Общая химия. Самоучитель - Френкель Е.Н.

Author: Френкель Е.Н.

Tags: химия химические науки самоучитель общая химия

ISBN: 978-5-17-982374-2

Year: 2017

Similar

Химия. Самоучитель

Неорганическая химия. Самоучитель

Органическая химия. Самоучитель

Общая химическая технология

Text

ерия книг Е. Френкель — новое слово в самообразовании. Занимаюсь с учениками
с совершенно разной подготовкой по методике
автора уже несколько лет. Кому-то нужно было
просто подтянуть знания, кому-то подготовиться к поступлению на химический факультет.
И во всех случаях эта методика работает! Очень
благодарен автору.
Виталий,
репетитор по химии, Москва

ока что не встретила более понятных пособий по химии. Учусь в 11 классе, готовлюсь поступать в вуз. Нравится то, что в книгах
очень много заданий и упражнений для самопроверки.
Мария,
школьница, Воронеж

ужно было подтянуть сына по химии, так
как этот предмет совсем никак ему не давался. У меня в школе тоже были сложности
с освоением этого предмета. Хотелось наконецто ее понять и помочь сыну. Могу с уверенностью сказать, что, какой бы ни была ваша подготовка, вы сможете понять и полюбить химию
благодаря методике автора!
Екатерина,
домохозяйка, Хабаровск

Эффективная методика,
которая поможет сдать экзамены
и понять химию

Все права защищены. Никакая часть
данной книги не может быть воспроизведена
в какой бы то ни было форме без письменного
разрешения владельцев авторских прав.

УДК 54(075.4)
ББК 24я7
Ф86

Научный рецензент:
Френкель Ефим Эликович,
кандидат химических наук, профессор
(кафедра химии Вольского военного института
материального обеспечения)
Френкель, Евгения Николаевна.
Ф86

Общая химия. Самоучитель. Эффективная методика, которая поможет сдать экзамены и понять химию /
Е. Н. Френкель. — Москва : Издательство АСТ, 2017. —
308, [1] с. — (Средняя и старшая школа. Лучшие методики
обучения).
ISBN 978-5-17-982374-2
Самоучитель основан на методике, которую автор с успехом использует более 20 лет. С помощью этой методики множество школьников смогли поступить на химические факультеты и в медицинские
вузы. Самоучитель особенно полезен ученикам 11 класса, которые
повторяют общую химию, а также тем, кто готовится к ЕГЭ по химии и хочет получить отличную оценку на экзаменах.
Встретившись со сложными вопросами, которые вызывают затруднения, вы сразу же получите помощь в виде пояснений, комментариев, объяснений, примеров. В конце каждой главы приводятся
проверочные задания и упражнения для закрепления материала.
Книга в доступной форме позволяет ПОНЯТЬ этот интересный
и сложный предмет, а выпускникам — подготовиться к ЕГЭ.
Книга будет полезна родителям, которые заботятся об образовании детей, репетиторам, студентам и преподавателям и всем, кто
хочет понимать химию и, конечно же, всем школьникам.
Макет подготовлен редакцией

ISBN 978-5-17-982374-2

Оглавление

От автора . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 8
Глава 1. Основные понятия и законы предмета «химия». . . . . . . . . 11
Выводы по главе 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 16
Вопросы и упражнения к главе 1 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17
Глава 2. Строение атома . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 18
2.1. Распределение электронов в поле ядра атома . . . . . . . . . 19
2.2. Периодический закон Менделеева . . . . . . . . . . . . . . . . . . 52
Выводы по главе 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 58
Вопросы и упражнения к главе 2 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 59
Задания ЕГЭ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 60
Глава 3. Химическая связь . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 66
3.1. Ковалентная связь . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 66
3.2. Ионная связь. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 76
3.3. Электронные и графические формулы. . . . . . . . . . . . . . . 79
3.4. Химическая связь и агрегатные состояния вещества . . . 86
3.5. Расчёты для газов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 96
Выводы по главе 3 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 106
Вопросы, задачи и упражнения к главе 3 . . . . . . . . . . . . . . . . 107
Задания ЕГЭ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 109
Глава 4. Скорость химической реакции . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 114
4.1. Зависимость скорости химической реакции
от различных факторов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 114
4.2. Обратимость химических процессов.
Принцип Ле-Шателье . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 131
Выводы по главе 4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 137

Оглавление

Вопросы и упражнения к главе 4 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 138
Задания ЕГЭ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 140
Глава 5. Растворы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 145
5.1. Вещество и смесь. Дисперсные системы . . . . . . . . . . . . 145
5.2. Разделение смесей. Способы очистки веществ. . . . . . . 152
5.3. Растворы и растворимость . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 157
5.4. Задачи по теме «Способы выражения
состава растворов» . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 169
Выводы по главе 5 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 179
Вопросы и упражнения к главе 5 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 180
Задания ЕГЭ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 181
Глава 6. Основные классы неорганических соединений . . . . . . . . 183
6.1. Оксиды . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 183
6.2. Гидроксиды. Кислоты и основания. . . . . . . . . . . . . . . . . 193
6.3. Способы получения кислот и их свойства . . . . . . . . . . . 195
6.4. Способы получения оснований и свойства
щелочей . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 202
6.5. Соли . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 207
6.6. Задачи по теме «Способы получения
и свойства неорганических веществ
различных классов» . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 214
Выводы по главе 6 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 222
Вопросы и упражнения к главе 6 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 223
Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные
процессы. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 234
7.1. История создания теории электролитической
диссоциации . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 234
7.2. Научные основы теории электролитической
диссоциации . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 236
7.3. Электролитическая диссоциация соединений
различных классов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 239
7.4. Ионные реакции в растворах . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 248

Оглавление

7.5. Понятие о водородном показателе (рН).
Реакция среды. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 253
7.6. Гидролиз солей . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 257
Выводы по главе 7 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 262
Вопросы и упражнения к главе 7 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 263
Задания ЕГЭ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 264
Глава 8. Окислительно-восстановительные реакции. . . . . . . . . . . 267
8.1. Понятие об окислительно-восстановительных
реакциях. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 267
8.2. Степень окисления и поведение атомов в ОВР . . . . . . 268
8.3. Метод электронного баланса. Типы ОВР. . . . . . . . . . . . 274
8.4. Метод электронно-ионных полуреакций . . . . . . . . . . . 279
8.5. Электрохимические процессы.
Электрохимический ряд металлов . . . . . . . . . . . . . . . . . 284
8.6. Гальванический элемент. Коррозия металлов . . . . . . . . 291
8.7. Электролиз . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 295
8.8. Типы химических реакций . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 299
Выводы по главе 8 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 301
Вопросы и упражнения к главе 8 . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 302
Задания ЕГЭ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 304
Литература . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 309

ОТ АВТОРА

Уважаемый читатель!
Предлагаемый Вашему вниманию Самоучитель —
не обычный учебник. В нём не просто излагаются
какие-то факты, не просто описываются свойства веществ, как в обычном учебнике. Эта книга объясняет
и учит, особенно, если Вы не можете или стесняетесь
обратиться за разъяснениями к учителю.
Самоучитель имеет два уровня сложности. Самоучитель первого уровня сложности издан одной книгой:
Химия. Самоучитель. Книга для тех, кто хочет сдать экзамены, а также понять и полюбить химию (Е. Н. Френкель,
«Издательство АСТ», 2017). В дальнейшем, если у Вас
будут возникать затруднения, я буду ссылаться на эту
книжку, именуя её «Химия. Самоучитель» (1-й уровень) или «Самоучитель 1». А чтобы таких затруднений
не было, желательно вначале ознакомиться именно
с ней, а затем изучать аналогичный раздел Самоучителя второго уровня, который объясняет многие правила
и алгоритмы, изложенные в Самоучителе 1.
Предлагаемая Вам книга — первая часть Самоучителя второго уровня сложности. Главы в ней расположены в той же последовательности, что и в Самоучителе 1. Но если в Самоучителе 1 объясняли, как составить
формулу, написать уравнение реакции, то в Самоучителе 2 отвечают на вопросы «почему». Кроме того,
в нём есть «избыточные» сведения, например о квантовых числах, растворимости, константах равновесия
и диссоциации, электрохимических процессах и др.
Казалось бы, зачем давать «лишнее»? А затем, чтобы

От автора

с пониманием ответить на вопросы ЕГЭ об основном
и возбуждённом состоянии, смещении равновесия,
влиянии на степень диссоциации различных факторов, причинах коррозии металлов и т. д.
Самоучитель рассчитан на самостоятельную работу
ученика. Главное, чтобы Вы отвечали по ходу чтения
на те вопросы, которые встречаются в тексте. Если Вы
не смогли ответить на вопрос — читайте внимательнее
ещё раз: все ответы имеются рядом. В тексте пособия
есть главы (3.5, 5.4, 6.5), в которых объясняется, как
решать задачи повышенной сложности.
Желательно также выполнять все упражнения, которые встречаются по ходу объяснения нового материала. В этом Вам помогут многочисленные обучающие алгоритмы, которые есть в 1-й части Самоучителя
первого уровня (ссылки на эти алгоритмы и на необходимые «подсказки» даны в тексте), а также в данной
книге. В Самоучителе приведены в основном схемы
химических реакций. Коэффициенты уравнений реакций нужно расставлять самим, даже если об этом
не сказано в задании.
В конце каждой главы имеются упражнения, вопросы и задания, которые проверяют степень усвоения
предложенного материала. Если Вы смогли, не подглядывая в текст главы, ответить на эти вопросы, сделать
все упражнения — замечательно. В противном случае
ещё раз перечитайте главу. Желательно также выполнять все упражнения, которые встречаются по ходу
объяснения нового материала. Во многих главах пособия рассматриваются способы решения некоторых
типов задач и заданий, которые встречаются в ЕГЭ.
В любом случае при подготовке к ЕГЭ, используя
соответствующие пособия с выборочными ответами,
рекомендуется ответить на поставленный вопрос, выписать номера правильных ответов или сам правиль-

От автора

ный ответ, а потом только сверить их с правильными
ответами, которые даны в пособии. В этом случае Вы
будете готовы к ЕГЭ, даже если исчезнут выборочные
ответы, как планируют организаторы экзамена.
Самоучитель второго уровня состоит из трёх книг:
• Общая химия. Самоучитель. Эффективная методика, которая поможет сдать экзамены и понять
химию (Самоучитель 2–1) — данная книга;
• Неорганическая химия. Самоучитель. Эффективная методика, которая поможет сдать экзамены
и понять химию (Самоучитель 2–2);
• Органическая химия. Самоучитель. Эффективная
методика, которая поможет сдать экзамены и понять химию (Самоучитель 2–3).
Изучив все три книги, Вы будете готовы к сдаче ЕГЭ
наилучшим образом.

Желаю успехов!

Глава 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ
И ЗАКОНЫ ПРЕДМЕТА
« ХИМИЯ »

Химия — это наука о веществах и их превращениях.
При этом исследуются не всякие превращения,
а только такие, при которых
• обязательно изменяется состав или строение молекул;
• никогда не изменяется состав и заряд ядер атомов.
В этом определении встречаются такие понятия,
как «вещество», «молекула», «атом». Разберём эти понятия подробнее.
Вещество — это то, из чего состоят окружающие
нас предметы. Каждому абсолютно чистому веществу
(таких в природе, кстати, не существует) приписывают
определённую химическую формулу, которая отражает
его состав, например:
• Н2О — вещество вода;
• C63H88N14O14PCo — вещество витамин В12.
Наименьшая частица вещества, которая отражает
его качественный и количественный состав, называется молекулой.
Молекула состоит из атомов, соединённых химическими связями.
Выше приведены молекулярные формулы двух веществ. Следует отметить, что далеко не все вещества
состоят из молекул, так как существуют вещества, которые состоят из атомов или ионов. Например, алмаз
состоит из атомов углерода, а обычная поваренная
соль — из ионов Na+ и ионов Cl– (условная «молекула» — NaСl).

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «химия»

Но, если вещество состоит из молекул, то любое
изменение состава или строения молекулы приводит
к изменению самого вещества, его свойств.
Вопрос. Чем отличаются химические формулы веществ: Н2О и Н2О2?
Хотя по составу молекулы этих веществ отличаются
на один атом кислорода, сами вещества по свойствам
сильно отличаются друг от друга. Воду Н2О мы пьём
и жить без неё не можем, а Н2О2 — перекись водорода,
пить нельзя, в быту её используют для обесцвечивания
волос.
Вопрос. А чем отличаются химические формулы веществ:
H

O
C

H–C–OH

H O–C–H

H–C–OH

CH2–OH
(А)

CH2–OH
и

(Б)

Состав этих веществ — аллозы (А) и глюкозы (Б) —
одинаков — С6Н12О6. Отличаются они строением молекул, в данном случае расположением групп ОН
в пространстве. Глюкоза — универсальный источник
энергии для большинства живых организмов, а аллоза

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «химия»

практически не встречается в природе и не может быть
источником энергии.
Как уже отмечалось, молекулы состоят из химически связанных атомов.
Атом — это электронейтральная частица, которая
состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.
В химических процессах обязательно изменяется распределение электронов вокруг ядра или даже изменяется
их число. В последнем случае атом отдаёт или принимает электроны и превращается в заряженную частицу — ион. Но в химических реакциях никогда не меняется
состав ядра атома, заряд ядра атома. Поэтому заряд
ядра атома является своеобразным «паспортом» химического элемента.
Химический элемент — совокупность атомов или
ионов с одинаковым зарядом ядра.
Это не означает, что химический элемент образуют
одинаковые атомы. Атомы одного элемента могут отличаться друг от друга по массе. Это — изотопы. Так,
химический элемент «водород» встречается в природе
в виде трёх изотопов:
1

Н — протий; 2Н — дейтерий (D); 3Н — тритий (Т).

Цифра вверху слева у символа химического элемента означает массу ядра его атома.
Химический элемент кислород также представлен
тремя природными изотопами:
16

О, 17О, 18О.

Упражнение 1.1. Укажите составы атомов изотопов водорода и кислорода. При затруднении см. Самоучитель
1, с. 59.

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «химия»

Если разные вещества содержат атомы одного и того
же химического элемента, это не означает, что эти вещества имеют одни и те же свойства.
Например, химический элемент «хлор» в виде атомарного хлора Cl• разрушает инертные метан и фреоны, а также атмосферный озон. Тот же элемент в виде
молекулярного хлора Cl2 ядовит, активно реагирует
с водой, многими металлами.
Ионы хлора Cl– (химический элемент — тот же!)
в составе NaCl химически инертны, а с биологической
точки зрения не только безвредны, но и полезны для
нас.
Эти ионы являются макроэлементами нашей пищи,
которые входят в состав крови, желудочного сока. Суточная потребность — до 5 граммов.
Если в состав вещества входят атомы только одного
химического элемента — это простое вещество. Причём некоторые химические элементы образуют несколько простых веществ.
Так, химический элемент кислород (О) образует два
простых вещества: О2 — кислород и О3 — озон*. А химический элемент углерод (С) образует четыре простых вещества, причём ни одно из них не называется
«углерод». Эти вещества отличаются пространственным расположением атомов:

— алмаз — атомы углерода находятся в вершинах воображаемых тетраэдров;

* В 2002 г. появилось сообщение о существовании ещё одного
простого вещества кислорода — O4.

