызывают поляризацию молекул:
сн.
нитрование
+ HO:N0
Реакции присоединения
+ зн
2 .,.
+ 3CI,
Ni, Pt
УФ-сват
Н C
CI Н
Протекают в жестких условиях, т.к.
происходит разрушение устойчивой
ароматической системы
Реакции заместителей, связанных с кольцом
кипячение
р-р КМпО4
ЧОН
бензойная к-та
кипячение Оч
сн р-рКМпО4 НО/С vrv он
3 терефталевая к-та
СНВг„
hv
D-S-o
Вго
Влияние имеющихся в молекуле группировок
Получение:
1. Содержатся в некоторых нефтях
2. Дегидрирование
HNO3, 20°C
O,N-
HNO3, 100°С
Н3 Ti^ioX °2N
Wno2
HNO3, 100°C
H2S 4
3. Тримеризация ацетилена
зноен
акт. уголь
и
ч
о.
01
z
т
орто-, пара-ориентация
NO2
орто-, пара-ориентанты: ОН, NH 2, R, Hal, OR
O2N мета-ориентанты: NO2, SO3H, СНО, СООН
Толуол легче, чем бензол, замещает Н на Hal в кольце в присут-
присутствии катализатора. СН3-группа легче, чем СН4, бромируется на
свету и может быть окислена кипячением толуола с КМпО4

СПИРТЫ органические соединения, содержащие одну или
несколько функциональных гидроксогрупп ОН
Для предельных одноатомных спиртов общая формула С Н ОН
Физические свойства: спирты с числом атомов С < 15 — жидкости,
далее — твердые вещества. В спиртах наблюдается значительная
ассоциация молекул за счет образования водородных связей
С
Горение —
светлым пламенем
с
Химические свойства определяются
наличием ОН-группы
Реакции с участием водородного атома
группы ОН
Т.к. О-Н связь поляризована — некоторая
кислотность
© 2ROH + 2Na = 2RONa + H2t алкоголяты — тв. кристаллич.
вещества
гидролиз
C2H5ONa + H2O-i fc C2HSOH + NaOH
т.к. Н2О —более сильная кислота, чем спирт
алкоголяты нельзя получить действием раствора щелочи на спирт
СН, CF3
Киспотность: i J f J
увеличивается ^ Л11 .. „_ ~ «и
с увеличением СН^С-ЮН « CF3<-C<-OH
поляризации ОН-групп
С
X
3
трет.-бутанол перфтортрет.-бутанол
реакция этврификации (с кислотами)
H2S04 О
образ.
сн3соон
носн3
сн3-с-о-сн3 +н2о
ГИ«)°'11ИЗ сложный эфир
NaOH
Г отличие от реакции нейтрализации
неорганические кислоты
ROH + HOSO2OH=. " R-O-SO2-OH + Н2О
кислый эфир серной кислоты
ROH + H-OSO2OH + HOR . - R-O-SO2-O-R + 2Н2О
средний диалкилсульфат
Некоторые спирты
имеют исторические
названия: С2Н5ОН —
винный, С3Н5(ОНK —
глицерин
Номенклатура
систематическая (номенклатура ИЮПАК)
название углеводорода + ол (с указанием
№ атома С), диол, триол и т.д.
он
9Н2~СН2~С.Н2
бутанол-2 (вторичный нормальный пР°панДИ0Л~ -3
бутиловый спирт)
Отщепление ОН-группы
ROH + НВг
: RBr + Н,О
1L. *
отдельные члены гомологического ряда
Метанол СН3ОН — особенность — дегидратация с
образованием диметилового эфира СН3-О-СН3.
Получение в промышленности: СО + 2Н2 Ч^СН3ОН
Этанол C2HSOH — растворитель, сырье для бутадиена
Получение: ферментативное брожение сахаристых в-в:
С6Н12О6 -+ 2СО2Т + 2С2Н5ОН
гидратация этилена: СН2=СН2 + Н20
с2н5он
Этиленгликоль, глицерин — многоатомные спирты. Взаимное
влияние ОН-групп. Как следствие, увеличение подвижности
атомов Н — растворяют свежеосажд. Си(ОНJ
с получением синего раствора глицерата меди.
Аналогично с этиленгликолем
Получение: из галогенпроизводных
ft
сн2
CH2CI +Н20 ch2i
* CH2CI -2HCI
1,2-дихлорэтан
,он
,он
Получение:
ci2
сн2=сн2 + н2о
NaOH
¦1С| Но* Спп+1
• СН3-СН2-ОН
ОН
Реакции с участием ОН-группы и Н-атома
— соседнего или ближайшего
н н
влияние -ОН группы: повышение подвижности и 4, 1
реакционной способности Н С-С-»ОН
© окисление спиртов (отщепление 2-х Н и окисл. их в
Н2О, увелич. % О) KMnO4, K2Cr2O7 + H2SO4, кат. Си, Pt
- н„о
СН3-С-ОН + [О]
н
первичный -> альдегид
Н
СН3-С-ОН + [О]
сн3
вторичный -> кетон
третичный — окисляются с трудом — разрыв связи С-С
® дегидратация — нагрев + H2SO4 ивнц), А12О3
сн2=сн2 + н2о Т> 140°С
- н,о
н н
н-с-с-н
|н он|
1 ' - н,о
сн3-сн2-он + но-сн2-сн3 —^сн3-сн2-о-сн2-сн3 т < 140°с
избыток спирта
вторичные — отщепление Н от атома с min H (правило Зайцева), но
простые эфиры также образуются
сн3-сн-сн-сн3-
он н
.сн3-сн=сн-сн3 + н2о
бутен-2
третичные — в основном непредельные углеводороды, т.к.
образование эфира затруднено стерическими причинами

ФЕНОЛЫ
Производные ароматических углеводородов, у которых функциональная группа ОН
присоединена непосредственно к углеродному атому бензольного кольца
он
О О
фенол
ОН
НО
о-крезол
п-крезол
одноатомные фенолы
ОН
гидрохинон резорцин
двухатомные фенолы
пирогаллол
трехатомный фенол
Физические свойства: простейший представитель — фенол. Бесцветное кристаллическое
вещество (Тпл = 42*С) с характерным запахом (карболовая кислота). Темнеет, окисляясь на
воздухе. При комнатной температуре — малорастворим в Н2О. При 60'С — растворим в любых
соотношениях. Ядовит.
Строение: ОН-группа связана с ароматическим радикалом (фенилом).
я-Электроны бензольного ядра вовлекают неподеленные электроны (г 5_))_>о«-н
атома кислорода ОН-группы в свою систему
Реакции с участием ОН-группы
Возрастает полярность связи ОН и
подвижность атома Н (т.е. кислотность)
Фенол — более слабая кислота, чем Н2СО3
или H2S (не окрашивает лакмус в красный
цвет), но более сильная, чем одноатомные
спирты
он on а
+ 2Na
+ NaOH .=•
фенолят Na
ONa
необходим
+ H,O избыток
щелочи
твердый растворяется
Феноляты разлагаются слабыми кислотами:
ONa ОН
+ NaHCO,
[О) + Н2О + СО2 ->
образуют простые и сложные эфиры
СН + НО
;2н5
ос2н5 + н2о
Получение:
© кумольный способ (наряду с ацетоном)
©
ОН
CI
+ NaOH
ООН
i
сн3—сн-снэ снэ—с-снэ
65°С
куиол гидроперекись кумола
конц.
.ОН
+ NaCI
Реак1Дии с участием бензольного кольца
т.к. возрастает электронная плотность в
кольце — облегчается атака кольца частицами,
испытывающими недостаток электронной
плотности — электрофилами — реакции
электрофильного замещения:
ф он он
+ ЗВг,
(водн.)
трибромфенол (тв. в=во)
ОН
фенол + формальдегид (поликонденсация)
ОН он
8-
сн2он
смесь орто- и пара- изомеров
ОН ОН ОН
от ю-•<— от го
Q) «щелочное плавление»
О
^S-ONa
+ 2NaOH ->
N а-соль бензолсуль-
фокислоты
ONa
Na2SO3 + Н2О
41