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «химия»

— графит — атомы углерода находятся в одной плоскости;

— карбин — атомы углерода образуют «нити».
В четвертой модификации «углерода» — фуллерене — атомы углерода образуют сферу, т. е. молекулы
фуллерена напоминают мячик*.
Существование элемента в виде нескольких простых веществ называется аллотропией. Алмаз, графит,
карбин, фуллерены — аллотропные модификации углерода.
Таким образом, не следует путать эти понятия: «химический элемент» и «простое вещество», а также «молекула» и «атом».
Часто в текстах слова «молекула» или «атом» заменяют соответствующими химическими символами, но не
всегда правильно. Так, нельзя писать: «В состав воды
входит Н2», так как речь здесь идёт о химическом элементе водороде — Н. Нужно писать: «В состав воды входит (Н)». Аналогично, правильной будет запись: «При
действии металла на раствор кислоты выделится Н2»,
т. е. вещество водород, молекула которого двухатомна.
Как известно, в состав сложных веществ входят атомы разных химических элементов. Эти атомы соединяются между собой разнообразными химическими
связями: ковалентными, ионными, металлическими.
Способность атома образовывать определённое
число ковалентных химических связей называется ва* Подробнее см. Самоучитель 2–2, глава 5.3.

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «химия»

лентностью. Подробнее см. главу 3 «Химическая связь».
Правильнее всего определять валентность по графическим или структурным формулам, например СаС2:
С

валентность Са равна двум (II)

валентность С равна четырём (IV)

Са

В таких формулах одна чёрточка (валентный штрих)
обозначает одну ковалентную связь, т. е. «одну валентность».
На практике чаще всего валентность определяют
по молекулярной формуле, хотя здесь правильнее говорить о степени окисления элемента (см. главу 7, Самоучитель 1). Иногда результат определения степени
окисления соответствует реальному значению валентности, но бывают и неодинаковые результаты.
Упражнение 1.2. Определите степени окисления химических элементов кальция и углерода по формуле
СаС2. Совпадает ли полученный результат с реальным
значением валентности?
Фундаментальными законами химии являются Закон сохранения массы (см. Самоучитель 1, с. 18) и Периодический закон Менделеева. Закон Менделеева будет
рассмотрен в следующей главе.

ВЫВОД по главе 1
В химических реакциях всегда происходят изменения состава и (или) строения вещества, т. е. его структурных единиц: молекул, атомов, ионов.

ВОПРОСЫ и УПРАЖНЕНИЯ к главе 1
1. Что изучает химия?
2. Из каких частиц состоит вещество?
3. Дайте определения следующим понятиям: «молекула», «атом», «ион», «химический элемент».
4. Замените в следующих фразах слова «кислород»
и «озон» соответствующими химическими символами или химическими формулами:
а. Рыбы дышат кислородом, растворённым
в воде.
б. Кислород образует два простых вещества —
кислород и озон.
5. Проставьте в следующих фразах вместо многоточия слова: «химический элемент», «простое
вещество», «молекула», «атом»:
а. …водород — самый распространённый во Вселенной.
б. В состав … воды входят два … водорода.
в. При действии металла на кислоту выделяется
… водород.
6. Сформулируйте основные законы химии. Дайте
пояснения.

Глава 2. СТРОЕНИЕ АТОМА

Все вещества состоят из атомов в той или иной форме. Например, некоторые атомы объединяются в молекулы, другие в ходе химических реакций превращаются
в ионы.
Атом — электронейтральная частица, состоящая
из положительно заряженного ядра и отрицательно
заряженных электронов*.
Атомы с одинаковым зарядом ядра относятся к одному химическому элементу. Это не означает, что химический элемент — это совокупность одинаковых атомов.
Все естественные элементы, т. е. те, которые встречаются в природе, представлены в виде смеси изотопов.
Например, элемент кислород представлен тремя изотопами:
16

О;

О.

Вопрос. Чем отличаются изотопы?

Упражнение 2.1. Укажите состав ядер изотопов кислорода и число электронов в этих атомах.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Каково число нейтронов у изотопа
цинка-70 (70Zn)?
Обратите внимание, что поскольку количество
электронов в атоме равно количеству протонов, то
* Подробнее см. Самоучитель 1, гл. 3.

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

количество электронов у всех изотопов данного элемента
одинаково. Но в химических процессах участвуют не все
электроны, а только валентные электроны. Возникает
проблема: а число валентных электронов у изотопов
данного элемента одинаково или нет? Почему? Ответы
на эти вопросы вы найдёте в этой главе.

2.1. Распределение электронов в поле
ядра атома
Где находится электрон в атоме? Ответ на этот, казалось бы, очень простой вопрос непрост.
В 1911 г. Резерфорд* разработал так называемую планетарную модель строения атома, в которой каждый атом
уподоблялся миниатюрной солнечной системе. Вокруг ядра-«Солнца» вращаются «планеты»-электроны.
Но согласно законам классической механики электрон,
вращаясь вокруг ядра, должен непрерывно испускать
энергию и в результате очень быстро, за миллионные
доли секунды, упасть на ядро. Но этого не происходит!
Противоречие было разрешено работами Бора**, который исследовал электронное строение атома.
Уже в 1913 г. Бор существенно дополнил планетарную
модель Резерфорда-Бора, введя квантово-механические
представления, которые описывали состояние электрона в атоме. Согласно этим представлениям, электрон
* РЕЗЕРФОРД Эрнест (30.08.1871–19.10.1937) — английский учёный, заложил основы современного учения о радиоактивности
и строении атома, первым осуществил искусственное расщепление ядра атома.
** БОР Нильс Хенрик Давид (7.10.1885–18.11.1962) — выдающийся
датский физик, создатель первой квантовой теории атома. Его
труды оказали влияние не только на физику XX века, но и на современное научное мировоззрение.

Глава 2. Строение атома

проявляет двойственные свойства: и частицы, и волны.
Поэтому электроны могут находиться только на стационарных, разрешённых орбитах, причём эти стационарные орбиты таковы, что длина их орбит (l) равна целому
числу (n) длин волн электрона (рис. 1).
Несогласованность
а

n=5

n=43

Рис. 1. Разрешённые (а) и неразрешённые (б) орбиты
электронов*

Величина «n» (эн) — главное квантовое число. Всего квантовых чисел — четыре. При помощи этих чисел
можно описать состояние каждого электрона в атоме.
При этом всегда должен соблюдаться принцип (запрет)
Паули**:
в атоме не может быть двух электронов с одинаковым
набором четырёх квантовых чисел.
* Здесь и далее в гл. 2 рисунки взяты из книги «Основные законы химии», изд-во Мир, Москва, 1982.
** ПАУЛИ Вольфганг Эрнст (25.04.1890–15.12.1958) — австрийско-швейцарский физик-теоретик. Один из создателей квантовой механики и релятивистской квантовой теории поля. Сформулировал (1925) принцип, названный его именем. Включил
спин в общий формализм квантовой механики. Предсказал
(1930) существование нейтрино. Труды по теории относительности, магнетизму, мезонной теории ядерных сил и др. Нобелевская премия по физике (1945).

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

Таким образом, состояние электрона в атоме описывается при помощи четырёх квантовых чисел:
«n» — главное квантовое число,
«l» — побочное (орбитальное) квантовое число,
«m» — магнитное квантовое число,
«s» — спиновое квантовое число (спин).
Рассмотрим «химический» смысл этих величин.
Главное квантовое число n принимает любые положительные целочисленные значения:
n = 1, 2, 3, …
Каждое значение n указывает, на каком уровне (орбите) находится данный электрон и максимально возможный радиус этой орбиты. Строго говоря, плоских
орбит (окружностей, эллипсов) в атоме не существует.
Таким образом, общепринятое изображение атома

не соответствует истине.

Глава 2. Строение атома

Если использовать квантово-механические представления о строении атома, то следует говорить о вероятности нахождения электрона где-либо в поле ядра
атома (рис. 2).
Область пространства, где вероятность нахождения
электрона максимальна, называется электронным
облаком.
z

3s
y

x
Рис. 2. s-Электронное облако

Рисунок 2 показывает форму электронного облака
s-орбитали. Это сфера, которая включает в себя область
пространства, где вероятность нахождения электрона
составляет не менее 0,9.
Кроме того, при помощи этой величины n оценивают энергию электрона (Е):
чем больше значение n,
тем больше энергия электрона.
Поэтому совокупность электронов с одинаковым
значением n образует энергетический уровень.

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

Пример атома, распределение электронов которого
следующее:
)
)
)
2
8
1
n=1 n=2 n=3

Эта схема показывает, что для двух электронов первого уровня значение главного квантового числа равно
1, а для всех 8 электронов второго энергетического
уровня значение главного квантового числа равно 2.
Максимальную энергию в этом атоме имеет единственный электрон третьего, внешнего уровня n=3.
Электроны, имеющие максимальный запас энергии,
наиболее активно участвуют в образовании химических
связей. Поэтому валентные электроны располагаются
прежде всего на внешнем энергетическом уровне. В электронных формулах значение n обозначают цифрой:
1s

2s 2p

3s 3p

n=1

n=2

n=3

Кроме того, n указывает на радиус (эффективный
объём) орбитали (рис. 3).
Второе квантовое число обозначается буквой l (эль)
и указывает на вид подуровня. Это — побочное (орбитальное) квантовое число, его значения зависят от значения n:
l = 0, 1, 2, … , (n – 1)
То есть l может принимать значения от 0 до (n – 1).
Например, если n = 3 (электрон находится на третьем
энергетическом уровне), то значения l могут быть:
0, 1 или 2,
причём значение 2 — максимально возможное, так как
(3 – 1) = 2.

Глава 2. Строение атома

n=1

n=2

n=3
n определяет эффективный
объем орбитали

Рис. 3. Зависимость эффективного объёма орбитали
от величины n

Всего получаем три таких значения l. Поскольку каждое значение l указывает на вид подуровня, это
означает, что на третьем уровне может быть только три
подуровня. Легко показать, что число возможных подуровней совпадает с номером уровня.
Каждое значение l указывает на вид подуровня: подуровень с l = 0 обозначается буквой «s» и называется
«s-подуровень». Если l = 1, то речь идёт о р-подуровне;
l = 2 соответствует d-подуровень. Каждый подуровень
характеризуется различной формой электронного облака (рис. 4).
Поскольку форма электронных облаков различна,
различна и энергия электронов, занимающих разные
подуровни данного уровня, причём:
Е(s) < Е(p) < Е(d)
Так как энергия любой системы стремится к минимуму, то на данном уровне электронами сначала заполняется s-подуровень, затем р-подуровень и наконец
d-подуровень.
Этот порядок никогда не нарушается!

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

l=0
l=1

l=2
l определяет форму орбитали
Рис. 4. Форма электронных облаков

Возникает вопрос: в каком порядке заполняются
подуровни разных уровней? Для ответа на него нужно
сравнить энергии электронов, которые занимают эти
уровни и подуровни.
При этом используют практические правила Клечковского.
Первое правило Клечковского*:
из двух электронов тот имеет меньшую энергию, у которого меньше сумма (n + l).
* КЛЕЧКОВСКИЙ Всеволод Маврикиевич (28.11.1900–2.05.1972) —
советский агрохимик, академик ВАСХНИЛ (с 1956). Внёс вклад
в физико-математическое обоснование явления периодичности.
В частности, ввёл (1951) представления о (n+l)-областях электронных состояний в атомах и сформулировал (n+l)-правила
формирования электронных конфигураций атомов по мере роста заряда ядра (правила Клечковского).

Глава 2. Строение атома

Сравним энергию электронов следующих подуровней:
3d
n = 3, l = 2
Е ~ 3 + 2 (5)

4s
n = 4, l = 0
Е ~ 4 + 0 (4)

здесь энергия больше!
Сравним энергию электронов подуровней:
3р
(3 + 1)
Е ~ 3 + 1 (4)

4s
(4 + 0)
Е ~ 4 + 0 (4)

суммы одинаковы!
Но второе правило Клечковского гласит:
если суммы (n + l) одинаковы, то меньшую энергию
имеет тот электрон, у которого меньше n (главное
квантовое число).
Сравним ещё раз:
3р
(n + l) = 4
но: n = 3

4s
(n + l) = 4
n=4

энергия меньше!
В какой последовательности будут заполняться
электронами подуровни в атоме? Ответ на этот вопрос
даёт принцип наименьшей энергии:
наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимальному значению его энергии
или
из всех возможных распределений электронов в атоме
реализуется только одно — то, которое соответствует
минимальной энергии электронов.

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

Значит, в первую очередь заполняются те подуровни, электроны которых имеют минимальную энергию,
т. е. минимальное значение суммы (n + l).
Это означает, что пока не заполнится 4s-подуровень,
3d-подуровень заполняться не может. Соответственно
сначала электроны должны заполнить 3р-подуровень,
и только потом появится первый электрон на 4s-подуровне.
Отсюда можно вывести очень важное правило, которое, впрочем, известно всем:
на внешнем энергетическом уровне любого атома
не может быть больше восьми электронов.
Действительно, если на внешнем уровне с номером
n имеется 8 электронов, то строение его:
ns2 np6.
Теперь возможны два варианта:
• заполняется nd-подуровень, т. е. следующий подуровень данного уровня;
• или заполняется s-подуровень следующего (n + 1)
уровня.
Рассчитаем энергии этих электронов:
Е(nd) = n + 2
Е(n + 1)s = (n + 1) + 0 = n + 1 ← эта величина меньше!
Значит, как только на n-ном (внешнем) уровне будет
8 электронов, следующий электрон появится на следующем (n + 1) уровне.
А теперь попробуем вывести последовательность заполнения уровней и подуровней в атомах. Для этого
составим таблицу (табл. 1).

Глава 2. Строение атома

Таблица 1
Последовательность заполнения электронами уровней
и подуровней
Уровень 1

Подуровень

p d

Значение l

n+l

1+0 2+0 2+1 3+0 3+1 3+2 4+0 4+1 4+2 4+3 5+0 5+1 5+2 5+3 5+4

Сумма

Отсюда получаем последовательность заполнения
подуровней:
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p →
5s → … схема (1).
А это есть последовательность появления химических элементов в периодической системе (см. с. 29).
Дело в том, что
у химических элементов одного периода
максимальное значение n одинаково,
т. е. появление в нашей последовательности нового значения n соответствует появлению химического элемента нового периода:
1s

→

2s → 2p → 3s → 3p →

1 период 2 период

3 период

4s → 3d → 4p → 5s → … схема (2).
4 период

5 период

Убедитесь в этом, изучая таблицу Менделеева (см.
с. 29).

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

Глава 2. Строение атома

Любое электронное облако, кроме сферического
s-облака, может (теоретически) иметь различную ориентацию в пространстве. Сколько таких облаков реально существует? Ответ на этот вопрос даёт определение
значений магнитного квантового числа m. Это число
может принимать все целочисленные значения в интервале
от –l … 0 … до +l
Например, для d-подуровня (l = 2) значения магнитного квантового числа следующие:
–2, –1, 0, +1, +2
всего пять значений
Следовательно, d-подуровень состоит из пяти d-облаков (d-орбиталей) (рис. 5).
Графически каждая орбиталь обозначается клеточкой — квантовой ячейкой. Исходя из этого, d-подуровень
изображается так:

Таким образом, орбиталь — это электронное облако
с определённым значением m.
Легко показать, что р-подуровень состоит из трёх
р-орбиталей: рх, ру и рz. Каждая из этих орбиталей имеет одну и ту же форму, но разную ориентацию в пространстве.
Сколько электронов помещается на одной орбитали? Ответ на этот вопрос даёт принцип (запрет) Паули:
в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырёх квантовых чисел.

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

–

+
x

–

dxy-орбиталь

x
–

dz2-орбиталь

x
–

–

dxz-орбиталь

+
–

–

+
–

dx2–y2-орбиталь

y
+

–
dyz-орбиталь

Рис. 5. Форма орбиталей электронов d-подуровня

Это означает, что у двух электронов данного атома
не могут совпасть значения всех четырёх квантовых
чисел n, l, m, s, где s — спиновое квантовое число, которое принимает 2 значения: +1/2 и –1/2.

Глава 2. Строение атома

Графически это изображается так:
↑

или
неспаренные
электроны

↓

↑↓

или

спаренные
электроны

Вопрос. Может ли на данной орбитали «поместиться»
третий электрон?
Рассмотрим пример: пусть электрон занимает 3sподуровень. Это означает, что значения квантовых чисел для него равны:
n = 3; l = 0; m = 0, s = 1/2

↑

Если на ту же орбиталь попадёт второй электрон,
то значения квантовых чисел n, l, m для него совпадут.
Чем же он может отличаться от первого электрона?
Только спиновым квантовым числом:
1-й электрон: n = 3, l = 0, m = 0, s = +1/2
2-й электрон: n = 3, l = 0, m = 0, s = –1/2
Но третьего электрона на этой орбитали согласно
принципу Паули уже быть не может!
Легко показать аналогичными рассуждениями, что
на любой орбитали (квантовой ячейке) не может быть
более двух электронов.
Теперь можно определить, сколько электронов находится на данном уровне или подуровне:
на s-подуровне (1 орбиталь) может быть 2е–
на р-подуровне (3 орбитали) может быть 6е–
на d-подуровне (5 орбиталей) может быть 10е–

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

Поскольку число возможных подуровней равно номеру уровня, получаем:
• 1-й уровень состоит из одного s подуровня → 2е–
• 2-й уровень — из двух (s + р) подуровней → (2 + 6) =
= 8е–
• 3-й уровень состоит из трёх (s + р + d) подуровней →
→ (2 + 6 +10) = 18е–
Появление нового электрона в атоме — это появление нового химического элемента (изменился заряд
ядра на единицу). Таким образом, фактически схема
(2) и показывает, сколько химических элементов может
быть в каждом периоде (табл. 2).
Таблица 2
Количество химических элементов в периодах
Периоды

Подуровни, заполняемые в дан- 1s
ном периоде

2s 2p

3s 3p

4s 3d 4p

5s…

Число электронов
на этих орбиталях
= числу химиче2
ских элементов
в периоде

2+6
8

2 + 6 + 10
18

Кроме того, схема (2) показывает, что любой период, начиная со второго, начинается со щелочного металла и заканчивается благородным газом.
Поскольку каждый период начинается с атомов,
у которых начинает заполняться новый энергетический
уровень, то на этом уровне появляется первый и пока
единственный электрон, причём заполнение любого

Глава 2. Строение атома

энергетического уровня начинается с s-подуровня.
Такие атомы химических элементов (в виде простого
вещества) проявляют свойства щелочного металла. Это
s-элементы.
Благородный газ состоит из атомов с завершённым
восьмиэлектронным внешним уровнем (у гелия —
двухэлектронный). Эти атомы имеют следующее распределение внешних электронов:
… ns2 np6.
Как было показано выше, как только на внешнем
уровне появится 8 электронов (благородный газ!), следующий электрон придёт на следующий энергетический уровень, появится щелочной металл, а в периодической системе «начнётся» новый период.
Сделаем выводы. Периодическая система является
отражением реальных закономерностей заполнения
уровней и подуровней в атоме.
Номер периода соответствует числу энергетических
уровней у атомов химических элементов этого периода
и совпадает со значением n внешних электронов этих
атомов.
Номер группы, как правило, совпадает с числом валентных электронов, (исключение составляют только
побочные подгруппы I и VIII групп).
Подгруппы составляют химические элементы, у которых имеется одинаковое распределение валентных
электронов, причём:
• у элементов главных подгрупп все валентные электроны находятся на внешнем уровне, например:
As …4s2 4p3
4-й период,
V группа, главная подгруппа;

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

• у элементов побочных подгрупп число внешних электронов не превышает двух, например:
Ta …5d3 6s2
6-й период,
V группа, побочная подгруппа.
Поэтому для всех химических элементов главной
подгруппы шестой группы (шесть валентных электронов) распределение валентных электронов следующее:
… ns2 np4
Упражнение 2.2. Составить электронные формулы валентных электронов селена и кислорода и убедиться
в правильности сделанных выше выводов. (При затруднении см. Самоучитель 1, с. 64.)
Для большинства химических элементов побочных
подгрупп, у которых на внешнем энергетическом уровне 2 электрона, остальные (N – 2) валентные электроны будут находиться на d-подуровне предвнешнего
уровня (N — номер группы), например:
(n–1) d1 ns2
Вопрос. Для химических элементов побочной подгруппы какой группы составлена такая запись?

Упражнение 2.3. Составить электронную формулу валентных электронов скандия и убедиться в правильности сделанного вывода.

Глава 2. Строение атома

Упражнение 2.4. Составить краткие электронные формулы элементов № 104, 43, 51, 85. Описать свойства
этих химических элементов (см. Самоучитель 1, с. 58).
Как было показано в Самоучителе 1, гл. 3, свойства
химических элементов зависят от распределения валентных электронов. Возникает вопрос, а различаются ли по свойствам химические элементы с одинаковым распределением валентных электронов?
Для того чтобы дать обоснованный ответ, составим
электронные формулы атомов кальция и цинка (сделайте это!). Теперь сравним:
Са … 3s2 3p6 4s2
Zn … 3s2 3p6 3d10 4s2
Число внешних и валентных электронов и распределение валентных электронов одинаково! Одинаковы ли свойства? Нет. Уже ряд активности металлов
показывает, что кальций намного активнее, чем цинк.
Дело в том, что у обоих атомов одинаковое значение n
для внешних электронов (n = 4). А главное квантовое
число n определяет размеры орбиталей, т. е. все орбитали с одинаковым значением n «должны поместиться» в сфере, ограниченной определённым радиусом.
Но заряд ядра при переходе от элемента к элементу
растёт! И одновременно увеличиваются силы притяжения электронов к ядру. Атом «сжимается», радиус
его уменьшается. Сравните радиусы атомов:
r(Ca) = 0,197 нм
r(Zn) = 0,139 нм
Таким образом, активность химического элемента,
его металлические свойства связаны с ещё какой-то

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

характеристикой атома. Этой характеристикой является энергия валентных электронов.
В зависимости от того, электроны какого подуровня
в данном атоме имеют максимальную энергию, различают s-, p-, d- и f-семейства химических элементов.
Так, у s-элементов (s-семейство) максимальной энергией обладают электроны внешнего s-подуровня. Поскольку на s-подуровне максимально возможное число электронов — 2, то все s-элементы (кроме водорода*
и гелия) являются активными металлами с постоянной
валентностью. s-Элементы образуют главные подгруппы. (Подробнее см. Самоучитель 2–2, глава 2.)
У d-элементов (d-семейство) максимальной энергией обладают d-электроны предвнешнего уровня. Согласно схеме (1), у этих элементов уже сформирован
внешний s-подуровень, а р-подуровень не может ещё
заполняться, поскольку электроны р-подуровня имеют бо´льшую энергию, чем электроны предвнешнего
d-подуровня. Поэтому на внешнем энергетическом
уровне таких атомов не может быть больше 2 электронов. Следовательно, d-элементы (элементы побочных
подгрупп) всегда проявляют металлические свойства,
т. е. в своих соединениях проявляют исключительно положительные степени окисления. (Подробнее см. Самоучитель 2–2, глава 3.)
У р-элементов (p-семейство) максимальной энергией обладают электроны внешнего р-подуровня. Поэтому число внешних электронов изменяется от 3 (ns2np1)
до 8 (ns2np6). Соответственно и свойства р-элементов
резко различаются: среди них встречаются и металлы
(Al …3s23p1), и неметаллы (Cl …3s23p5), и благород* В 2017 году профессор Гарвардского университета Айзек Сильвера и его коллега Ранга Диас получили стабильный образец
металлического водорода при давлении 5 млн атмосфер.

Глава 2. Строение атома

ные газы (Ar… 3s23p6). Металлы и неметаллы среди
р-элементов разделяет диагональ, проведённая от первого р-элемента (бор, порядковый № 5) к элементу
с порядковым № 85 (это астат). Ниже этой диагонали
находятся р-элементы-металлы. (Подробнее см. Самоучитель 2–2, глава 4.)
Таким образом, при определении свойств элемента следует учитывать и распределение, и энергию валентных электронов, которую можно определить
при помощи краткой электронной формулы атома
химического элемента и правил Клечковского.
Рассмотрим описание свойств химических элементов, которые принадлежат разным семействам. Например, кальций Са — это химический элемент четвёртого
периода, главной подгруппы второй группы. Значит,
на внешнем уровне его атома находится 2 электрона:
Са …4s2, s-элемент, металл (способен только отдавать е–)
–2е–
+2

+2 –2

Са → СаО → Са(ОН)2 → СаСl2
основный
оксид
У d-элементов на внешнем уровне находится 1 или
2 s-электрона. Значит, это тоже металлы. Как уже было
показано выше, металлическая активность d-элементов
меньше, чем у s-элементов того же периода. Кроме
того, у большинства d-элементов (кроме d-элементов
второй группы) в образовании химической связи могут участвовать электроны не только внешнего уровня, но и предвнешнего d-подуровня. Поэтому такие
d-элементы поливалентны (имеют несколько валентных
состояний).

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

Например, титан, элемент 4-го периода, побочной
подгруппы IV группы.
Он имеет 4 валентных электрона, 2 из которых находятся на внешнем уровне:
Ti … 3d2 4s2, d-элемент, металл (–е–)
–4е–

–2е–

Ti → TiО → Ti(ОН)2 → TiCl2
основный
оксид

TiО2
амфотерный
оксид

Как уже упоминалось, у р-элементов число внешних электронов изменяется от 3 (ns2 np1) до 8 (ns2 np6).
Поэтому среди них встречаются и металлы, и неметаллы, и благородные газы.
Металлы и неметаллы следует описывать по-разному, поскольку неметаллические свойства заключаются в том, что атомы этих химических элементов
способны принимать электроны, достраивая свой незавершённый внешний уровень.
Например, теллур — элемент 5-го периода, главной
подгруппы VI группы — на внешнем уровне имеет 6 валентных электронов. Теллур — неметалл, так как расположен выше линии бор — астат, значит, он способен
и принимать и отдавать электроны (±е–):
Те … 5s2 5p4
+2е–
–2

Те
Н2Те

–6е–
+6

Те → ТеО3
кислотный
оксид

+Н2О

Н2ТеО4

Глава 2. Строение атома

Более полные сведения о валентных возможностях
атома дает графическое описание его при помощи
квантовых ячеек. Рассмотрим этот метод на примере
теллура. Валентные электроны этого атома находятся
на s- и р-подуровнях пятого энергетического уровня.
При заполнении орбиталей этих подуровней следует
учитывать правило Гунда*:
суммарное спиновое число электронов должно быть
максимальным.
Обычно этому требованию соответствует максимальное число неспаренных электронов.
Так, для теллура, в принципе, возможны следующие
варианты распределения шести валентных электронов:
n=5
А

n=5

↑↓ ↑↓

↑↓
n=5
В

↑↓

↑

↓

↑↓

↑

↑↓

Какой из этих вариантов соответствует правилу
Гунда?
Согласно правилу Гунда, возможно только распределение Б, так как в варианте А вообще нет неспаренных электронов, а в варианте В суммарный спин равен
нулю.
* ХУНД (ГУНД) Фридрих (4.02.1896–31.03.1997) — немецкий физик-теоретик, один из разработчиков квантовой химии, предложил (1927) правило, согласно которому ни одна из р-орбиталей
данной оболочки не может быть занята двумя электронами до
тех пор, пока все р-орбитали этой оболочки не будут содержать
по одному электрону. Ввёл (1928–1932) упрощение в описание
валентных электронов, разделив их на σ- и электроны.

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

↑↓

↑

↓

↑↓ ∑=0
∑=0

если S( ) → +1/2

S( ) → –1/2

∑=0

При заполнении данного подуровня сначала заполняют все клеточки-орбитали неспаренными электронами (с одинаковым спином, например ), а затем дописывают спаренные электроны.
Итак, графическая модель строения атома теллура
(только для валентных электронов!) следующая:
↑↓
Те …

↑

↓

↑↓
5s2

5p4

Число неспаренных электронов указывает на возможное валентное состояние атома. Таким образом, теллур
в основном состоянии двухвалентен (два неспаренных
электрона). Но число неспаренных электронов иногда
может увеличиваться, если на данном уровне есть свободные подуровни.
Поскольку число возможных подуровней для 5 уровня равно 5 (s, p, d, f, g), допишем ещё один, пока свободный d-подуровень:

Те

↑↓
↑↓
5s

5р

↑

5d
+E

Глава 2. Строение атома

↑
Те*
+E

↑

↑↓

Это — возбуждённое состояние атома теллура (Те*),
в котором число неспаренных электронов равно 4, т. е.
теллур четырёхвалентен.
В дальнейшем ещё один s-электрон может перейти
на d-подуровень:
↑
Те*

↑

↑
+E

↑↓

↑
Те**
+E

↑

В результате образуются 6 неспаренных электронов,
и валентность атома становится равной VI.
Поскольку ранее было показано, что степени окисления теллура располагаются в интервале от –2 (низшая) до +6 (высшая), то возможные степени окисления теллура можно показать схемой:
–2

Кислород, который находится в той же подгруппе,
что и теллур, имеет такое же распределение валентных
электронов.