АЛЬДЕГИДЫ И КЕТОНЫ
сн2по
альдегид в переводе на русский —
спирт, лишенный водорода
органические соединения, имеющие в
своем составе карбонильную функци-
функциональную группу с=о (карбонил)
СН ОН - 2Н -* С Н О альдегиды 1 изомерные соединения, также возможна
n 2n+1 n 2п жетоны j изомерия углеводородного радикала
Номенклатура:исторически сложившиеся систематическая номенкла-
названия тура ИЮПАК
альдегиды от соотв. кислот углеводород + «алы»
о
уксусный альдегид этаналь
сн3-с.
кетоны
н
сн3-с_
сн2-сн3
названия радикалов углеводород + «он»
+ кетон
метилэтилкетон бутанон-2
Строение: характерные химические свойства определяются наличием поляризованной двойной связи ^с=о • Для альдегидов характерны реакции
н-с
н
СН3->С
чн
_" прочность связи С=О
СНд
ле
присоединения к группе С=О молекул воды, спиртов и др.
н)
С=О+ 2Ag(NH,JOH »¦ С=О + Н,О + 3NH-
NHo'
Окисление
для альдегидов характерна реакция
«серебряного зеркала»:
R\
у/
муравьиный альдегид окисляется до СО2:
НО^ [Ад2О]
С=О *¦ Н,О + CO,t + 2Ag4
реакция с гидроксидом меди:
СН,
СН,
'3\ ™ ОП3\
С=О+ 2Си(ОНJ »¦ С=О + Си2О4- + 2Н2О
¦¦ "О краен, осадок
кетоны окисляются только сильными окислите-
окислителями (К2Сг207 + H2SO4), причем происходит
разрыв С-С связей:
[О]
С=О + 3[О]
¦ сн3соон + нсоон
•со2 + н2о
Присоединение по
1. Восстановление Н,
СН
3\
СН
н
с=о+н.
3\ /
с-он
ацетон пропанол-2
кетон ^-вторичный спирт
альдегид «лереичный спирт
2. Присоединение спиртов (Н+ - кат.)
нзс\
г/
+
кат. Н+
С=О + :О-С2Н5
I? '5
н,с-с-н
3 \
ос2н5
ацеталь
ос2н5 н
полуацеталь
(полукеталь)
3. Полимеризация (только альдегиды):
V/
с=о
Y/
с=о
н
I
—с-о-
I
н
параформ
4. Поликонденсация (с фенолом) — образуется
фенолформальдегидная смола
г Реакции
н«с~с -~~с
3 I
н
,о
СН3~Сч
L.
С
+
участием а-Н-атома
- увеличение подвижности а-атома Н
^О
3CI2 > CCI3-c'^ + 3HCI
хлораль И
химически очень активен
Получение:
1. Окисление спиртов (О2 над Си, КгСгг07,
KMnOJ:
СН3-СНг-ОН
„'/ альдегиды легко
—и
этаналь
п
окисляются до кислот
этанол ->
вторичный спирт -» кетон
2. Реакция Кучерова в присутствии солей Ндг+:
Н,С-СзСН + Н,0 -> сн,-с-сн,
3 2 3 it 3
о .о
НС=СН + Н20 -+ сн3-сч'
чн
3. Гидролиз дигалогенпроизводных:
CI
Na
ОН
СН,-С-Н +
ICI
Na ОН
CH3-Cv +2NaCI + H2O
первичные -* альдегиды
вторичные -* кетоны

КАРБОНОВЫЕ КИСЛОТЫ
сл„о2
предельные одно-
одноосновные кислоты
основность = число карбоксильных групп -СООН
органические соединения, содержащие одну или
несколько карбоксильных групп: карбон ил + гидроксил
о
/
ОН
Номенклатура исторические
тривиальные
названия
СН3СН2СООН пропионовая
СН3СН2СН2СООН масляная
систематическая
ИЮПАК
углеводород + к-та
пропановая
бутановая
Превращения карбоксильной группы
1. как кислоты функциональные
производные <^ j
2R-COOH + Mg = Mg(RCOOJ + H2t
R-COOH + NaOH^=-RCOONa + Н2О
т.к. более сильные кислоты, чем Н2СО3
2R-COOH + СаСО3 = (RCOOJCa + Н2О -
2. ,О
о. -н2о r-c'
СО2Т
-с-
<
R-C
3 R"c
4- R-C' +NH3 ""R-c"" -rf
ОН ~мьГН2'
5. этерификация (катализируется кислотами)
R-C
R-C' + HOR1
ОН
механизм
R-C
+ Н20
ом
ангидрид
хлор-
ангидриды
амид
сложный
эфир
соли карбо
новых к-т
O-fV
0 Л Г он 1
,_CV + н+ =F=* R-C + «аи»ЭД^ств,
1 , п п \ протонов с 6-
ОН L ОН J
R-C + ^f+R1-O-H —
I ohJ
RVH
R-C
R-C
и
О
R-C
OR
Получение.
1. окисление спиртов, альдегидов
2. окисление предельных углеводородов (80-120°С,
NaOH, MnCI2 - катализатор, крекинг)
Структура:
Химические СВОЙСТВа
Определяются
Взаимное влияние карбонила и гидроксила:
(* о смещение электронов в С=О фуппе
вызывает смещение электронов в ОН
ОН и поляризует связь -О-Н
В результате
Замещение Н- в а-положении
сн3соон
а2
СН2СЮ00Н
хлоруксусная
HCI
R-C-»C активация
H ОН
СНЧСН,СООН + Вг,
CH3CHBrCOOH
а-бромпропионовая
НВг
•- 5
о<-н
увеличение кислотности
1. увеличение кислотности
R-c' \О/°Н RH
ОН
К = 10"s 10"'° 10в
сильнее угольной кислоты
лакмус — красное окрашивание
2. Увеличение прочности С=О — связи.
Отсутствуют реакции присоединения.
Увеличение прочности С-ОН —
невозможно заместить HHal
ОТДЕЛЬНЫЕ ПРЕДСТАВИТЕЛИ
© Муравьиная (метановая) кислота — бесцветная жидкость с острым запахом, хорошо растворима а Н2О, довольно
сильная кислота, т.к. нет СН3-> группы
•Р NH3 о
особенность — сочетание
карбоксильной группы с
атомом Н
НО-С
Н
Ад2О
t
как альдегид "он
угольна"
СО2 + Н2О
сноон А н,о + cot
H2SO4 2 р
получение: СО + NaOH 4 HCOONa
® Уксусная (зтановая) кислота — безводная — кристаллич. в=во (ледяная к-та), tM = 17°С, смешивается с водой в
любых соотношениях. „ 2t t
пу ,г1 [и]
Получение: 1. НС=СН + Н2О -^ СНОСНО -» СН3-СООН
2. 2СН3СН2СН2СН3 + 5О2 -+ 4СН3-СООН + 2Н2О
3. Уксуснокислое брожение (пищевой уксус)
Ф Пальмитиновая С,5Н31СООН, стеариновая С,7НКСООН — тв. в-ва, нерастворимые в Н2О. Смесь — стеарин. Входят
в состав жиров.
© Олеиновая СН3(-СН2O-СН=СН(-СН2O-СООН способна присоединять Н2, Вг2 и др.
л ® СООН
|1
I
ноос
X
.СООН
изомеры
фумаровая малеиновая
ч СООН
П "Нг° YV малеино
А легко JLy ангидри
' СООН /
СООН " ' "СООН НООС
м-фталевая
(изофталевая) к-та
.СООН
СН2=СН-СООН
акриловая к-т о-фталевая м-фталевая терефталевая