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

О… 2s2 2p4

↑↓

или
n=2

↑↓
s

↑

p
валентность = II

Но на втором энергетическом уровне нет d-подуровня, поэтому процесс возбуждения невозможен.
Следовательно, атом кислорода имеет практически
постоянную валентность II.
Возбуждение валентных электронов происходит
на свободные орбитали в пределах данного уровня, т. е.
невозможен переход электронов в ходе возбуждения
со второго на третий уровень или с третьего на четвёртый. Рассмотрим это явление на примере атома железа.
Валентные электроны атома железа находятся на
третьем и четвёртом уровнях:
Fe … 3d6 4s2
n=4
4p

↑↓
n=3

↑↓

↑

3d
переход
с 3d- на 4р-подуровень
невозможен!
Разные уровни

4s
переход с 4sна 4р-подуровень
возможен!

n=4

↑
↑

n=3

↑↓

↑

Глава 2. Строение атома

Поскольку в атоме железа максимально возможное
число неспаренных электронов — 6, то и максимально
возможная валентность этого атома равна VI.
Валентные электроны атома хрома тоже находятся
на 3-м и 4-м уровнях. Если использовать алгоритмы
описания строения атома (составления электронных
формул), которые даны ниже, то получаем следующее
распределение валентных электронов:
Cr …3d4 4s2 или
n=4
↑↓
n=3

↑

Из основного состояния атома хрома возможны
переходы:
…4s2 4р0 → 4s1 4р1 или … 3d4 4s2 → 3d5 4s1
Поскольку энергия электрона 3d-подуровня меньше, чем 4р-подуровня, предпочтительней переход
на d-подуровень (электрон «проваливается» на внутренний уровень). Такой переход энергетически очень выгоден, поскольку особую устойчивость имеет не только
полностью завершённый, но и наполовину заполненный
d-подуровень. Выгодность такого перехода подтверждается тем фактом, что реальное основное состояние атома хрома отражается именно формулой:
Сr … 3d5 4s1
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Сколько свободных 3d-орбиталей
имеется в атоме хрома?
Аналогичный «провал» электронов происходит у
элементов побочных подгрупп первой и шестой групп

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

Периодической системы химических элементов и у некоторых других d-элементов.
Теперь можно вполне осмысленно отработать алгоритм описания строения атома и свойств химических
элементов Периодической системы Менделеева.
1. Указать положение химического элемента в Периодической системе химических элементов (порядковый
номер, атомную массу, номера периода и группы, вид
подгруппы):
Масса:
Порядковый
номер

55
25

4-й период
VII группа
побочная

Br
4-й период
VII группа
главная

2. По порядковому номеру определить число протонов (р).
3. По разности между округлённой величиной относительной атомной массы и порядковым номером химического элемента определить число нейтронов (n):
_55Mn (25p + 30n)
25
30 n

_80Br (35p + 45n)
35
45 n

4. По числу протонов определить число электронов.
5. По номеру периода определить число энергетических уровней:

6. По виду подгруппы (главная, побочная) определить число электронов на внешнем уровне:
• у элементов побочных подгрупп число внешних
электронов не больше двух;

Глава 2. Строение атома

• у элементов главных подгрупп число внешних электронов равно номеру группы:

7. Записать число электронов на всех уровнях, кроме
предпоследнего:

8. Рассчитать число электронов на предпоследнем
(предвнешнем) уровне:

–

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

9. Зная, что:
• число подуровней равно (не превышает) номеру
уровня;
• каждый подуровень может содержать определённое максимальное число электронов (s – 2, p – 6,
d – 10);
• в пределах уровня электроны по подуровням заполняются последовательно
s → p → d,
распределить электроны по подуровням:
Mn ) ) ) )

Br ) ) ) )

2 8 13 2

2 8 18 7

1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s2 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p5
10. Выделить валентные электроны, зная, что они располагаются
• на внешнем уровне и
• на незавершённом d-подуровне предвнешнего уровня
Mn 1s2 2s22p6 3s23p63d5 4s2

Br 1s2 2s22p6 3s23p63d10 4s24p5

или кратко:
Mn…3d5 4s2

Br…4s24p5

11. Оценить энергию валентных электронов по сумме (n + l) и сделать вывод: к какому семейству относится данный химический элемент (по максимальному
значению энергии электронов):

d-элемент

p-элемент

Примечание. В случае затруднений — см. с. 25.

Глава 2. Строение атома

12. Зная, к какому семейству принадлежит данный
элемент, определить, металл это или неметалл. При
этом учесть, что
• s- и d-элементы всегда металлы (кроме водорода
и гелия);
• р-элементы, расположенные ниже диагонали В —
At, являются металлами, остальные р-элементы —
неметаллы.
Mn…3d5 4s2 → d-элемент, значит — металл;
Br…4s2 4p5 → p-элемент, расположенный выше
диагонали B — At,
значит — неметалл.
13. Определить возможные степени окисления элемента, зная, что
• атомы металлов способны только отдавать электроны:

Обратите внимание!
Атом металла всегда отдаёт все внешние электроны
(поэтому возникла степень окисления +2).
Атом металла может отдавать все валентные электроны (поэтому возникла степень окисления +7);

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

• атомы неметаллов способны и принимать, и отдавать
электроны:

Обратите внимание!
• Атом неметалла может и отдавать, и принимать
электроны.
• Принимая электроны, он достраивает внешний
уровень до 8e–, поэтому появляется степень окисления –1.
• Атом неметалла может отдать все валентные электроны, поэтому появляется степень окисления +7.
14. Разместить валентные электроны по квантовым
ячейкам, зная, что:
• s-подуровень состоит из одной орбитали (одна
квантовая ячейка — одна клеточка);
• р-подуровень состоит из трёх орбиталей (три клеточки);
• d-подуровень состоит из пяти орбиталей (пять клеточек);
• число неспаренных электронов должно быть максимальным;

Глава 2. Строение атома

• число неспаренных электронов может увеличиваться при возбуждении, когда часть спаренных
валентных электронов переходит на свободные
орбитали данного уровня:

Валентность (W) соответствует числу неспаренных
электронов.
Аналогично для брома:

15. Распределить на числовой оси выявленные степени окисления и соответствующие им валентные состояния.

2.1. Распределение электронов в поле ядра атома

16. Составить для обнаруженных степеней окисления формулы простейших соединений и определить их
свойства. При этом:
• для элементов с положительными степенями окисления составлять формулы оксидов,
• а для элементов с отрицательными степенями окисления — формулы водородных соединений.
Для марганца:

Для брома: HBr

MnO,

Mn2O7

основный

кислотный

Br2O (Br2O3) (Br2O5) (Br2O7)*
оксиды — кислотные

17. Указать, какой гидроксид (основание, кислота)
соответствует данному оксиду. Учитывайте, что
• основным оксидам соответствуют основания,
• а кислотным оксидам соответствуют кислородсодержащие кислоты.
MnO

Mn(OH)2 — гидроксид марганца (II),
основание;

* Достоверно известно о существовании трёх оксидов брома: Вr2О,
ВrО2 и ВrО3, хотя соответствующие им кислоты, соли и другие
соединения с этими степенями окисления, известны все.

Глава 2. Строение атома

Mn2O7

HMnO4 — марганцевая кислота;

Br2O7

HBrO4 — кислота.

18. Записать уравнения реакций гидроксидов, определённых в п. 17, с NaOH или c H2SO4.
Mn(OH)2 + H2SO4 → MnSO4 + 2 H2O
HBrO4 + NaOH → NaBrO4 + H2O
Упражнение 2.5. Составить по предложенному алгоритму описание строения атома и свойства элементов:
стронция, теллура, ванадия.

2.2. Периодический закон Менделеева*
Известно, что периодический закон был открыт
1 марта 1869 года, точнее, эта дата соответствует созданию периодической системы (таблицы). И только
* Менделеев Дмитрий Иванович (8.02.1834–2.02.1907) — выдающийся русский химик. Научные работы относятся к общей
химии, физике, химической технологии, экономике, сельскому хозяйству, метрологии, географии, метеорологии. Открыл
(1860) критическую температуру жидкостей (температуру абсолютного кипения), Периодический закон химических элементов (1 марта 1869) — фундаментальный закон природы (!),
ввёл понятие о месте элемента в периодической системе как
совокупности его свойств в сопоставлении со свойствами других элементов, предсказал существование и свойства галлия,
скандия, германия, полония, астата, технеция, франция и др.
Создал (1865–1887) гидратную теорию растворов, нашёл (1874)
общее уравнение состояния идеального газа (Клапейрона —
Менделеева закон). Выдвинул (1877) гипотезу карбидного происхождения нефти, предложил дробную перегонку нефти. Один
из создателей бездымного пороха.

2.2. Периодический закон Менделеева

в 1871 году после кропотливого анализа этой таблицы
появилась авторская формулировка этого закона:
свойства элементов, а потому и свойства образуемых
ими простых и сложных тел стоят в периодической зависимости от их атомного веса.
Отражением этой зависимости является периодическая система — таблица химических элементов, в которой Менделеев оставил пустые места для неоткрытых
ещё химических элементов Ga, Sc, Ge. Мало того, он
с высочайшей точностью описал физические и химические свойства веществ, которые ещё не попадали в руки
ни одному химику! Поэтому велико было потрясение
де Буабодрана*, который открыл галлий, когда он получил письмо из России. В этом письме сообщалось,
что галлий тяжелее воды не в 4,7 раза, как утверждал
Буабодран, а в 5,7 раза. Последующие эксперименты подтвердили, что прав был «теоретик» Менделеев,
а не «практик» Буабодран. Также блестяще подтвердились предсказания Менделеева насчёт свойств германия и скандия. Казалось бы, успех полный… но вскоре
появились данные, что свойства элементов вовсе не зависят от атомной массы.
Так, в конце ХIХ века в течение 30 лет было открыто (а затем «закрыто») около 100 (!!!) редкоземельных
элементов (лантаноидов). Эти химические элементы
были столь похожи друг на друга, что их называли «химическими близнецами». Но их атомные массы (веса)
отличались и довольно значительно:
Ar(Ce) = 140 ... Ar(Lu) = 175
* Буабодран Поль Эмиль Лекок (1838–1912) — французский химик, один из «укрепителей периодического закона», в 1875 г.
открыл галлий, предсказанный Менделеевым. Именно после
этого открытия учёный мир признал Менделеева как гения.

Глава 2. Строение атома

Это явно противоречило периодическому закону:
массы разные, а свойства очень похожи.
Почему? Сколько таких химических элементов
должно быть и почему?
Вот вопросы, которые возникли перед исследователями. Но в те годы наука и периодический закон
не могли дать ответ. А сейчас это сделать легко, зная,
что лантаноиды относятся к f-элементам.
Теория предсказывает, что в одном периоде должно быть 14 f-элементов. Ровно столько лантаноидов
и было открыто.
Применение правил Клечковского подсказывает,
что заполнение 6s-, 6p-, 4f-подуровней должно идти
в последовательности:
6s
–

Е(е ): 6+0
Σ=
6

→

4+3
7

→

6p, так как энергии электронов

6+1
7

Таким образом, после заполнения 6s-подуровня начинается заполнение 4f-подуровня:
\ \ \
\
\ \
2 8 18 (18+х) 8 2
заполняется у f-элементов

Итак, у f-элементов идёт заполнение третьего (считая с внешней стороны) уровня, а внешние два уровня
остаются практически неизменёнными (только у лантана, гадолиния и лютеция на пятом уровне вместо
8 имеется 9 электронов). Но участвовать в химических
процессах могут только электроны последних двух
уровней…

2.2. Периодический закон Менделеева

Таким образом, свойства химических элементов являются следствием не их массы, а состояния внешних
энергетических уровней.
От чего же, в конечном счёте, возникает периодическая зависимость свойств химических элементов?
Для ответа на этот вопрос вспомним, что такое
«изотопы» и «изобары».
Упражнение 2.6. Определить, какие ядра принадлежат
изотопам:
А. (6р + 6n)
Б. (6р + 8n)
В. (7р + 7n)
Очевидно, что ядра А и Б принадлежат изотопам
углерода 12С и 14С, так как они имеют одинаковый заряд
ядра (одинаковое число протонов).
Элементы Б и В, хотя имеют одинаковую массу 14,
являются атомами разных элементов: 14С и 14N. Это
изобары.
Таким образом, масса (атомный вес) вовсе не определяет свойства элемента. Этого не мог знать Менделеев, скончавшийся в 1907 году, задолго до того, как
было исследовано строение атома.
Эта зависимость возникает потому, что именно заряд ядра, а не его масса, определяет число электронов.
Данное число электронов, согласно принципу наименьшей энергии, может быть распределено вокруг ядра одним-единственным способом.
Поэтому, в конечном счёте, заряд ядра атома определяет число валентных электронов, т. е. совокупность
химических свойств элемента.

Глава 2. Строение атома

В 1913 году английский физик Мозли* экспериментально доказал, что заряд ядра атома совпадает по величине с порядковым номером химического элемента
в периодической таблице Менделеева. Поэтому современная формулировка периодического закона следующая:
свойства химических элементов, а также свойства
простых и сложных веществ, образуемых этими химическими элементами, находятся в периодической
зависимости от величины заряда ядер их атомов.
В 1921 году датский физик Нильс Бор высказал
мысль о том, что периодичность свойств элементов
определяется периодическим изменением строения
их электронных оболочек.
Свойства химических элементов периодически повторяются, поскольку периодически повторяется распределение валентных электронов в атомах.
В этой формулировке заключается физический
смысл периодического закона. И действительно,
в каждой подгруппе собраны химические элементы, имеющие одинаковое распределение валентных
электронов. Для элементов каждой подгруппы можно
предложить общую формулу распределения валентных
электронов. Причём для элементов побочных под* Мозли Генри (23.11.1887–10.08.1915) — выдающийся английский физик, один из основоположников рентгеноструктурного анализа, открыл (1913) закон, согласно которому можно
было экспериментально обосновать зависимость периодического изменения свойств химических элементов от порядкового номера. Предсказал открытие элементов № 43, 61, 72, 75,
85, 87, 91. Погиб в результате газовой атаки на фронте.

2.2. Периодический закон Менделеева

групп возможны варианты: число внешних электронов равно: …ns2 или …ns1, но общее число валентных
электронов для данной подгруппы одинаково и обычно
совпадает с номером группы!
В результате каждая подгруппа объединяет химические элементы, наиболее сходные по свойствам.
В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, так как возрастает радиус атома
и валентные электроны слабее притягиваются к ядру.
Активность неметаллов в подгруппах сверху вниз убывает, так как возрастает радиус атома и все труднее
притянуть недостающие электроны.
В периоде металлические свойства убывают, так
как увеличивается число внешних электронов, а неметаллические свойства — возрастают. Если речь идёт
о большом периоде, где большинство элементов имеет
2 электрона на внешнем уровне (элементы побочных
подгрупп), то в этом случае главной причиной убывания металлических свойств в периоде является уменьшение радиуса атома.
Дело в том, что за счёт увеличения заряда ядра в периоде увеличивается сила притяжения электронов
к нему и уменьшается радиус атома:
Сравните:
r(Ca) = 0,197 нм и r(Zn) = 0,139 нм
Вопрос. Какой из металлов более активен?
Подведём итог. Строение атома связано с положением элемента в периодической системе. Зная строение атома, можно предсказать свойства элемента и его
соединений. Эти свойства находятся в периодической
зависимости от заряда ядер атомов элементов в соответствии с периодическим законом Менделеева.

Глава 2. Строение атома

ВЫВОДЫ по главе 2
Периодическая система отражает объективные закономерности строения атома:
• порядковый номер элемента совпадает с зарядом
ядра атома;
• номер периода совпадает с числом энергетических
уровней атомов для всех элементов данного периода;
• номер группы, как правило, соответствует числу
валентных электронов;
• подгруппа объединяет химические элементы с
одинаковым распределением валентных электронов.
По положению элемента в периодической системе
можно определить распределение валентных электронов и, пользуясь этой формулой, описать основные
свойства химического элемента.

ВОПРОСЫ и УПРАЖНЕНИЯ
к главе 2
1. Какие квантовые числа характеризуют состояние
электрона в атоме? Какие значения они принимают? Каков физический смысл этих чисел?
2. На какой орбитали находится электрон, если:
n = 2; l = 0;
n = 3; l = 2;
n = 4; l = 1.
Укажите возможные значения m для каждого из
приведённых значений l.
3. Найдите ошибки в следующих записях:
1р3; 3р6; 3s2; 2s3; 2d5; 5d5; 3f12; 2р4; 3р7.
Дайте необходимые пояснения.
4. Что такое валентные электроны? Где они находятся? Почему?
5. Почему для данного числа электронов существует только одно распределение валентных электронов?
6. Какое из предложенных распределений валентных электронов ошибочно?
\\\
\\ \\
\\\\ \\\\
\\\\
А 2 6 3; Б 2 8 18 3; В 2 8 8 3; Г 2 8 9 2; Д 2 8 9 3
7. Какой подуровень раньше заполняется:
5s или 4d; 7s или 5f?
Ответ подтвердить расчётом и положением элементов в периодической системе.

Глава 2. Строение атома

8. По какому принципу элементы делят на s-; р-;
d-семейства?
9. Описать полностью (см. алгоритм) строение атома и свойства элементов:
F, Cl, Ni, Cu, Sr, Se, Zr
10. Назвать химические элементы, которые имеют
следующее распределение валентных электронов:
… 5р6 6s1; … 3d3 4s2; … 4s2 4р3
Описать их свойства, используя алгоритм (пункты 5–9).
11. Не составляя полных электронных формул, указать распределение валентных электронов в атомах элементов:
№ 53, № 75, № 83, № 87.
Описать их свойства, используя алгоритм (пункты 5–9).
12. Составив краткие электронные формулы необходимых химических элементов, определить их
возможные степени окисления и составить уравнения реакций:
а) гидроксид галлия + селеновая кислота;
б) гидроксид кадмия + бромоводород;
в) калий + фосфор;
г) алюминий + теллур.

Задания ЕГЭ
13. Одинаковое число протонов и нейтронов содержится в атоме:
1) железа-56;
2) титана-48;

Задания ЕГЭ

3) углерода-14;
4) азота-14.
14. Сходную конфигурацию внешнего энергетического уровня имеют атомы азота и:
1) углерода;
2) кальция;
3) ванадия;
4) фосфора.
15. Какие две частицы имеют одинаковую электронную конфигурацию:
1) Na и Ca2+;
2) P–3 и Ar;
3) S и He;
4) S и Cl–?
16. Какую электронную конфигурацию внешнего
энергетического уровня имеет атом элемента VIА
группы:
1) 4s2 3d6;
2) 2s2 2p2;
3) 3s2 3p4;
4) 4s2 4p6?
17. Три неспаренных электрона на внешнем уровне
в основном состоянии содержит атом:
1) скандия;
2) алюминия;
3) ванадия;
4) фосфора.
18. В основном состоянии по одному неспаренному
электрону на внешнем уровне содержат атомы:
1) натрия и углерода;
2) калия и брома;
3) кислорода и кальция;
4) серы и хлора.

Глава 2. Строение атома

19. Химические элементы расположены в порядке
увеличения их атомных радиусов в ряду:
1) К, Са, Al
2) Be, Mg, Na
3) S, P, Cl
4) O, S, Cl
20. Наименьший радиус имеет атом с электронной
конфигурацией:
1) ns2 np1
2) ns2 np2
3) ns2 np4
4) ns2 np5
21. Какой химический элемент не образует соединений в высшей степени окисления, равной номеру группы:
1) фтор;
2) сера;
3) хлор;
4) иод?
22. Высшая степень окисления в ряду химических
элементов
углерод → азот → кислород → фтор
1) увеличивается;
2) не изменяется;
3) уменьшается;
4) сначала увеличивается, затем уменьшается?
23. Атом химического элемента, высший оксид которого Э2О3, имеет конфигурацию внешнего энергетического уровня:
1) ns2 np1
2) ns2 np2
3) ns2 np4
4) ns2 np5

Задания ЕГЭ

24. Высший оксид состава Э2О5 образуют все элементы:
1) IVА группы;
2) VА группы;
3) IIIА группы;
4) VIIА группы.
25. Газообразные водородные соединения ЭН3 образуют:
1) Ве, Са, Sr
2) P, As, Sb
3) Ga, Al, В
4) Те, S, Se
26. Одинаковое значение валентности в водородном
соединении и высшем оксиде имеет химический
элемент:
1) хлор;
2) германий;
3) мышьяк;
4) селен.
27. В ряду Li → Be → B → C:
1) увеличивается число энергетических уровней;
2) уменьшается высшая степень окисления;
3) усиливаются металлические свойства элементов;
4) ослабевают металлические свойства элементов.
28. В ряду S → P → Si → Al:
1) уменьшается число электронных слоёв в атомах;
2) возрастают радиусы атомов;
3) усиливаются неметаллические свойства элементов;
4) увеличивается число внешних электронов.

Глава 2. Строение атома

29. В каком ряду простые вещества расположены
в порядке усиления их неметаллических свойств:
1) Mg, Ca, Sr, Ba
2) Na, K, Rb, Cs
3) Sn, Ge, Si, C
4) O, N, C, B
30. Наибольшую окислительную способность имеет
элемент с электронной конфигурацией:
1) 1s 22s 22p 5
2) 1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 24p 5
3) 1s 22s 22p 63s 23p 63d 104s 24p 64d 105s 25p 5
4) 1s 22s 22p 63s 23p 5
31. Среди пяти химических элементов, символы которых указаны ниже:
К, Аl, Ag, Cl, Cu,
найти:
• два элемента, распределение валентных электронов (n–1)d10 ns1;
• три элемента, они находятся в главной подгруппе;
• два элемента, они проявляют степени окисления +3.
32. Среди пяти химических элементов, символы которых указаны ниже:
Li, Si, Cl, О, Ве,
найти:
• два элемента, которые в основном состоянии
имеют 1 неспаренный электрон;
• три элемента, которые находятся в одном
периоде, и расположить их по возрастанию
электроотрицательности;

Задания ЕГЭ

• два элемента, они проявляют степени окисления –1.
33. Среди пяти химических элементов, символы которых указаны ниже:
К, S, Se, Cs, Li,
найти два элемента, для которых разность высшей и низшей степеней окисления равно 8.

Глава 3. ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Химическая связь — это совокупность сил, которые
удерживают атомы в молекуле, кристалле и т. д.
Химическая связь имеет электрическую (электромагнитную) природу и осуществляется за счёт валентных электронов. При возникновении любой химической связи всегда возникает энергетически более выгодная структура (например, завершённый внешний
уровень), т. е. энергия полученной системы понижается:
Еа + Ев > Еав,
несвязанные
атомы

связанные
атомы

поэтому при образовании любой химической связи выделяется теплота, эквивалентная энергии, необходимой для разрушения полученной связи, и эта энергия
(энергия связи) служит мерой прочности химической
связи.
В зависимости от способа образования энергетически выгодной структуры различают ковалентную,
ионную, металлическую связи.

3.1. Ковалентная связь
Ковалентная связь образуется в месте перекрывания
электронных облаков обоих атомов.
Возникает вопрос: каким образом область пересечения электронных облаков может связывать атомы?
Рассмотрим динамическую модель этого явления, т. е.
процесс возникновения ковалентной связи. Предпо-

3.1. Ковалентная связь

ложим, два атома сблизились на достаточно близкое
расстояние.
Вопрос. Какие силы возникли между атомами?
Поскольку вокруг ядер атомов расположены электроны, между атомами возникают силы отталкивания.
Но если атомы обладают достаточной энергией, их
электронные облака перекрываются (рис. 6).

+– +

ядро

Рис. 6. Схема образования ковалентной связи

В месте перекрывания электронных облаков возникает повышенная электронная плотность: в этой
области пространства вероятность нахождения обоих
электронов повышается. К этому избыточному отрицательному заряду притягиваются ядра обоих атомов:
+– +
l
Поэтому:
• во-первых, область перекрывания электронных
облаков является, фактически, химической связью;

Глава 3. Химическая связь

• во-вторых, чем больше область перекрывания
электронных облаков, тем прочнее (при прочих
равных условиях) данная связь. Другими словами,
чем короче связь, тем она прочнее.
Прочность связи зависит также от способа её образования. Так, одни и те же р-облака могут перекрываться по-разному (рис. 7).

Р
σ-связь
А

р–р
π
N
π-связь

Б
В
Рис. 7. Способы перекрывания электронных облаков

В первом случае перекрывание электронных облаков происходит на линии, соединяющей центры (ядра)
атомов. Это σ-связь (сигма-связь) — рис. 7, А. Между
двумя атомами может возникнуть только одна сигмасвязь, так как через 2 точки (в данном случае центры атомов) можно провести одну прямую линию — рис. 7, В.
Во втором случае места пересечения электронных
облаков лежат вне линии, соединяющей ядра атомов,
так как идёт перекрывание боковыми поверхностями.
Это π-связь (пи-связь) — рис. 7, Б. В случае образова-

3.1. Ковалентная связь

ния пи-связи между ядрами атомов нет избыточного
отрицательного заряда, т. е. собственно связывания
ядер не происходит. Поэтому π-связь возникает как
«дополнение» к σ-связи. Она встречается в кратных
(двойных, тройных) связях:
С

двойная

тройная

Вопрос. Сколько σ- и π-связей образуется в каждом случае (подсказка на рис. 7, В)?
Поскольку π-связь (Е связи = 262 кДж/моль) менее
прочная, чем сигма-связь (Е связи = 348 кДж/моль), реакции с участием молекул, где имеются кратные связи
начинаются с разрушения π-связей как менее прочных.
Рассмотрим, как возникает ковалентная связь и как
изображать молекулы, атомы в которых соединены ковалентной связью, на примере молекулы азота N2.
Итак, ковалентная связь возникает в месте пересечения электронных облаков. В этом месте формируются общие пары электронов. Логично предположить,
что в образовании общих электронных пар участвуют
прежде всего неспаренные электроны. Определим число неспаренных электронов в атоме азота:
N …2s2 2p3 или

↑↓

↑

три неспаренных электрона

При составлении схемы обозначим валентные электроны точками (рис. 8).
Каждую общую пару электронов обозначим чёрточкой:
N

N Это графическая формула.

Глава 3. Химическая связь

Общие пары
электронов
Рис. 8. Образование молекулы азота

В графической формуле каждая чёрточка символически означает одну ковалентную связь. Число ковалентных связей равно валентности данного атома. Значит,
атом азота в этой молекуле трёхвалентен.
Суммарная энергия, необходимая для разрыва этой
тройной связи очень велика (Е = 946 кДж/моль). А для
того чтобы молекулярный азот вступил в реакцию, он
должен вначале превратиться в атомы. Поэтому газообразный азот N2 с трудом вступает в химические реакции.
Сделаем промежуточные выводы:
• ковалентная связь образуется за счёт общих электронных пар;
• пара электронов может образовываться из неспаренных электронов обоих атомов (1 + 1 = 2), поэтому валентность атома часто соответствует числу
неспаренных электронов. Например, в атоме азота
3 неспаренных электрона, поэтому валентность
атома азота (в молекуле азота) равна III.
Казалось бы, атом азота не может иметь бо´льшую
валентность, так как в образовании химической связи
задействованы все неспаренные электроны.
Но у атома азота осталась «лишняя» пара электронов, которая не участвовала в образовании ковалентных связей.

3.1. Ковалентная связь

Если ковалентная связь образуется с участием атома, который имеет пару электронов (2), то второй атом
должен иметь свободную орбиталь (0):
2+0=2
В этом случае атом, имеющий пару электронов (донор), передаёт её на свободную орбиталь второго атома
(акцептора). Механизм образования связи иной — донорно-акцепторный, а свойства полученной связи те
же. Рассмотрим механизм образования ковалентной
связи по донорно-акцепторному механизму:

Координационные связи встречаются не только
в солях аммония, но и в различных комплексных соединениях, например, Na[Al(OH)4]*.
В полученном катионе аммония валентность атома
азота равна IV.
Отметим, что валентность IV для атома азота — максимально возможная. Дело в том, что ковалентные связи образуются за счёт пересечения электронных облаков.
А сколько таких электронных облаков в атоме азота?
Четыре (одно s- и три р-облака). Поэтому и образуются
4 ковалентные связи. И не больше, так как валентные
электроны занимают четыре электронные орбитали!
Сделаем вывод: число ковалентных связей, т. е. валентность атома, определяется:
• числом неспаренных электронов;
* Подробнее о таких соединениях см. Самоучитель 2–2, глава 3.