СЛОЖНЫЕ ЭФИРЫ
функциональные производные карбоновых кислот — продукты
замещения ОН-групп кислоты на остаток спирта OR1. Брутто-
формула С Н_О такая же, как и у карбоновых кислот!
О
R—С.
О—R'
Физические свойства: летучие жидкости
(отсутствие водородных связей), мало
растворимы в воде, обладают приятным
запахом
г
Номенклатура:
Ф кислота + спирт
+ эфир
© спирт + кислотный
остаток
О
СН3-С*
осн3
уксуснометиловый
эфир
метилацетат
Химические свойства: наличие поляризованного атома кислорода активирует
связь C-O-R, и она легко разрывается даже под действием воды. Расщепление
сложных эфиров под действием воды называется гидролизом или омылением. Эта
реакция обратна реакции этерификации. Реакция катализируется протонами Н+ и
гидроксид-ионами ОН". В присутствии щелочи реакция необратима (происходит
омыление — образование соли карбоновой кислоты).
Го
R-C'
сн3-с
О гидролиз tО
' + НОН - - СН3—С' + С2Н5ОН
этерификация ОН
ос2н5
СН3-С.
NaOH
ос2н5
сн3-с,
O~Na+
+ С2Н5ОН
Получение: 1) реакция этерификации — кислота + спирт (преимущественно первичный).
Реакция обратима, поэтому требуется избыток одного из реагентов или отгонка
эфира о
2) ангидрид орг. кислоты + спирт: сн3с*
о + сн,он
сн.-с
сн,с.
+ сн3соон
осн.
сн2-о-с/
сн-о-с
о
С15Н3)СООН
СН2-О-С
Сложные эфиры, образованные
глицерином и высшими (жирными)
карбоновыми кислотами, называют
глицеридами.
Жиры: смесь этих эфиров
Животные жиры: твердые.
Образованы преимущественно
предельными кислотами
— пальмитиновой и
^ — стеариновой общая формула жиров
Растительные жиры или масла: жидкие, образованы
преимущественно непредельными кислотами:
С17НгаСООН — олеиновой и
С17Н31СООН — линолевой
Если остаток глицерида связан с 3 остатками кислот, то
образуется триацилглицерин — тристеарин.
Физические свойства: животные жиры — тв. в-ва без
определенной т-ры плавления, растительные — жидкие.
Плотность большинства жиров меньше плотности воды.
Жиры нерастворимы в воде, они выступают как поверх-
ностноактивные вещества (ПАВ), образуя стойкие эмуль-
эмульсии (молоко).
Мыла: соли высокомолекулярных карбоновых
кислот (обычно стеариновой или
пальмитиновой)
Na — твердые, например, C,7H35COONa
К — жидкие, например, СMН31СООК.
Моющие свойства связаны со строением
молекул, с наличием неполярных и ионных
групп.
Мыла не пенятся в жесткой воде, т.к.
нерастворимы соли Са:
2RCOO- + Са2+ -> Ca(RCOOJl
Детергенты — синтетические моющие
средства (CMC)
Химические свойства: 1) гидролиз жиров:
„о
сн2-о-с'
I ,0°"
сн-о-с''
I С17Ь
'Р
сн2-о-сч
тристеарин
н СН--О-Н
П35 | 2
ЗЫаОН
> СН-О-Н + 3ct7H35-C
C5 I
сн2-о-н
н
хо
VQNa
2) Гидрогенизация растительных
жиров — их превращение в
твердые (маргарин) за счет
присоединения Н2 к двойным
связям (Ni-катализатор, 160-
200°С, 2-15 атм)
44

АМИНЫ
производные NH3, в котором атомы водорода частично или полностью
замещены углеводородными радикалами (жирного, ароматического
рядов или смешанные) R я я2
R-NH2 4NH N
*' R<
первичный вторичный третичный
Физические свойства: метиламин, диметиламин, триметиламин — газы
с резким запахом, остальные амины жирного
ряда — жидкости, растворимые в Н2О
Номенклатура:
радикалы + амин
(по алфавиту первых букв названия
радикалов)
по номенклатуре ИЮПАК:
H3C-N-C2H5
метил-этил амин
Н3С-С-С2Н5 2-метил-2-бутиламин
NH,
Химические свойства обусловлены наличием неподеленной
электронной пары у атома азота:
(C6H,KN < (CeH,),NH < C6H5NH, < NH,
Изменение 6 s 3 e s 2 6 5 2 3
основности N(_,3 < CH3NH2 < (CH3JNH > (CH3KN
Химические свойства — напоминают свойства NH3. Амины реагируют:
1. С кислотами — образуют соли — нелетучие тв. ионные вещества
CH3NH2 + HCI
H,C-N-H
2. С алкилгалогенидами
CH3NH2 + CH3-I
Cl »• CH3NH2 + NaCI
NaOH
(болев сильное
основание)
•(CH3JNH + HI -
смесь вторичных и
третичньи аминов
Н2О
Из третичных аминов м.б. получены четвертичные аммониевые соли:
3. С органическими кислотами и ангидридами
СН3СООН + CH3NH2 -> [CH3COO]-[CH3NH3]+ -> снэ-с* + Н2о
о
сн/
N—Н
4. В водных растворах аминов щелочная среда:
CH3NH2 + H2O-^rCH3NH3+ + ОН-
АНИЛИН — ароматический амин. Жидкость, Tmn. = 184°C, бесцветный,
на воздухе желтеет из-за окисления, плохо растворим в Н2О
.$+ Основность мала. В молекуле увеличена электронная
н2 плотность в орто- и пара-положениях (как в феноле)
5~ ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
-NH,
с кислотами:
C6H5-NH2 + HCI -> [C6H5-NH3]+ С!"
солянокислый анилин
или гидрохлорид анилина
с алкилгалогенидами:
NH2
h-n-ch3 ch3>.n-ch3
CH3I
-HI*
с бромной водой:
NH2 NH2
-HBr
tr\
Br
белый осадок
триброманил ина
с формальдегидом — образуется
анилинформальдегидная смола
Получение: Н.Н. Зинин, 1842 г. —восстановлением нитробензола с
использованием (NH4JS или H2S:
NO2 + 3H2S
NH2 + 2H2O+ 3S
В настоящее время: каталитическое и электрохимическое восстанов-
восстановление нитробензола или его восстановление в кислой среде (Fe, Zn,
Sn)

АМИНОКИСЛОТЫ
органические дифункциональные соединения, в состав которых входят две функциональные
_о
группы — карбоксильная -с' и амино -NH2
он
Номенклатура:
из названий кислот
+ «амино»
сн3-сн-соон
nh2
а-аминопропионовая
2-аминопропановая
СН3-СН-СН2-СООН
NH2
C-аминомасля ная
3-аминобутановая
Физические свойства: белые кристаллические вещества, хорошо растворимы в воде, при
нагревании не плавятся, выше 200-300°С— разлагаются
Строение: 2 функциональные группы, их
взаимное влияние, новые специ- с =?>
фические свойства
образуют «внутренние» соли
NH2CH2COOH -> NH3+CH2COO"
биполярные или цвиттер-ионы
ионный
тип связи
Реакции функциональных групп
КИСЛОТНЫЕ (см. карбоновые кислоты)
?
Реакции функциональных групп
друг с другом
Ф NH2CH2COOH + NaOH -> NH2CH2COONa + Н2О Для карбоновых кислот характерно образование амидов
ИЛИ
NH3+CH2COO" + NaOH -> NH2CH2COONa + Н2О
® 2NH2CH2COOH + CuO -> (NH2CH2COOJCu +
H2O
Ф 2NH2CH2COOH + Na2CO3
H2O + CO2
.о н+ о
®NH2-CH2-C' + С2Н5ОН ^—- NH2-CH -с'*
ОН
R-c'
1 вместо
м.б. остаток
аминокислоты
2NH2CH2COONa
или в виде соли
ос2н5
ОСНОВНЫЕ (см. амины)
®NH2CH2COOH + HCI -> [NH3+CH2COOH]C|-
солянокислая соль
т.о. это — органические амфотерные
соединения. Водный раствор практически
нейтрален
Получение: из карбоновых кислот
Cl2 NH3
СН3СН2СООН -> СН3СНСООН -> CH3CHCOONH4 ~+ СН3СНСООН
CI CI NH,
аминокислота + аминокислота -> дипетид
.о н. .о
NH2-CH2-Cl_
он н
_N-CH2-C
NH2-CH2-c''
н
,N-CH2-C
ОН
о
он
-> трипептид -> полипептид _с''
Реакция обратима — в присутствии VNH-
кислот и оснований — гидролиз пептидная
связь
Капроновое волокно: s-аминокапроновая
кислота -> поликонденсация
nH2N-(CH2M -с^'
t°
ОН
\
капроновая смола -+ нити
Белки: важнейшая составная часть живых организмов, входят в состав кожи, роговых покровов,
мышечной и нервной ткани
Высокомолекулярные соединения,
молекулярная масса — до нескольких
миллионов
Состав: определен через гидролиз (разбавл.
кислоты, ферменты)
Белок — полипептид
0 Последовательность аминокислот — первичная
структура
© образование водородных связей между
Почти исключительно — а-аминокислоты («20),
связанные пептидными связями.
\ \
С=О и NH — спираль — вторичная структура
/
Качественная реакция : желтое окрашивание
О с HNO3; нитрование
сн2сн-с.
NH-,
фенил аланина
он
<3) взаимодействие NH2, ОН, СООН групп, не прини-
принимающих участия в образовании пептидной связи —
третичная структура
нагрев до высокой температуры, радиоактивное
облучение, соли тяжелых металлов — вызывают
разрушение вторичной и третичной структур —
денатурацию
46