Глава 3. Химическая связь

• числом орбиталей, на которых могут разместиться
эти электроны;
• размерами реагирующих атомов (по последней
причине валентность атомов редко превышает
значение 8).
Свойствами ковалентной связи являются:
• длина связи;
• энергия связи;
• насыщаемость связи;
• направленность связи;
• полярность связи.
Длина связи равна расстоянию (в нм) между ядрами
атомов, которые образуют данную связь. Это расстояние является равновесным, так как именно при таком
расположении атомов силы отталкивания минимальны. Как упоминалось, чем короче связь, чем меньше
длина её, тем она прочнее, так как сильнее перекрываются электронные облака и между ядрами увеличивается электронная плотность.
Таким образом, в этом случае увеличивается энергия
связи — энергия, которую необходимо затратить, чтобы
разрушить данную связь.
Насыщаемость ковалентной связи означает, что
каждый атом может образовывать определённое число ковалентных связей, т. е. имеет определённую валентность. Как уже упоминалось выше, насыщенность
ковалентной связи определяется числом неспаренных
электронов, числом орбиталей, которые могут занимать валентные электроны, и другими причинами.
Поскольку ковалентная связь образуется в результате перекрывания электронных облаков, то она имеет
определённое направление в пространстве (направленность).
Направление электронных облаков зависит, в частности, от типа гибридизации электронных облаков

3.1. Ковалентная связь

атома. Так, для атомов С, N, О, валентные электроны
которых находятся на s- и р-орбиталях:
С*

↑

↑↓
O

↓↑

↑

↑↓
возможно состояние sp3-гибридизации, когда одно
сферическое s-облако и три гантелеобразные р-облака
изменяют форму и энергию. При этом образуются четыре одинаковые гибридные орбитали — sp3-орбитали
(рис. 9, а).
H

C
H

H
H

Рис. 9. sp3-Гибридизация электронных орбиталей
атома углерода

В ходе гибридизации меняется форма и энергия
исходных облаков, но не меняется их общее число!
Каждая из гибридных орбиталей несёт отрицательный
заряд, поэтому облака отталкиваются и между ними
устанавливается максимально возможный валентный

Глава 3. Химическая связь

угол. В данном случае химические связи, образованные
за счёт гибридных облаков, направлены к вершинам
тетраэдра (рис. 9, б). Такая пространственная структура
молекул характерна для Н2О, NH3 и СН4.
Полярность ковалентной связи определяется электроотрицательностью χ («хи» — буква греческого алфавита) атомов, её образующих. Электроотрицательность — способность атома смещать к себе общую пару
электронов. Максимальную электроотрицательность
(ЭО) имеет фтор: 4,1* (табл. 3).
Таблица 3
Значения электроотрицательностей некоторых атомов
Неметаллы

Металлы

Фтор
Кислород
Азот
Хлор
Углерод
Сера, иод
Бром
Водород, фосфор

4,1
3,5
3,07
2,89
2,5
2.21
2,14
2,1

Франций, цезий,
рубидий, калий
Барий
Литий, стронций
Натрий
Кальций
Магний, алюминий

0,86
0,9
1,01
1,04
1,22
1,47

Чем больше разность электроотрицательностей атомов (∆χ), тем полярнее химическая связь. Определим
∆χ (полярность связей) в молекуле этанола:
Н Н
|
|
Н—С—С—О—Н
|
|
Н Н

Вид связи
С—С
С—Н
С—О
О—Н

∆χ
0
2,5–2,1 = 0,4
3,5–2,5 = 1,0
3,5–2,1 = 1,4

* Электроотрицательность — это не абсолютная, а относительная величина, поэтому она зависит от «системы отсчёта». Например, у разных авторов χ(S) колеблется от 2,21 до 2,6.

3.1. Ковалентная связь

Сравним длины и энергии этих связей (табл. 4).
Таблица 4
Длины, полярность (∆χ) и энергии некоторых связей
Вид связи

∆χ

Длина связи

Энергия связи

С—С
С—О
С—Н
О—Н

0
1
0,4
1,4

0,154
0,143
0,109
0,096

344
350
415
463

Данные последней таблицы показывают, что с возрастанием полярности связи уменьшается её длина
и увеличивается её прочность. Но как увязать эти данные с тем, что в молекуле спирта именно связь О—Н
(самая прочная!) разрушается в первую очередь? Чтобы
ответить на этот вопрос, выясним, почему полярная
связь становится более прочной? Дело в том, что в результате смещения общей пары электронов к одному
из атомов на этом, более электроотрицательном атоме
возникает избыточный частичный отрицательный заряд {δ(–) < 1}. Соответственно на втором атоме возникает частичный положительный заряд δ(+).
Вопрос. Какие силы возникают между такими атомами?
В результате электростатического притяжения разноимённых зарядов атомы стягиваются друг к другу,
связь становится короче, электронные облака перекрываются полнее. Возникает как бы дополнительная
связь. Поэтому полярные связи прочнее неполярных.
Но в то же время появление частичных зарядов на атоме объясняет и повышение реакционной способности.

Глава 3. Химическая связь

Для того чтобы прореагировать, частицы должны сблизиться, «найти» друг друга.
Частицы с сильно полярными связями не только
легко «находят» друг друга, но и ориентируются друг
относительно друга.
Впрочем, если в результате возрастания полярности прочность связи сильно возрастёт, то данная связь
становится вовсе инертной. Так, одна и та же группа
С = О у альдегидов и карбоновых кислот проявляет разные свойства: у альдегидов она менее полярна
и способна к реакциям присоединения, а у кислот —
практически не участвует в химических превращениях,
так как за счёт высокой полярности становится слишком короткой, а значит, очень прочной. Подробнее
см. Самоучитель 2–3.
Если разность электроотрицательностей станет слишком велика, более чем 1,8, то возникает ионная связь.

3.2. Ионная связь
Ионная связь возникает за счёт электростатического притяжения разноимённо заряженных ионов.
Ионы — устойчивые заряженные частицы, которые
образуются в результате приёма или отдачи электронов
атомами. Ионы образуются также в результате диссоциации веществ. Так, схему образования связи между
атомами калия и серы можно изобразить так:
К …3s2 3p6 4s1

S …3s2 3p4

–1e–

+2e–

К+… 3s2 3p6

S2–… 3s2 3p6

образовался
устойчивый
завершённый
внешний
уровень

3.2. Ионная связь

За счёт притяжения разноимённых заряженных ионов образуется «молекула»:
К+2 S2–
Казалось бы, очень просто! Но, во-первых, молекула
не образуется, а образуется ионный кристалл, в котором каждый ион серы окружён определённым числом
ионов калия и наоборот:

К1+
S2–

Другими словами, ионный кристалл — это огромная «молекула», причём переменного состава, так как
в кристалле всегда есть пустоты.
При этом число ионов, которые окружают другой
ион, может быть различным, в зависимости от типа
кристаллической решётки, т. е. свойство насыщаемости для ионной связи не существует. Поэтому на такие
соединения нельзя формально переносить понятие
«валентность» как число химических связей. В данном
случае каждый ион калия окружает 6 ионов серы и наоборот. Но мы говорим: «Валентность калия равна
единице». Дело в том, что для ионных структур под понятием «валентность» понимают «заряд иона». То есть
речь идёт об электровалентности.
В ионных структурах электровалентность численно
совпадает с зарядом данного иона.

Глава 3. Химическая связь

Во-вторых, любой ион может притягивать другой
ион с любой стороны. Значит, ионная связь не имеет
направленности. В-третьих, рассчитав ∆χ для данных
элементов, мы получаем результат, по которому можно
оценить степень ионности данной связи (табл. 5). Для
сульфида калия получаем:
∆χ (К–S) = 2,5 – 0,8 = 1,7
Согласно данным Полинга*, в этом случае доля ионной связи составляет 51 %.
Таблица 5
Соотношение между ∆χ и степенью ионности связи
∆χ

Степень ионности, %

∆χ

Степень ионности, %

0,4
0.8
1,0
1.4

4
15
22
39

1,8
2,0
2,6
3,2

55
63
82
92

То есть даже для фторида цезия где ∆χ = 3,3, 100%ной ионной связи не образуется! Между ионами сохраняются «остатки» общей электронной системы,
но связывание атомов идёт в основном за счёт электростатического притяжения частиц.
Ионная связь — предельный случай полярной ковалентной связи.
Говорить о возникновении ионной связи следует,
если ∆χ >1,8, в остальных случаях образуется сильно
полярная ковалентная связь с большой долей ионной
* ПОЛИНГ Лайнус Карл (28.02.1901–19.08.1994) — американский химик, кристаллограф, лауреат двух Нобелевских премий: по химии (1954) и премии мира (1962), а также Международной Ленинской премии «За укрепление мира между народами» (1970).

3.3. Электронные и графические формулы

связи. Поэтому условно считают, что связь «металл —
неметалл» — ионная. Значит, ионная связь характерна
для щелочей, солей аммония и кислородсодержащих
кислот, оксидов металлов. Эти вещества имеют немолекулярное строение.

3.3. Электронные и графические формулы
Молекулярные формулы соединений, которые
обычно используются при составлении уравнений реакций, не всегда дают достаточную информацию о веществе. Поэтому в некоторых случаях, когда следует
подчеркнуть, почему реакция идёт так, а не иначе, необходимо выделить именно ту связь, которая разрушается в химическом процессе. Для этого нужно уметь
записывать молекулярную формулу в графическом
виде. Графические формулы позволяют «увидеть» все
химические связи, оценить их тип и полярность.
При составлении графических формул бинарных соединений (веществ, состоящих из атомов 2 элементов)
вначале обычно составляют электронные формулы. Например, нужно составить электронную и графическую
формулы угарного газа СО и углекислого газа СО2.
В молекуле СО атом углерода имеет степень окисления +2, т. е. атом углерода находится в основном состоянии:
↑
C

↑

или так:

↓↑
аналогично:
↑↓

O ↑↓

↑

или

Глава 3. Химическая связь

Каждую общую пару электронов обозначим чёрточкой и получим графическую формулу:
C

или

Свойства угарного газа СО соответствуют формуле
Б, так как, во-первых, это вещество — несолеобразующий оксид, т. е. в реакции с кислотами и щелочами
не вступает, а во-вторых, он легко образует координационные связи по донорно-акцепторному механизму.
Причём донором является именно атом углерода, имеющий свободную пару электронов. Этим, в частности,
объясняется токсичность угарного газа, который таким
образом блокирует атомы железа гемоглобина крови.
Таким образом, в молекуле СО атом углерода имеет
валентность III, а степень окисления +2.
В молекуле СО2 степень окисления углерода равна
+4, поэтому атом углерода находится в возбуждённом
состоянии:

C ↑↓

↑

Если обозначить неспаренные электроны одиночными точками, получаем:
О

Графическая формула углекислого газа О=С=О. Таким образом, атом углерода в СО2 образует 4 ковалентные связи, он четырёхвалентен.

3.3. Электронные и графические формулы

Электронные формулы обеих молекул показывают,
что только у атома углерода в угарном газе имеется
свободная орбиталь, за счёт которой он образует связь
по донорно-акцепторному механизму с атомами-донорами.
Кроме того, у этого атома есть и свободная пара
электронов для связи с акцепторами.
Благодаря своим свойствам угарный газ образует
множество комплексных соединений, проявляя свойства, как донора, так и акцептора за счёт атома углерода. Некоторые из них образуются с участием атома железа гемоглобина крови, что приводит к тяжелейшим
отравлениям, часто с летальным исходом. Углекислый
газ, «потеряв» эту пару электронов, становится нетоксичным, он постоянно входит в состав крови.
При составлении графических формул гидроксидов
(кислородсодержащих кислот и оснований) предварительного составления электронных формул, как правило, не требуется. Нужно только определить степень
окисления «центрального» атома и учесть, что этот
атом соединен с некоторым числом ОН-групп. Например, нужно составить графическую формулу гидроксида алюминия Al(OH)3. Степень окисления атома алюминия равна +3, значит, он образует три ковалентные
связи с группами ОН:

OH
OH
OH

Валентность атома алюминия равна III.
При взаимодействии гидроксида алюминия со щёлочью валентность атома алюминия увеличивается,
а степень окисления остаётся прежней:
Al(OH)3 + NaOH

Na[Al(OH)4]

Глава 3. Химическая связь

Между комплексным ионом и ионом натрия связь
ионная, а внутри иона — ковалентные, причём одна
из связей — координационная:
ОН
|
+
Na
HO — Al
|
OH

–
Атом алюминия образует
4 ковалентные связи,
он четырёхвалентен.

Почему увеличилась валентность? Не противоречит
ли это строению атома алюминия? Рассмотрим строение атома алюминия:
Al

Al*

↑
↓↑

↑

За счёт свободной р-орбитали алюминий может принять пару электронов атома кислорода, образуя координационную связь.
При составлении графических формул кислородосодержащих кислот вначале определяют степень окисления центрального атома и показывают чёрточками
общее число валентных связей:
+6

Н2SO4
По числу атомов водорода определяют число ОНгрупп, А остальные чёрточки-валентности занимают
оставшимися атомами кислорода, зная, что атом кислорода двухвалентен:

3.3. Электронные и графические формулы

O
S
O

Исключение составляет азотная кислота, графическую формулу которой объясняет её электронная
формула.
Рассмотрим схему образования молекулы азотной
кислоты. В ней атом азота проявляет максимально возможную для себя степень окисления +5. Означает ли
это, что валентность (число ковалентных связей) атома азота также равна V? Нет, мы уже доказали, что эта
валентность для атома азота недостижима.
В любой кислородосодержащей кислоте центральный атом соединен с кислотным атомом водорода через атом кислорода:
H—O—N
Таким образом, один неспаренный электрон атома
азота уже «занят». Другие два неспаренных электрона
атома азота образуют две ковалентные связи с атомом
кислорода за счёт двух неспаренных электронов кислорода. Возникает система:
Н — О — N = О,
в которой и атом азота, и атом кислорода имеют по одной «личной» неподелённой паре электронов.
Но свободных орбиталей в этой системе нет! Тем не
менее такая орбиталь может возникнуть у атома кислорода в ходе образования химической связи за счёт
«провала» электрона на соседнюю р-орбиталь. Возникает следующая система.

Глава 3. Химическая связь

При этом атом кислорода становится акцептором,
а атом азота — донором:
H .. O

..O
.. N....

O
H O

или

N
O

.
..O...

Вопрос. Чему равна валентность атома азота?
В реальной молекуле азотной кислоты происходит
«выравнивание» связей между атомами азота и кислорода так, что возникает единое электронное облако,
соединяющее три атома.
H

O
. ..
N ... .
.
O

Кратность такой связи равна 1,5.
При составлении графических формул солей нужно составить сначала графическую формулу исходной
кислоты, а затем заменить атомы водорода на атомы
одновалентного металла:
K+–O

O
S

K+–O

Если металл многовалентный, нужно выписать
столько кислотных остатков, сколько их указано в мо-

3.3. Электронные и графические формулы

лекулярной формуле. При соединении их с атомами
металлов следует учитывать число и валентность этих
атомов металла.
Например, для Fe2(SO4)3 имеем:

.O
..
Fe ...O
.. .

O
S
O
O

O
...
Fe . . .O
. ..
O

S
O
O
S
O

Пунктиром показана ионная связь, так как ионная
связь чёрточками не обозначается (общая пара электронов практически не образуется). Кроме того, эта
формула не учитывает пространственного расположения атомов и ионов, что для ионных структур очень
важно.
Пространственное расположение атомов учитывают только структурные формулы и пространственные модели, что изобразить на плоскости довольно
сложно:

Поэтому на практике чаще всего используют графические формулы, неправильно именуемыми «структурными».

Глава 3. Химическая связь

3.4. Химическая связь и агрегатные
состояния вещества
Тип химической связи, который преобладает в данном веществе, во многом определяет физические,
а иногда и химические свойства. Изобразим при помощи схем основные типы химической связи (рис. 10).