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА КАТИОНЫ
Катион
Li+
Na+
К+
Са2+
Sr2+
Ва2+
Си2+
РЬ2+
Ад+
Fe2+
Fe3+
Al3+
NH4+
Н+
(кислая
среда)
Воздействие
или реактив
Пламя
Пламя
Пламя
Пламя
Пламя
Пламя
SO42"
Вода
S2"
СГ
гексациано-
феррат (III)
калия (красная
кровяная соль)
K3[Fe(CNN]
1) гексациано-
феррат (II)
калия (желтая
кровяная соль)
K4[Fe(CNN]
2) роданид-ион
SCNT
щелочь
(амфотерные
свойства гид-
гидроксида)
щелочь, нагрев
Индикаторы:
лакмус,
метиловый
оранжевый
Наблюдаемая реакция
Карминово-красное окрашивание
Желтое окрашивание
Фиолетовое окрашивание
Кирпично-красное окрашивание
Карминово-красное окрашивание
Желто-зеленое окрашивание
Выпадение белого осадка, не раствори-
растворимого в кислотах:
Ва2+ + SO42" = BaSO44
Гидратированные ионы Си2+ имеют
голубую окраску
Выпадение черного осадка:
Pb2+ + S2" = PbSi
Выпадение белого осадка; не раствори-
растворимого в HNO3, но растворимого в конц.
NH3 • Н2О:
Ад+ + СГ = AgCl4
Выпадение синего осадка:
К+ + Fe2+ + [Fe(CNN]3* = KFe[Fe(CNN]4
Выпадение синего осадка:
К+ + Fe3+ + [Fe(CNN]4~ = KFe[Fe(CNN]4
Появление ярко-красного окрашивания
за счет образования комплексных ионов
Fe(NSCJ+, Fe(NSCJ+ и др.
Выпадение осадка гидроксида алюминия
при приливании первых порций щелочи и
его растворение при дальнейшем
приливании
Запах аммиака: NH4+ + ОНГ -> NH3t + Н2О
красное окрашивание
красное окрашивание
47

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА АНИОНЫ
Анион
SO42~
NO3"
РО43-
СЮ42"
S2"
СО32-
со2
SO32-
F"
СГ
ВГ
Г
ОН~ (ще-
(щелочная
среда)
Реактив
Ва2+
1) добавить
КОНЦ. H2SO4 И
Си, нагреть
2) смесь
H2SO4 +
FeSO4
ионы Ag+
ионы Ва2+
ионы РЬ2+
ионы Са2+
известковая
вода Са(ОНJ
ионы Н+
ионы Са2+
ионы Ад+
ионы Ад+
ионы Ад+
индикаторы:
лакмус
фенолфталеин
Наблюдаемая реакция
Выпадение белого осадка, нерастворимого
в кислотах:
SO42" + Ва2+ = BaSO4i
Образование голубого раствора,
содержащего ионы Си2+, выделение газа
бурого цвета (NO2)
Возникновение окраски сульфата нитрозо-
железа (II) [Fe(H2OMNO]2+. Окраска от фи-
фиолетовой до коричневой (реакция «бурого
кольца»)
Выпадение светло-желтого осадка в
нейтральной среде:
ЗАд+ + РО43~ = Ад3РО44
Выпадение желтого осадка, не раствори-
растворимого в уксусной кислоте, но растворимого в
HCI: Ва2+ + СЮ42" = ВаСгО44
Выпадение черного осадка:
Pb2+ + S2~ = PbSi
выпадение белого осадка, растворимого в
кислотах: Са2+ + СО32" = СаСОз^
Са(ОНJ + СО2 -> СаСО34 + Н2О,
СаСОз + СО2 + Н2О -> Са(НСО3J
Выпадение белого осадка и его растворе-
растворение при пропускании СО2
Появление характерного запаха SO2:
2Н+ + SO32~ = Н2О + SO2t
Выпадение белого осадка: Са2+ + 2F~ = CaF24
Выпадение белого осадка, не растворимо-
растворимого в Н!МОз, но растворимого в конц.
NH3 • Н2О: Ад+ + СГ = AgCli
AgCI + 2(NH3 • Н2О) -> [Ag(NH3J]+ + СГ + 2Н2О
Выпадение светло-желтого осадка, не
растворимого в HNO3: Ag+ + Br" = AgBri
осадок темнеет на свету
Выпадение желтого осадка, не раствори-
растворимого в HNO3 и NH3 конц.: Ад+ + Г = Agli
осадок темнеет на свету
синее окрашивание
малиновое окрашивание
48

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ ОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ
Соединение
Алканы
Алкены
С=С
Бензол
Фенол
Спирты
Многоатом-
Многоатомные спирты
Амины
Анилин
Альдегиды
Карбоновые
кислоты
Крахмал
Белки
Реактив
Пламя
1) Бромная вода
2) р-р КМпО4
3) Горение
Горение
1) Бромная
вода
2) р-р №2СОз
3) FeCI3
1) Na
2) Горение
3) Черная
горячая
прокаленная
Си-проволока
Си(ОНJ +
NaOH
1) Лакмус
2) HHal
1) Бромная
вода
2) HHal
1)Ag2O
2) Си(ОНJ
Лакмус
Раствор l2 в KI
или спиртовой
раствор иода
КОНЦ. HNO3
Наблюдаемая реакция
Обычно определяют путем исключения
Низшие алканы горят голубоватым
пламенем
Обесцвечивание раствора
Обесцвечивание раствора, выпадение
бурого осадка МпО2
Горят слегка желтоватым пламенем
(частицы углерода)
Обычно определяют путем исключения
Горит коптящим пламенем
Обесцвечивание, выпадение белого
осадка трибромфенола
Выделение углекислого газа
Фиолетовое окрашивание
Выделение водорода
Горят светлым голубоватым пламенем
Восстановление красной окраски у
прокаленной горячей медной
проволоки
Синее окрашивание — образование
глицератов и др.
В водном растворе — синее
окрашивание
Образуют соли с галогеноводородами
— после выпаривания твердый осадок
Обесцвечивание бромной воды,
выпадение осадка триброманилина
После упаривания твердый осадок —
соль гидрогалогенида анилина
Реакция серебряного зеркала
Выпадение красного осадка Си2О
Красное окрашивание
! Муравьиная — реакция серебряного
зеркала
! Олеиновая — обесцвечивание
бромной воды
Синее окрашивание
Желтое окрашивание, при
добавлении щелочного раствора —
оранжевое
49

ФИЗИЧЕСКИЕ ВЕЛИЧИНЫ В ХИМИИ
Обозна-
Обозначение
тв, т(СН4),
тсн4
Наименование величины
Масса вещества
Абсолютная атомная масса атома
Масса атома, выраженная в единицах массы
Размер-
Размерность
кг, г и про-
производные
кг, г и про-
производные;
а.е.м.
1
Примечание: атомная единица массы (а.е.м.) — масса — части атома нуклида
углерода 12С
1 а.е.м. = 1.667-107 кг
ArC5CI)
Ar(CI)
МГ1 МГ(СН4)
П(О2). П(СН4)
М(сн4), Мв
NA
N
V(B,
Vm(B)
Относительная атомная масса атома данного
нуклида — масса атома, отнесенная к 1/12 массы
атома углерода 12С.
Относительная атомная масса элемента —
средняя масса атома элемента при его
природном изотопном составе, отнесенная к 1/12
массы атома 12С.
Относительная молекулярная масса —
отношение средней массы молекулы вещества к
1/12 массы атома 12С. Равна сумме
относительных атомных масс атомов, сос-
составляющих молекулу.
Количество вещества
1 моль — такое количество вещества, которое
содержит столько структурных единиц (атомов,
молекул, ионов и др.), сколько атомов
содержится в 12 г нуклида 12С F.02 • 1023)
Молярная масса — отношение массы вещества
тв к количеству веществ пв
mR
Мв = —~
пв
Постоянная Авогадро
Число частиц в одном моле: NA = 6.02 • 1023
Значение NA находится экспериментально.
Число частиц (молекул, атомов, ионов) равно
количеству вещества (числу молей), умноженному
на постоянную Авогадро:
N = п • NA
Объем, занимаемый веществом В
Молярный объем
Объем, который занимает 1 моль вещества.
Равен отношению объема, занимаемого
веществом, к количеству вещества:
v -V(B>
VM(B) -
П(В)
При нормальных условиях объем, который занимает
1 моль идеального газа, равен 22,4 л
Величина
безразмер-
безразмерная
Величина
безразмер-
безразмерная
Величина
безразмер-
безразмерная
моль
кг/моль
(г/моль) и
производ-
производные
моль
частицы
м3(в химии
также литр, л
(Ю-3 м3))
М3/МОЛЬ
л/моль и
производ-
производные
(см3/моль и
ДР)
50

Обозна-
Обозначение
Рв
D
wB
Хв
Фв
хв; [В]
Наименование величины
Плотность вещества. Отношение массы
вещества к занимаемому им объему
тв
VB
Относительная плотность газа показывает, во
сколько раз объем одного газа легче (тяжелее)
такого же объема другого, т.е. во сколько раз
плотность одного газа больше (меньше)
плотности другого. Из закона Авогадро (в равных
объемах различных газов при одинаковых
условиях содержится одинаковое число молекул)
следует:
Pi Г^/22.4 М1
D p2 М2/22.4 М2
Массовая доля вещества В в смеси. Отношение
массы вещества В к массе всей смеси. Для
смеси из трех веществ А, В и С:
mR
° mA + mB + mc
Для раствора:
mR
w ...... j? ,
mB трастворителя
Массовую долю часто выражают в процентах
Мольная доля вещества В в смеси. Отношение
количества вещества В (числа его молей) к
суммарному количеству (числу молей) всех
веществ в смеси. Для смеси трех веществ:
пв
Хв пА + пв + пс
Объемная доля вещества В в смеси. Отношение
объема, занимаемого веществом В, к объему
всей смеси:
VR
ф _ Е
в vA + vB + vc
Молярная концентрация
Отношение числа молей пв вещества В,
содержащихся в растворе объемом V, к объему
раствора (в дм3 или литрах):
пв
ХВ у
раствора
Размер-
Размерность
кг/м3 и
производ-
производные (г/см3
и др.)
Величина
безраз-
безразмерная
Величина
безраз-
безразмерная
Величина
безраз-
безразмерная
Величина
безраз-
безразмерная
моль/л
51

РЕШЕНИЕ 25 ТИПОВЫХ РАСЧЕТНЫХ ЗАДАЧ
Общие рекомендации при решении химических задач
Перед тем, как приступить к решению задачи, после внимательного прочтения
условия следует:
1. Все физические величины, о которых говорится в условии, выразить в одинако-
одинаковых единицах (например, массы всех реагентов — в килограммах или граммах,
объемы всех газов — в литрах или миллилитрах и т.д.).
2. Если в условии задачи имеются данные об объемах газов, отнесенных к усло-
условиям, не соответствующим нормальным A05 Па, 0°С), то, используя уравнение
fj^j =^ , следует пересчитать объем газа на нормальные условия.
т, т2
3. Во многих случаях целесообразно найти количества реагирующих веществ и
продуктов реакции (в молях).
4. Если при решении задачи необходимо учесть уравнение протекающей реакции,
то при его составлении необходимо найти коэффициенты перед формулами
веществ, входящих в уравнение реакции.
5. Если в условии задачи нет указаний о численном значении величины, характе-
характеризующей исходную систему, то часто целесообразно допустить, что взято 100 г
раствора, 1 л газовой смеси и т.д.
6. Удобно неизвестное, о котором речь идет в условии задачи, выразить через х.
Далее на основании химического уравнения составляют алгебраическое урав-
уравнение и, решая его, находят х. Если неизвестных два, то их обозначают через х
и у, записывают систему из двух алгебраических уравнений. Решение системы
уравнений позволяет найти х и у.
7. При решении задач атомные массы всех химических элементов, кроме Ar(CI),
округляют до целого значения. Для Ar(CI) принимают значение 35,5.
1. Определение относительной молекуляр- 3. Определение числа молекул в порции
ной массы Мг вещества
Условие: Какова относительная молекулярная Условие: Сколько молекул воды содержится в 1
масса Мг нитробензола C6H5NO2? Какова капле воды массой 0,03 г?
молекулярная масса этого вещества в а.е.м.? Решение: Обозначим число молекул воды в 1
Решение: капле через х. Составляем запись:
Мг = 6АГ(С) + 5АГ(Н) + Ar(N) + 2АГ(О) = 6x12 + 1 МОль воды, масса 18 г, содержит 6.02 • 1023
5x1 + 14 + 2x16=123 молекул,
Для нахождения массы молекулы нитробензола масса 0.03 г — х молекул
в а.е.м. надо найденное значение умножить на Составив пропорцию и решив ее, находим:
1 а.е.м.. Получаем 123 а.е.м. 18 бог-ю23 гз
Ответ: 123; 123 а.е.м. ~3 = —'— х = °'03'6'02'10 = ю21 молекул
2. Определение массы атома в граммах Ответ: 1021 молекул
Условие: Какова масса в граммах 1 атома 1311? 4. Определение массовой доли элемента в
Решение: Обозначим массу 1 атома I через соединении
х. Составим запись: 1 моль атомов 1311 содер- „
жит 6,02-1023 атомов, их масса 131 г/моль 1 Условие: Какова массовая доля фосфора в
атом 1311 имеет массу х г. фосфате кальция Са3(РО4J?
Составив пропорцию и решив ее, находим: Решение:
1*1*41 "? • А
x = ToTlW = 2'18-1o2r w(P)= ™ =
Огвег:2,18-10-22г. з-Аг(Са) + 2(V, + 4Аг@),
2-31
= 0.2 или 204-
3-40 + 2C1 +4-16)
52