Рис. 10. Схемы веществ, образованных различными
типами молекул

Поскольку между молекулами с неполярными
связями (III) практически отсутствуют электростатические взаимодействия (эффективных зарядов нет),
а между ионами такие взаимодействия максимальны,
можно ожидать, что вещества, состоящие из неполярных молекул или молекул с неполярными связями, будут газами или летучими жидкостями. Среди веществ
такого типа только иод является твёрдым (при н. у.)
из-за высокой массы молекул, но он легко возгоняется,
переходя из твёрдого непосредственно в газообразное
состояние. Среди веществ с ионной структурой (I)
ни жидких, ни газообразных веществ нет!
Очень часто на физические свойства веществ оказывают влияние водородные связи, которые возникают
за счёт сильно полярных связей, содержащих атом водорода:
N—H

O—H

F—H

3.4. Химическая связь и агрегатные состояния вещества

В таких случаях на атомах возникают довольно значительные заряды (+) и (–) (но всё же меньше единицы!), и атомы (а значит, и молекулы в целом) притягиваются друг к другу. Атом водорода имеет очень
маленький радиус и может частично «внедряться»
в электронное облако соединённого атома (рис. 11).

δ–

O
H

δ+

δ–
δ+

δ+

δ–
δ+

δ+

O
H

Рис. 11. Водородная связь между молекулами воды

Поэтому все молекулы воды оказываются связанными бесчисленными водородными связями. В результате на разрыв всех этих связей требуется затратить
очень много энергии (например, при испарении воды).
Поэтому вода имеет аномально высокую температуру
кипения (см. рис. 12).
Этот рисунок показывает, как зависят температуры
кипения водородных соединений элементов шестого
периода от их молекулярной массы. Если, рассуждая
логически, опираясь на положение кислорода в периодической системе, экстраполировать параметры в системе Н2О — H2S — H2Se — H2Тe, то у воды как самого
лёгкого водородного соединения шестой группы должна быть температура кипения около –80 °C! А на самом
деле? А на самом деле она намного выше: +100 °C.

Глава 3. Химическая связь

Температура, °С

100

–4°
я –42°
ипени
я
мерзани
очки за
Т
–61°
–64°
–82°

к
Точки

–50

–100
0

H2O H2S

–51°

100
125
150
Молекулярная масса

H2Se

H2Te

Рис. 12. Зависимость температур кипения
и замерзания от молекулярной массы

Таким образом, агрегатное состояние веществ (температуры кипения и плавления) зависит:
• от типа химической связи: чем выше полярность
связи, тем при прочих равных условиях выше температура плавления;
• от молекулярной массы вещества: чем выше молекулярная масса, тем при прочих равных условиях
выше температура плавления;
• от наличия водородных связей, которые, фактически, увеличивают молекулярную массу;
• от типа кристаллической решётки.
Рассмотрим первый фактор.
Между молекулами вещества с неполярной связью
силы притяжения ничтожны. В этом случае кинетическая энергия частиц Ек (интенсивность их движения)

3.4. Химическая связь и агрегатные состояния вещества

намного больше потенциальной энергии Ер (взаимодействия молекул):
Ек >> Ер
В этом случае молекулы свободно движутся во всех
направлениях, вещество находится в газообразном состоянии.
У полярных молекул (диполей) межмолекулярные
взаимодействия многократно сильнее:
Ер > Ек,
частицы могут перемещаться «на один шаг», соблюдая ближний порядок, что обусловливает текучесть
жидкости. Впрочем, молекулы с полярными связями
могут быть и газообразными, и твёрдыми. Агрегатное
состояние в этом случае (при прочих равных условиях)
обычно зависит, как было показано выше, от молярной массы вещества, от степени полярности связей
и от наличия водородных связей.
Если Ер >> Ек, то частицы колеблются вблизи положения равновесия, что обусловливает сохранение
формы и объёма. Значит, вещество находится в твёрдом состоянии. Все вещества, построенные по ионному
типу, — твёрдые.
Кроме того, агрегатное состояние вещества зависит
от внешних условий (температуры и давления), которые влияют на интенсивность движения частиц.
При изменении внешних условий многие вещества
изменяют агрегатное состояние:
твёрдое вещество

жидкость

газ.

Первый переход называется плавлением (замерзанием), а второй — испарением (конденсацией). Так, весной снег (твёрдая вода) тает, а в жару вода испаряется,

Глава 3. Химическая связь

превращаясь в невидимый пар. Поднимаясь вверх,
пар конденсируется, образуя облака, из которых идёт
дождь, снег или град.
Далеко не все вещества могут находиться в трёх
агрегатных состояниях. Иногда этим переходам препятствуют особенности строения вещества. Так, полимеры (белки, крахмал) не могут быть газообразными;
иод I2 и углекислый газ СО2 не могут быть жидкими.
Рассмотрим свойства веществ, связанные с их агрегатным состояниям.
Твёрдое тело характеризуется способностью длительное время сохранять свою форму. У него могут быть как
горизонтальные, так и вертикальные поверхности. Внутри твёрдого тела могут быть пустоты, поэтому многие
твёрдые тела можно спрессовать.
С точки зрения физики к твёрдым веществам относят только кристаллы. Кристаллическое состояние
имеет особенности. Наиболее важная из них — наличие кристаллической решётки — упорядоченного расположения составляющих её частиц: атомов, ионов,
молекул.
Кристаллические решётки в зависимости от вида
частиц, находящихся в узлах решётки, а также от характера связи между ними подразделяются на:
• атомные,
• металлические,
• молекулярные,
• ионные.
У твёрдых веществ, обладающих атомной решёткой,
все атомы связаны друг с другом прочными ковалентными связями. Поэтому весь кристалл (например, алмаз, кварц) рассматривается как одна гигантская молекула. Поскольку ковалентные связи весьма прочны,
вещества, имеющие атомные решётки, всегда твёрдые,
тугоплавкие, практически нерастворимые.

3.4. Химическая связь и агрегатные состояния вещества

В узлах кристаллических решёток, образуемых металлами, находятся атомы металлов, электронные облака которых перекрываются, образуя единое электронное облако («электронный газ»)*. Электронный газ образуют валентные электроны атомов металла, которые
слабо связаны с ядром. Поэтому электроны «газа» могут
перемещаться между атомами в различных направлениях, обусловливая высокую электропроводность, теплопроводность и прочность большинства металлов. Кроме того — все металлы пластичны: при механическом
деформировании не происходит разрушения единого
электронного облака, металлическая связь не разрушается.
В узлах ионных кристаллических решёток чередуются
положительно и отрицательно заряженные ионы. Поскольку ионная связь характерна для щелочей, солей,
оксидов многих металлов, для этих соединений характерны такие решётки. Как и в случае атомных решёток,
в ионных кристаллах нельзя выделить отдельные молекулы; весь кристалл можно рассматривать как одну
гигантскую молекулу. Связи между ионами прочны,
поскольку значительны электростатические силы притяжения. Поэтому ионным соединениям свойственны высокие температуры плавления, малая летучесть,
большая твёрдость. Многие вещества с ионной структурой являются сильными электролитами. Все перечисленные выше вещества имеют немолекулярное строение.
Вещества немолекулярного строения, в кристаллах
которых имеются ионные и металлические связи,
имеют переменный состав. Так, состав оксида титана
II в зависимости от условий получения (температура,
давление кислорода) имеет состав от ТiO0,7 до ТiО1,3.
К таким соединениям относятся и интерметалличе* Подробнее см. Самоучитель 2–2, гл. 1.

Глава 3. Химическая связь

ские соединения. Подобные вещества называются
бертоллидами*.
Строго говоря, и молекулярные вещества имеют непостоянный состав, если учесть наличие изотопов. Так,
существуют разные молекулы воды:
Н2О, D2O, H218O и т. д.
Но элементный состав и соотношение атомов в молекуле в любой воде постоянны.
Поскольку атомы в молекулах соединяются согласно их валентности, все вещества молекулярного строения отвечают закону постоянства состава:
всякое чистое вещество, независимо от способа его
получения, имеет постоянный качественный и количественный состав (Пруст**).
Такие вещества — имеющие постоянный состав —
называют дальтонидами***.
*

БЕРТОЛЛЕ Клод Луи (9.12.1748–6.11.1822) — французский
химик, один из разработчиков (1786–1787) химической классификации и номенклатуры веществ, научный консультант
Наполеона Бонапарта. Установил состав аммиака (1785), метана (1786), сероводорода (1788), открыл бертолетову соль
(1785); выступал против закона постоянного состава вещества (только 2 века спустя доказали, что он был прав). Вещества переменного состава были открыты Н. С. Курнаковым.
** ПРУСТ Жозеф Луи (26.09.1754–5.07.1826) — французский химик. Выделил (1802) глюкозу из виноградного сока, ввёл представление о гидроксидах металлов, предложил термин «гидрат», открыл закон постоянства состава соединений (1799–
1806).
*** ДАЛЬТОН Джон (6.09.1766–27.07.1844) — английский химик
и физик, описал (1794) дефект зрения, названный дальтонизмом, открыл ряд газовых законов, в том числе зависимость
расширения газов при постоянном давлении от температуры
(1802, независимо от Ж. Л. Гей-Люссака), составил первую таблицу атомных масс и систему химических символов (1804),
создатель атомистики (1803–1804). Фактически с него начинается современная химия.

3.4. Химическая связь и агрегатные состояния вещества

В узлах молекулярных кристаллических решёток
находятся нейтральные молекулы. Кристаллы такого типа образует большинство веществ с ковалентной связью, например органические вещества. Так
как межмолекулярные силы значительно слабее сил
химической связи между атомами, то молекулярные
кристаллы легкоплавки, характеризуются летучестью,
твёрдость их невелика. Особенно низки температуры
плавления и кипения у тех веществ, молекулы которых
неполярны (например, смеси углеводородов — бензин,
парафин).
Жидкое состояние вещества является промежуточным между кристаллическим и газообразным. Значительные заслуги в разработке теории жидкости принадлежат российскому учёному Френкелю*. Согласно его
теории, тепловое движение в жидкостях имеет следующий характер: каждая молекула в течение некоторого
промежутка времени колеблется около определённого
положения равновесия.
Время от времени молекула меняет положение
равновесия, скачком перемещаясь в новое положение,
отстоящее от предыдущего на расстояние, сравнимое
с размером самих молекул (на один «шаг»). Кроме
того, в жидкостях молекулы расположены близко друг
от друга, поэтому между ними достаточно большие,
(но меньшие, чем в твёрдом веществе) силы межмолекулярного взаимодействия.
* ФРЕНКЕЛЬ Яков Ильич (10.02.1894–23.01.1952) — российский физик-теоретик, член-корреспондент АН СССР (1920).
Труды по электронной теории металлов, ферромагнетизму,
кинетической теории жидкости, ядерной физике, электродинамике, физике твёрдого тела и др. Ввёл понятия экситона
и дефектов в кристаллах. Множество учеников — выдающихся
физиков. Курсы: «Волновая механика», «Электродинамика»
и др. Государственная премия (1947).

Глава 3. Химическая связь

Важными свойствами жидкостей, обусловленными их молекулярным строением, являются вязкость,
текучесть, несжимаемость, наличие горизонтальной
поверхности.
Несжимаемость жидкости — это способность жидкости сохранять свой объём. Действительно, жидкость
сохраняет свой объём, если перелить её из одного сосуда в другой, хотя и принимает форму этого сосуда. Благодаря этому объём жидкости легко измерить, налив её
в мерный сосуд. На стенки сосуда и его дно жидкость
оказывает гидростатическое давление.
У жидкостей есть ещё одна особенность: они могут сами не участвовать в процессе, но способствовать
протеканию большинства химических реакций. Дело
в том, что жидкости являются растворителями твёрдых, жидких и газообразных веществ (см. гл. 6).
В результате испарения (кипения) жидкость переходит в газообразное состояние. В этом состоянии частицы находятся на расстояниях, значительно превышающих их размеры. Поэтому силы взаимодействия
между ними очень малы. Частицы могут свободно
перемещаться. Средняя кинетическая энергия частиц
газа значительно больше их средней потенциальной
энергии. Поэтому силы притяжения между ними недостаточны для того, чтобы удержать их друг возле друга.
Молекулы газов способны смешиваться друг с другом в любых отношениях, оправдывая тем самым термин «газ» — от греческого слова «хаос», означающего
бесформенную массу первичных элементов.
Чем выше температура и ниже давление, тем интенсивней движение частиц газа. А при р → 0 взаимодействие между частицами становится пренебрежимо
малым, а размеры каждой частицы намного меньше
расстояния между ними (этим размером можно пренебречь). Такой газ называют идеальным.

3.4. Химическая связь и агрегатные состояния вещества

Взаимосвязь между давлением (р), температурой
(Т) и объёмом (V) идеального газа описывается соотношением:
р · V / Т = const
Для идеальных газов характерны изопроцессы — это
такие процессы, которые происходят при постоянном
значении одного из этих параметров состояния (Т, V
или р) при данной массе газа. Например, изотермический процесс происходит в холодильнике (при постоянной температуре). Изобарные процессы (при постоянном давлении) происходят в открытых сосудах
(кастрюле), а изохорные (постоянный объём) — в закрытых автоклавах.
В любом случае следует помнить, что газы формы
и объёма не имеют. При изменении внешних условий они легко расширяются или сжимаются, занимая
весь предоставленный им объём и оказывая давление
на стенки сосуда. Эти свойства газов следует учитывать
на практике, например при кипячении жидкости в автоклавах: расширяющийся газ может разорвать даже
толстые металлические стенки сосуда, если он герметично закрыт. Дело в том, что газообразное вещество,
которое получается из данной жидкости, занимает
многократно больший объём: 180 мл жидкой воды
(стакан) при полном испарении в изобарном процессе займут объём 224 000 мл, т. е. 22 ведра — в 1244 раза
больше! Если это произошло в автоклаве (замкнутом
сосуде) при полном испарении пресловутого стакана
воды, взрыва не избежать (см. задачу 8, гл. 3).
Кстати, взрыв — это мгновенный переход жидкого или
твёрдого вещества в газообразное состояние!
Второй характерной особенностью газов является
их высочайшая реакционная способность. Дело в том,

Глава 3. Химическая связь

что при измельчении вещества увеличивается площадь
поверхности раздела реагирующих веществ, а значит,
увеличивается скорость процесса. Газ — предельно
измельчённое вещество, частицы которого двигаются
с максимально возможной при данных условиях скоростью. Это мельчайшие частицы вещества, которые
могут проникать куда угодно. Поэтому соприкосновение молекул реагирующих веществ максимально
облегчено.
Различные опыты доказывают, что обычно вещества
реагируют в газообразном состоянии (в виде паров)
или в растворённом состоянии (см. гл. 5). При этом
скорость процесса становится максимально высокой
(при прочих равных условиях). Причину этого явления
мы рассмотрим в следующей главе.