Ответ: w = 0.2 или 20%
5. Определение молярной массы М
Условие: Какова молярная масса вещества, если
масса 2.5 моль этого вещества равна 250 г?
Решение: Из условия следует, что п = 2.5 моль,
a m = 250 г.
мв =
= 100 г/моль
Ответ: 100 г/моль
6. Определение массового отношения
элементов в соединении
Условие: Каково массовое отношение углерода,
водорода и кислорода в глюкозе СбН12Об?
Решение: Отношение масс элементов в этом
соединении равно:
тс:тн:то = 6 АГ(С) : 12 Аг(н) : 6 Аг(О) = 6-12 :
12-1 : 6-16 = 6:1:8
Ответ: тс:тн:то =6:1:8
7. Определение объема, который занимает
порция газа при нормальных условиях
(н.у.)
Условие: Какой объем (н.у.) занимают 66 г
СО2?
Решение: Обозначим объем, который занимает
66 г СО2, через х. Составим запись:
1 моль СОг масса 44 г — объем 22.4 л
масса 66 г — объем х л
Решение пропорции позволяет найти х:
22.4-66
44
= 33.6 л
Ответ: 33.6 л.
8. Определение теплового эффекта
реакции
Условие: Молярная теплота сгорания угля на
воздухе 393.5 кДж/моль. Сколько теплоты
выделится при полном сгорании 1 кг угля?
Решение: Из условия следует, что масса сго-
сгоревшего угля 1 кг, т.е. 1000 г. Обозначим
количество теплоты, выделяющееся при сгора-
сгорании 1000 г угля через х, и составляем запись:
При сгорании 1 моль угля, масса 12 г,
выделяется 393.5 кДж теплоты
При сгорании 1000 г угля, выделяется х кДж
теплоты
Решение пропорции позволяет найти х:
1000 • Ч
х = '""" o
= 32800 кДж или 32.8 МДж
Ответ: 32.8 МДж
9. Определение максимального выхода
продукта реакции
Условие: Сколько максимально литров (н.у.)
водорода можно получить, используя 45.5 г
цинка и избыток соляной кислоты?
Решение: Запишем уравнение протекающей
реакции. Внизу, под формулами соответствую-
соответствующих веществ, записываем их молярную массу
(под знаком Zn) и молярный объем (под фор-
формулой Н2). Сверху записываем массы прореа-
прореагировавшего цинка и объем выделившегося
водорода (обозначим его через х):
45.5 г
Zn + 2HCI = ZnCI2
65 г/моль
Из пропорции:
45,5 _
~65~ ~
находим, что х = 15.7 л.
Ответ: 15.7 л.
х л
H2t
22.4 л/моль
224
10. Определение реального выхода
продукта реакции
Условие: При прокаливании 15,8 г пермангана-
та калия КМпО4 получено 0,896 л (н.у.) кисло-
кислорода. Каков выход кислорода в данном случае?
Решение: Записываем уравнение реакции
15,8 г V
2КМпО4 = К2Мп04 + МпО2 + О2
2 • 158 г/моль 22,4 л/моль
При максимальном A00%-ном) выходе объем
выделившегося кислорода V можно найти из
пропорции:
15,8 г = _V_
2-158 22,4
Так как, в соответствии с данными условия,
получено 0,896 л кислорода, то, следовательно,
выход кислорода равен:
0.896
1.12
= 0.8 или 80%
Ответ: 80%.
11. Определение выхода продукта по
стехиометрическим соотношениям
Условие: Сколько граммов азотной кислоты
НЫОз максимально можно получить из 44.8 л
(н.у.) азота?
Решение: С учетом того, что в одной молекуле
HNO3 содержится 1 атом азота, составляем
запись:
44,8 х
N2 -> 2HNO3
22,4 2x63
Обозначив массу образующейся при 100%-ном
выходе азотной кислоты через х, записываем
пропорцию:
44,8 л _ *
22,4 л/моль 2 • 63 г/моль
Из нее находим, что
44.8-2-63
22.4
= 252 г
Ответ: 252 г.
12. Определение содержания основного
компонента (или содержания примеси) в
исходном веществе
Условие: Каково содержание (в процентах)
53

СаСОз в образце известняка, при длительном
прокаливании 400 г которого получено 78,4 л
СО2 (н.у.)?
Решение: Запишем уравнение реакции:
х г 78,4 л
СаСО3 = СаО + СО2
100 г/моль 22,4 л/моль
Обозначим через х г массу СаСОз, разложение
которой приводит к получению 78,4 л СО2. Из
соответствующей пропорции находим, что
78.4-100
22.4
= 350 г
Таким образом, содержание СаСОз в исходном
образце составляет:
350
q = ¦
400
= 0.875 или 87.5%
Примесей в исходном образце 100 - 87,5 =
12,5%
Ответ: 87,5%
13. Определение выхода реакции, когда
одно из исходных веществ взято в избытке.
Условие: Сколько граммов поваренной соли
NaCI можно получить, если смешать два рас-
раствора, один из которых содержит 29,2 г HCI, а
другой 44 г NaOH?
Решение: Записываем уравнение протекающей
реакции:
29,2 44
HCI + NaOH = NaCI + Н2О
36,5 40
г/моль г/моль
Находим, что в случае HCI отношение
моль меньше, чем в случае NaOH
44
40
= 0.8
= 1,1 моль.
Так как в данной реакции вещества реагируют в
равномолярных количествах (на 1 моль HCI
расходуется 1 моль NaOH), то в данном случае
NaOH взят в избытке. Поэтому расчет массы
образовавшегося NaCI ведем по массе израсхо-
израсходованного полностью HCI:
29,2 х г
HCI + NaOH = NaCI + Н2О
36,5 г/моль 58,5 г/моль
Находим, что:
29.2-58.5
= 46,8 г
х =
36.5
Массу образующегося NaCI можно найти также,
учитывая, что израсходовано 0,8 моль HCI и,
следовательно, образуется также 0,8 моль
NaCI. Тогда масса NaCI равна:
0,8 • MNaCi = 46,8 г
Ответ: 46,8 г.
14. Определение состава газовой смеси (в
объемных процентах)
Условие: 20 л (н.у.) аммиака пропустили через
нагретую до 350°С трубку с железным катали-
катализатором. Объем полученной газовой смеси
(н.у.) равен 25 л. Каков состав полученной
газовой смеси (в объемных процентах)?
Решение: При пропускании аммиака над нагре-
нагретым катализатором протекает реакция:
2NH3 = N2 + ЗН2
2 л 1л 3 л
Прирост объема ДУ при разложении 2 л аммиа-
аммиака равен 1 + 3 - 2 = 2 л. Обозначив объем
разложившегося аммиака через х л, и учтя, что
увеличение объема составило 25 - 20 = 5 л,
можно записать:
Разложение 2 л аммиака приводит к возраста-
возрастанию объема на 2 л
Разложение х л аммиака приводит к возраста-
возрастанию объема на 5 л
Из пропорции
5-
находим, чтох = —^
= 5 л
Таким образом, в смеси осталось 20 - 5 л
аммиака. Учитывая уравнение реакции, нахо-
находим объем образовавшегося при разложении
5л аммиака водорода b и азота а:
5 л a
2NH3 = N2
2 л 1л
b
ЗН2
3 л
Ь=
3-5
= 7.5 л
В смеси объемное содержание аммиака 15/25
= 0,6 или 60%, объемное содержание азота
2.5/25 = 0,1 или 10%, объемное содержание
водорода 7,5/25 = 0,3 или 30%.
Ответ: N2 10%, Н2 30%, NH3 60%.
15. Определение объема газа, расходуемого
на проведение реакции с другими газами
Условие: Какой минимальный объем кислорода,
содержащего 10 объемн. % озона, необходим
для полного сжигания 4 л пропана СзН8?
Решение: Составляем уравнение реакции
горения пропана в атмосфере кислорода:
4 л х л
СзН8 + 5О2 = ЗСО2 + 4Н2О
1л 5 л
Для полного сжигания 4 л пропана требуется х
5 * 4
= —j— = 20 л О2. При взаимодействии озона с
пропаном также образуется СО2 и вода. Поэто-
Поэтому можно принять, что в реакцию с пропаном
вступает смесь, каждый литр которой содержит
0,9 л О2 и 0,1 л О3. При превращении в кисло-
кислород О2 озона объем увеличивается в 1,5 раза:
2О3 = ЗО2
При этом из 0,1 л О3 образуется 0,15 л О2.
Таким образом, 1 л исходной смеси кислорода
и озона эквивалентен 0,9 + 0,15 = 1,05 л О2.
Поэтому для полного сгорания 4 л пропана
необходимо V = -^- = 19,05 л кислорода,
содержащего 10 объемн. % озона.
Ответ: 19,05 л.
16. Определение молекулярной формулы
вещества по относительной плотности его
паров
54

Условие: Относительная плотность паров
углеводорода по воздуху 2,69. Массовая доля
водорода в соединении 7,69%. Какова молеку-
молекулярная формула углеводорода?
Решение: Обозначим относительную молеку-
молекулярную массу углеводорода как Мг. Из соотно-
соотношений мг = J\_ = 2 бд
мг(воздух) 29
находим, что Мг = 29 • 2,69 = 78. Так как масса
молекулы в а.е.м. численно равна относитель-
относительной молекулярной массе, то молекулярная
масса углеводорода 78 а.е.м.
На водород в углеводороде приходится
78 • 0,0769 = 6 а.е.м. Следовательно, в составе
молекулы атомов водорода: — = 6. На угле-
углерод приходится 78 - 6 = 72 а.е.м. Число ато-
атомов С в молекуле равно: ^~- = 6. Таким обра-
образом, формула углеводорода СбН6 (бензол).
Ответ: СеН6.
17. Определение состава газовой смеси
Условие: Относительная плотность 30 л смеси
метана СН4 и азота N2 по гелию равна 5.
Сколько литров метана и азота взято для
приготовления смеси?
Решение: Сначала находим среднюю относи-
относительную молекулярную массу смеси М г.
Мг
мг
м
г (Не)
= 5, И Мг =4-5 = 20
Пусть метана взято х л, тогда азота взято C0 -
х) л. Масса 1 л метана 16/22,4 г, а масса 1 л
азота — 28/22,4 г. Масса х л метана
A6/22,4) 'X г, а масса B0 - х) л азота равна
B8/22,4) • C0 - х) г. Масса 1 л смеси равна
20/22,4 г, а масса 30 л смеси — B0/22,4) • 30 г.
Очевидно, что
16х
28C0-х) 20 • 30
22.4 22.4 22.4
Решая уравнение относительно х, находим, что х
= 20. Таким образом, для приготовления смеси
было взято 20 л метана и 30 - 20 = 10 л азота.
Ответ: 20 л метана и 10 л азота.
18. Определение состава солей в растворе
Условие: В растворе смешали 9,8 г H2SO4 и
6,5 г NaOH. Какие соли и в каких количествах
образовались?
Решение: Примем, что смешивание проходило
так, что раствор NaOH медленно вливали в
раствор серной кислоты. Первоначально в
кислой среде протекала реакция:
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + Н2О
9 8
В исходном растворе было -gg- = 0,1 моль
серной кислоты. Когда в раствор ввели 4,0 г
NaOH (т.е. 0,1 моль NaOH), то серная кислота
прореагировала полностью (как видно из
уравнения реакции, при реакции молярное
отношение реагентов 1:1). В результате обра-
образовалось 0,1 моль кислой соли NaHS04.
При последующем добавлении в раствор
оставшихся 6,5 - 4 = 2,5 г NaOH, т.е. 0,0625
моль, протекает реакция образования из кис-
кислой соли средней:
NaHSO4 + NaOH = Na2SO4 + Н2О
С 0,0625 моль NaOH прореагирует 0,0625 моль
NaHSO4 и образуется 0,0625 моль средней
соли Na2SO4. В результате в растворе будет
находиться 0,0625 моль Na2SO4 и 0,1 - 0,0625
= 0,0375 моль NaHSO4.
Ответ. 0,0625 моль Na2SO4 и 0,0375 моль
NaHSO4
19 -22. Приготовление раствора с заданной
массовой долей растворенного вещества
а) Условие: Сколько граммов сахарозы надо
растворить в 250 г воды, чтобы получить
раствор с массовой долей сахарозы 0,3 C0%)?
Решение: Обозначим массу использованной
сахарозы через х г. Масса раствора равна
B50+х) г и, следовательно
= 0,3
Решая это уравнение, находим, что х = 107 г.
Ответ: 107 г.
б) Условие: Сколько граммов медного купороса
CuSO4 • 5Н2О надо добавить к 300 г 2%-го
раствора сульфата меди, чтобы получить 5%-
ный раствор?
Решение: Отметим, что в 300 г 2%-го раствора
содержание CuSO4 равно 0,02 • 300 = 6 г.
Обозначим теперь массу добавляемого в
раствор CuSO4 • 5Н2О через х. Так как молярная
масса CuSO4-5H2O равна 250, а молярная
масса CuSO4 — 160, то массовая доля
водного CuSO4 в CuSO4 • 5Н2О равна -^
0,64. Следовательно, в х г медного купороса
содержание безводного CuSO4 составляет
0,64х. С учетом этого можно составить
уравнение:
б + 0.64*
= 0.05
300 + х
Решение этого уравнения позволяет найти, что
х= 15,25 г.
Ответ: 15,25 г.
в) Условие: Сколько миллилитров воды нужно
добавить к 100 мл 30%-го раствора соляной
кислоты с плотностью 1,15 г/мл, чтобы
получить раствор с массовой долей HCI 5%?
Решение: Учитывая, что плотность раствора
1,15 г/мл, находим массу исходного раствора:
m = pV= 1,15-100= 115 г
Исходный раствор 30%-ный, следовательно, в
нем содержится 0,3 • 115 = 34.5 г HCI.
Если массу добавляемой воды обозначить
через х г, то можно записать уравнение:
34,5
115 + х
= 0,05
Отсюда х = 575 г.
55

Ответ: 575 г.
г) Условие: Сколько граммов ВаО надо доба-
добавить к 100 г воды, чтобы получить 5%-ный
раствор?
Решение: При внесении ВаО в воду протекает
реакция:
х у
ВаО + Н2О = Ва(ОНJ
153 171
Обозначим массу ВаО, который надо добавить,
через х. Тогда массу образующегося в воде
Ва(ОНJ у можно выразить как
171*
153
¦= 1.12*
С учетом того, что из х г ВаО образуется
1,12хг Ва(ОНJ, можно записать уравнение:
Решение уравнения дает х = 4,67 г.
Ответ: 4,67 г.
23. Приготовление раствора с заданной
молярной концентрацией
Условие: Сколько граммов сульфата натрия
Na2SO4 • 10Н2О необходимо для приготовления
0,5 л раствора с молярной концентрацией
0,02 моль/л?
Решение: Приготовляемый раствор должен
содержать 0,5 • 0,02 = 0,01 моль вещества, т.е.
0,01 моль Na2SO4. 0,01 моль Na2SO4 содержит-
содержится в 0.01 моль Na2SO4* 10H2O. Следовательно,
для приготовления раствора нужно использовать
m = 0,01 -М^о,,- юн2О) = 0,01 -322 = 3,22 г
Ответ: 3,22 г.
24. Определение формулы органического
вещества по данным о массе продуктов
реакции
Условие: При полном сгорании 6,0 г органичес-
органического вещества получено 8,8 г СО2 и 3.6 г воды.
Плотность паров органического вещества по
водороду равна 30. Какова молекулярная
формула вещества?
Решение: Сначала находим молекулярную
массу вещества. Она равна Мг = 2 • 30 = 60.
Порция вещества массой 6,0 г содержит
A tn\
углерода 8.8 -- — =8.8
м,
12
44
= 2.4 г
Водорода она содержит з.б-
2А
г(Н)
Мг(Н?>)
2-1
18
= 0.4 г.
0,4 + 2,4 < 6,0 и, следовательно в состав
вещества входит также кислород. Его в порции
вещества массой 6,0 г то = 6,0 - 2,4 - 0,4
= 3,2 г.
В молекуле вещества отношение чисел атомов
С, Н и О равно:
пс:пн:по
_ 2А_= O4__3i2_ _
12
16
0,2 : 0,4 : 0,2 = 1 : 2 : 1
Простейшая формула вещества СН2О. Значе-
Значение Мг для такой формулы равно Мг = 12 + 2 • 1
+ 16 = 30. Так как это значение в два раза
меньше Мг вещества F0:30), то, следователь-
следовательно, молярная формула вещества будет С2Н4О2.
Такой формуле отвечает формула уксусной
кислоты СН3СООН и метилового эфира
муравьиной кислоты НСООСН3.
Ответ: формула вещества С2Н4О2.
25. Определение молекулярной формулы
органического вещества по данным о
продукте реакции
Условие: При обработке 14,8 г одноосновной
карбоновой кислоты избытком цинка получено
2,24 л водорода. Какова молекулярная форму-
формула кислоты?
Решение: Получено 2,24:22,4 = 0,1 моль Н2.
Так как кислота одноосновная и из каждой ее
молекулы металл вытесняет только 1 атом
водорода, то, следовательно, кислоты исполь-
использовано 0,1 • 2 = 0,2 моль. Молярная масса
кислоты равна 1^г = 74 г/моль.
В общем виде формулу одноосновной кислоты
можно записать как CnH2n+iCOOH, и значение
Мг=12-п + Bп+1)-1 + 12 + 2-16+1. Для
определения п составляем уравнение:
12-п + Bп+1)-1 + 12 + 2-16+1=74
Решая это уравнение, находим, что п = 2, и
молекулярная формула кислоты С2Н5СООН
(пропионовая кислота).
Ответ: С2Н5СООН
автор задач С.С. Бердоносов
56

СОДЕРЖАНИЕ
ПРЕДИСЛОВИЕ 3
ХИМИЧЕСКИЙ ЭЛЕМЕНТ 4
СТРОЕНИЕ АТОМА 5
ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ 6
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ 7
ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ 8
СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ 9
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ 10
РАСТВОРЫ 11
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ 12
ЭЛЕКТРОЛИЗ 13
ОКСИДЫ 14
ОСНОВАНИЯ 15
КИСЛОТЫ 16
СОЛИ 17
ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ 18
ПОДГРУППА 1а.ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ Li, Na, К, Rb, Cs 19
ПОДГРУППА На И ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ Са, Sr, Ba 20
ПОДГРУППА Ilia. АЛЮМИНИЙ AI 21
ПОДГРУППА VIII6. ЖЕЛЕЗО Fe 22
ВОДОРОД Н 23
ПОДГРУППА Vila. ГАЛОГЕНЫ F, Cl, Br, 1 24
ПОДГРУППА Vila. ХЛОР Cl 25
ПОДГРУППА Via.О, S, Se, Те 26
ПОДГРУППА Via.КИСЛОРОД О 27
ВОДА (ОКСИД ВОДОРОДА) Н20 28
ПОДГРУППАМ АЗОТ N 29
КИСЛОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ АЗОТА 30
ПОДГРУППА Va. N, P, As, Sb, Bi. ФОСФОР Р 31
ПОДГРУППА Ма.УГЛЕРОД С 32
ПОДГРУППА IVa.C, Si, Ge, Sn, Pb. КРЕМНИЙ Si 33
ПОДГРУППА VI6.XPOM Cr 34
ПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АЛКАНЫ, ПАРАФИНЫ) 35
НЕПРЕДЕЛЬНЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АЛКЕНЫ, ОЛЕФИНЫ) 36
ДИЕНОВЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ 37
АЦЕТИЛЕНОВЫЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АЛКИНЫ) 38
АРОМАТИЧЕСКИЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АРЕНЫ) 39
СПИРТЫ 40
ФЕНОЛЫ 41
АЛЬДЕГИДЫ И КЕТОНЫ 42
<АРБОНОВЫЕ КИСЛОТЫ 43
СЛОЖНЫЕ КЕТОНЫ 44
АМИНЫ 45
АМИНОКИСЛОТЫ 46
КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА КАТИОНЫ 47
•.А^ЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА АНИОНЫ 48
«А-ЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ 49
-.'3/ЧЕСКИЕ ВЕЛИЧИНЫ В ХИМИИ 50
= Е_ЕЧИЕ 25 ТИПОВЫХ РАСЧЕТНЫХ ЗАДАЧ 52
57

Стахеев Александр Юрьевич
Вся химия в 50 таблицах
Под ред. С. С. Бердоносова
Оригинал-макет изготовлен /7. С. Бердоносовым
Лицензия № 030689 от 11 апреля 1996 г.
Изд. № ФЗО(ОЗ). Подписано в печать 30.03.98.
Формат 60 х 847» Бумага офсетная. Объем 8,0 п. л.
Тираж 10 000 экз. Заказ К» 2263. Цена договорная.
Московский институт развития образовательных систем
109004, Москва, Нижняя Радищевская ул., д. 10.
Контактные телефоны. 915-69-57,915-72-55.
Содействие развитию образовательных систем и технологий
107082, Москва, ул. Бакунинская, д. 96/98.
По вопросам реализации обращаться:
— фирма «СКРИН»
Тел. @95) 350-33-27
Тел./факс @95) 350-41-98
Отпечатано с готового оригинал-макета
в Смоленской областной ордена «Знак Почета»
типографии им. Смирнова.
214000, г. Смоленск, проспект им. Ю. Гагарина, д. 2.
Тел.: 3-01-60, 3-46-20, 3-46-05.

шгщи
ГРУППЫ ЗЛЕ МЕНТОВ
а II 6
a III б а IV 6
а V б
a VI б
а VII 6
VIII
н
1.007МЛ
1
Не
¦ОПОРОЛ I
4,002S02i2
ГЕЛИ» S 2
Ы 3
пяти it 2l'
Be 4
9,01218:1
6ЕРИЛАИ1
2Г
"¦№1 JVJpI 4
УГЛЕРОО 2
N
14,0087:1 2w,2 . ,
«101 2
«ncnopofl3
F 3
!1,9Ш0Э:1 2 , j
ШОР 2
Ne
20.179:t
KEOH 2
10
Na n
22.01977:1 , 1
КАТГМЙ 2
Mg
А1 13
24.305:1
ямин»
Si и
ФОСФОР 2
CFPI 2
Cl "
Ar 18
5Г
Атомная массе Атомный номер
и
Э2
23l,018Stl 32
УРАН 2
Распределение Распределение
эпентромов хленгропое
по застраивающимся по обопочнвм
и ближайшим
подоболочмвм
К
"
КГ "
20
««¦»"-< 4,2 1
МПЬЦНЙ 2
Са
221 Sc
22
СМКАИ)
Ti
47,18*1
IKUK
23
V
,2< Cr
О 51,! "
e 3dvt.
26
Fe
ЖЕШО
27
Со
коильт
28
Ni
29 Cu
,ao Zn
Ga
32
МЕвЬ
Ge
"•S|J3 4,2 4p2'l
As
33
Se
Br
IPO*
35
4s!4p* в
Kr
«РКЛ1ОН
36
Rb".
Sr
B7J2H
СТРОЙКИ»
38
¦1
/° Zr
*„,., 91,224:2
2 ЦИРКОИИ»
д41 Nb
KHOKl
42 Mo
2 И0ЛИШК
43
Tc
97,907?
44 Ru
1 4d'5«'
101,0742
priEHKi
Rh
Р0Я1Й
46
но '«,4211
ПДЛЛДДИ»
48 Cd
СЕРЕБРО
(«flKH
In
M4,l2t|
KKfiKl
Sn
50
Sb
51
Те
52
ГЕЛЯУР
53
Xe
1
Cs
Ba
56
"
,72
Hf
в
132J0MM _ я
•ЕЭМ в" 2
137,11*1 я
a<2 a
2
s73 Та
190,1479:1
ТИНТАП
74 W
,?75 Re
76
РЕНИН
Os
«спай
Ir
192,22:]
ИРИОИ»
Pt
в 5d«e«'
2 пшт
1 79
3L»aJ
Hg
Tl
золою
221,0187 ib
7i< в
2
Ra
РТУТЬ
ШЛИ»
Pb
207,211 6
CSMEU
82 4
32
1
Bi
291,9104:1
9КСИЛ e
83
Po "i
в»26р< ^
ПОПОН» 2
At
85
Rn
86
>CTH
a 88i
221,0251
PUli
I89 Ac**
'I.-,,., 227.0J7S
IKTKHHfi
Db
ЙЮ5
106
Rf
107
' К9Ш9ШЙ
Bh
, [И2!
<.%m
«M1Hn
«6d.7s2 (»5!
,1 109
32
32
Mt
I 1
? 110
32
32 . ,
*лант;оиоиды
Ce58
4f'5d'6S2
11ЕРИ*
Pr59
ЛРШ0ЦРШ 2
Nd6fli
144^ =3 «
4f<e.» 1
BiOOll» 2
Pm
Sm
ноля
41«
[IIIFIt
"!
Eu"i
1
1
ПРОПНИ 2
Gd"?
IS7^S;J 2,=
4l'5O'6s2 в
nUttlKlnlt 2
I(PM»
66 ,
IH.SOt
4l»6t' 4
ЛИСЛРОЗИ* 2
Ho
67 .
Er"i
IS7,2i:3 3°
ЗРЯ»
Illli
Yb
70
Lu
174,9G-4
71?
**антиноиды
Th'°s
2Ц0Э11М 32
10PH I
Pa
2JW3S8
и
52
32
Np
217,0411
J
НЕПТГНИЙ 2
Pu
2"'0«2e7s2 4
пллона» 2
94j
4
AmJij
243,Dtl4 32
'{
{
OfXUII» 2
247,010) 3|
SCed'7»» I
HOP»» 2
Bk
247.D703 32
97j
Cf
98 I
251.07)8 32
51«7,г Ч
К1ЛХФВРННЯ 2
Es
»2,OI2I
"
257.19SI
»(P«»«
Md
totj
No
W2j
2SS.100I
5lM7s3 4
Н0НЛИ» 2
*-"¦ 32
HO.IOSI 32

вся шил