3.5. Расчёты для газов
Газы — это особое состояние вещества, так как они
формы и объёма не имеют.
При изменении внешних условий они легко расширяются или сжимаются, занимая весь предоставленный им объём. Тем не менее во многих задачах пишут
«выделилось 300 мл газа (н. у.)». Как измеряют объём
того, что объёма не имеет? И что означает «н. у.»?
Для газов, жидких и твёрдых тел объём является
важной величиной, которая используется при решении
задач. Для жидких и твёрдых тел объём вычисляется
по формуле:
V = m / ρ,
где ρ — плотность вещества.
Для газов кроме этой формулы при определении
объёма используется величина молярный объём VМ.

3.5. Расчёты для газов

Вспомним, что
молярным объёмом VМ вещества, называется объём,
занимаемый веществом количеством 1 моль:
VМ = V / ν (л/моль)
Для жидких и твёрдых тел эта величина зависит
от размера частиц, составляющих вещество, его плотности и т. д. Но для газов эта величина постоянная, что
является прямым следствием закона Авогадро.
Закон Авогадро:
в равных объёмах различных газов при одинаковых
условиях содержится одинаковое число молекул —
был высказан в начале XIX века в качестве рабочей гипотезы. Дело в том, что в то время не было столь удобной таблицы Менделеева, при помощи которой вы
проводите необходимые расчёты. Не было и справочных таблиц для определения атомных масс, и простого
способа их определения. Итальянский физик Авогадро
предположил, что «в равных объёмах различных газов
при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул», поэтому для определения атомной (молекулярной) массы нужно было взвесить равные объёмы
неизвестного и эталонного газа, для которого эта величина известна. А дальше — дело техники.
Объяснить этот закон можно следующим образом.
Он справедлив только для газов, т. е. для веществ, расстояние между молекулами которых намного превосходит размеры самих молекул. Другими словами,
размерами частиц газа можно пренебречь по сравнению с расстояниями между ними (подробнее см. главу 3.4). Поэтому «мелкие» частицы водорода и «крупные» частицы сернистого газа занимают примерно

Глава 3. Химическая связь

один и тот же объём, если число частиц и условия измерения объёма одинаковы. Другое дело — твёрдые
и жидкие тела, где размер самих молекул сопоставим
по величине с межмолекулярным расстоянием. Поэтому «мелкие» частицы, например воды, занимают
меньший объём, чем «крупные» частицы, например
серной кислоты:
VМ(H2O) = 18 мл/моль,
VМ(H2SO4) = 53,3 мл/моль,
где VМ — молярный объём.
Действительно, если при данных условиях одинаковое число молекул, независимо от того, какой это газ,
занимает один и тот же объём, то при нормальных условиях (1 атм., 0 °C) 6 · 1023 молекул любого газа (один
моль газа!) занимает один и тот же объём — 22,4 л:
VМ(любого газа) = 22,4 л/моль (при н. у.),
или
молярный объём любого газа при н. у.
равен 22,4 литра.
Это первое следствие из закона Авогадро.
Таким образом, количество вещества газа можно
определить по формуле:
ν (газа) = V (газа) / VМ (газа)
и как для любого вещества:
ν (газа) = m (газа) / М (газа)

3.5. Расчёты для газов

Отсюда для любого газа выполняется соотношение:
m V
=
M VM

(1)

Пользуясь этими формулами, можно рассчитать
объём, массу и молярную массу газа, например:
M=

m · VM
V

Известно, что
ρ=

m
V

где ρ — плотность газа, поэтому:
М (газа) = ρ · VМ

(2)

ЗАДАЧА 3.1. Чему равна молярная масса газа, 1 литр
которого имеет массу 1,25 г?
Дано:
V(X) = 1 л
m(X) = 1,25 г
M(X) = ?

m
V
=
M
VM
M=

1 · 22,4
1,25

m · VM
V

= 28 г/моль

Из формулы (2) вытекает понятие об относительной
плотности газов (Dx). Это величина, равная отношению плотностей двух газов:
D2 =

M1
ρ1
M1 · VM
=
=
,
VM · M2
M2
ρ2

где ρ1 и М1 — плотность и молярная масса одного (неизвестного) газа, а ρ2 и М2 — плотность и молярная
масса другого (известного) газа.

100

Глава 3. Химическая связь

D2 =

M1
M2

Относительная плотность газа показывает, во сколько
раз данный газ тяжелее второго газа.
Пользуясь этой формулой, можно легко определить
молярную массу данного газа:
М1 = D2 · M2
Среднюю молярную массу воздуха при таких расчётах принимают равной 29 г/моль (см. задачу 3.4).
ЗАДАЧА 3.2. Определить молярную массу газа, если:
а) плотность его равна 1,25 г/л;
б) плотность его по кислороду равна 0,75.
Решение.
а)
М = ρ · VM
M = 1,25 г/л · 22,4 л/моль = 28 г/моль
б)
М = DО2 · М (О2),
где DО2 — плотность по кислороду, т. е. DО2 = 0,75
M(O2) = 32 г/ моль
М = 0,75 · 32 = 24 г/моль
Второе следствие, при помощи которого была экспериментально подтверждена гипотеза Авогадро (гипотеза стала законом уже после смерти автора!), заключается в следующем:
объёмы реагирующих газов относятся как их коэффициенты в соответствующем уравнении реакции.

3.5. Расчёты для газов

101

Это следствие позволяет решать задачи «в уме», если
известны объёмы реагирующих газов или количества
вещества для них.
ЗАДАЧА 3.3. Какой объём кислорода потребуется
для сжигания 6 л пропана?
Решение. Из уравнения реакции:
С3Н8 + 5О2 = 3СО2 + 4Н2О
видно, что молярное соотношение пропана и кислорода составляет 1:5. Таким образом, объём кислорода
в пять раз больше объёма пропана.
Значит, V(O2) = 5V(C3H8) = 5 · 6 = 30 л.
Ответ. Требуется 30 л кислорода.
Очень часто в задаче речь идёт не об одном газе, а о
смеси газов. В этом случае молярную массу смеси (в объёмных процентах φ) легко рассчитать по формуле:
М(смеси газов) = М1 · φ1 + М2 · φ2 + …,
где φi — объёмные доли газов.
ЗАДАЧА 3.4. Рассчитайте среднюю молярную массу
воздуха и пользуйтесь полученной величиной в дальнейших расчётах. Состав воздуха (φ, %): азот — 78,1 %;
кислород — 20,95 %; аргон — 0,93 %.
Если вы правильно воспользовались формулой, то
М(воздуха) = 29 г/моль, как было указано выше.
Молярную массу смеси газов можно рассчитать
и через плотность данной смеси, и через относительную плотность смеси по известному газу или воздуху.
ЗАДАЧА 3.5. Рассчитать состав смеси кислорода и
азота, если её объём составляет 20 л, и
А) плотность равна 1,4 г/л;

102

Глава 3. Химическая связь

Б) плотность по водороду равна 15,2.
Решение.
А. Определим М(смеси газов):
М = ρ · VМ
М = 1,4 · 22,4 = 31,36 г/моль
Поскольку смесь состоит из двух газов, будем считать φ(азота) = х, а φ(кислорода) = 1 – х. Тогда формула
М(смеси газов) = М1 · φ1 + М2 · φ2
примет вид:
31,36 = 28 · х + 32 (1 – х)
31,36 = 28 х + 32 – 32 х
4 х = 0, 64
х = 0,16
Таким образом, объёмная доля азота
φ(азота) = 0,16, т. е. V(N2) = φ · V(смеси)
V(N2) = 0,16 · 20
V(N2) = 3,2 л
При решении этой задачи впервые появился приём, на который необходимо обратить внимание. Он
заключается в том, что в случае затруднения (не хватает данных для того, чтобы использовать формулу!),
необходимо предположить, что ответ вам известен.
И, прочитав ещё раз условие задачи, вы заявляете:
«Пусть объём (масса, доля и т. д.) искомого вещества
равна А, тогда…». И тогда задача решается очень легко.
Попробуем применить этот приём.

3.5. Расчёты для газов

103

ЗАДАЧА 3.6. Объём смеси угарного и углекислого
газов массой 18 г равен 12 литрам. Определить состав
смеси (определить парциальные* объёмы газов).
Решение. Поскольку мы не знаем ни объём, ни массу
СО или СО2, предположим, что нам известен один из параметров. Поскольку спрашивают про объёмы газов,
предполагаем, что объём СО равен А, тогда V(СО2) =
= 12 – А. Рассчитаем массу каждого из газов:
M·V
m V
, отсюда m =
=
VM
M VM
m(СО) = 28 · А : 22,4 = 1,25 А
Совет: обязательно избавляйтесь от дробных коэффициентов, превращайте их в десятичные дроби.
m(СО2) = 44 · (12 – А) / 22,4 = 1,96 (12 – А)
Поскольку масса смеси газов равна 18 граммам, то
1,25 А + 1,96 (12 – А) = 18
1,25 А – 1,96 А = 18 – 23,6
0,71 А = 5,6
А = 7,9 литров
(парциальный объём угарного газа СО)
V(СО2) = 12 – 7,88 = 4,12 л
Ответ: смесь состоит из 7,88 л СО и 4,12 л СО2.
Эту задачу можно решить, используя только формулы. Такой способ «не приветствуется» экзаменаторами,
* Парциальный объём — это объём, который занимал бы один из
компонентов газовой смеси при той же температуре, если бы
его давление равнялось давлению всей смеси.

104

Глава 3. Химическая связь

но является способом проверки правильности решения
задачи.
2-й способ решения
Определим плотность смеси газов:
ρ = m/V,
значит, ρ = 18 г : 12 л = 1,5 г/л
М = ρ · VМ,
отсюда М = 1,5 · 22,4 = 33,6 г/моль
М (смеси газов) = М1 · φ1 + М2 · φ2
Поскольку смесь состоит из двух газов,
φ(СО2) = 1 – φ(СО)
33,6 = 28 · φСО + 44 · (1 – φСО)
16 φСО = 10,4
φСО = 0,65
φСО = VСО / Vсмеси,
поэтому VСО = 0,65 · 12 = 7,8 литра.
ПОМНИТЕ! Эти формулы можно использовать
лишь тогда, когда данные задачи (плотность газа, его
объём) измерены при н. у.: 273 К, 1 атм (101,3 кПа).
Если в задаче даны иные условия, следует привести
объём газа к н. у., пользуясь формулой:
Ро · Vo
To

p·V
T

где Po, Vo, To — параметры газа при н. у.; p, V, T — параметры газа при любых других условиях.

3.5. Расчёты для газов

105

Теперь рассмотрим решение задач с использованием этой формулы. Обычно для решения этих задач
предлагают использовать формулу Менделеева — Клапейрона, которая содержит универсальную газовую
постоянную R. Но эта постоянная имеет разные значения в зависимости от системы отсчёта (размерностей
измеряемых величин). Вышеприведённое соотношение лишено этого недостатка.
ЗАДАЧА 3.7. Какой объём займёт кислород массой
8 г при 100 °C и давлении 4 атм?
Решение. Главное при решении таких задач — выписать значения всех величин при н. у. и при данных
условиях, соблюдая правило: единицы измерения должны быть одинаковы, а температура измеряется в К (абсолютная шкала температур). В данном случае:
Р = 4 атм → р0 = 1 атм;
Т = 273 К → Т 0 = 273 + 100 = 373 К
V = х, л → V0
равно объёму, который займёт кислород при н. у.:

V0 =

m · VМ
M

V0 = 8 · 22,4 : 32 = 5,6 л

V =

Ро · Vo · Т
Р · Т0

→ V=

1 · 5,6 · 373

= 1,9 л

4 · 273

Ответ: кислород займёт объём 1,9 л.
Смотри также «Задачи по теме “Газы”» в гл. 29.2.1
Самоучителя 1.

106

Глава 3. Химическая связь

ВЫВОДЫ по главе 3
Химическая связь имеет электрическую природу
и осуществляется за счёт валентных электронов. Тип
химической связи во многом определяет свойства вещества: агрегатное состояние, реакционную способность и другие.

ВОПРОСЫ, ЗАДАЧИ и УПРАЖНЕНИЯ
к главе 3
1. Что удерживает атомы в молекуле, если между
ними возникает ковалентная связь?
2. От каких факторов зависит прочность химической связи?
3. Чему равна валентность атома? Определить возможные валентные состояния атомов фтора, хлора, железа.
4. Сколько валентных электронов в атоме азота?
Чему равна его максимальная валентность? Почему?
5. Определить валентность и степень окисления
атомов азота в веществах: азот (газ), аммиак,
азотная кислота, азотистая кислота, нитрат аммония. Ответ подтвердить графическими формулами.
6. В каком состоянии — основном или возбуждённом — находятся атомы фосфора, хлора, серы
в соединениях:
РCl3, PCl5, HClO3, H2S, SO2?
7. Определить тип химической связи в соединениях:
а) H2S, PH3, O2, Ca3N2, CS2, NaCl
б) CBr4, NaF, ZnI2, H2Se, Cl2, AlCl3
Составить графические формулы этих соединений. Какие из них являются твёрдыми? Газообразными? Почему?

108

Глава 3. Химическая связь

8. Какие вещества: NH3, CH4, H2O, BH3 — способны
образовывать связи по донорно-акцепторному
механизму? Почему? Отметить, какой из атомов
в каждом случае является донором, а какой — акцептором?
9. Почему существует ион NH4+, но не существует
СН5+?
10. В каких соединениях полярность связей максимальная:
HCl, NH3, H2S, H2O, PH3?
Ответ подтвердить расчётом (см. табл. 3). Какие
из перечисленных веществ образуют водородные
связи?
11. У какого соединения (в каждой паре) ниже температуры плавления? Почему?
а) Br2 или I2;
б) NaF или KF;
в) LiCl или CCl4;
г) С4Н9ОН или С4Н10;
д) Si или К?
12. Чем отличаются вещества, которые имеют разные
агрегатные состояния, если состав частиц у них
одинаков (например, вода, лёд и пар)?
13. Определите, не выполняя расчёт, какой из газов
тяжелее воздуха:
Не, Ar, CO2, CH4, N2, O2.
14. Какой воздух легче: сухой или влажный? Почему? Доказать при помощи закона Авогадро.

Задания ЕГЭ

109

15. Как изменится объём жидкой воды при её полном
испарении? Расчёт выполнить для н. у.
16. Рассчитать молярные объёмы (н. у.) для
а) воды;
б) пентана (С5Н12), ρ = 0,63 г/мл.
17. Определить массу водорода, который находится
в баллоне объёмом 10 л под давлением 404 кПа
и температуре 298 К.
18. Смесь газов, состоящая из 16 % азота, 28 % кислорода и 56 % углекислого газа (всё — по объёму)
имеет массу 34 г. Определить массу и парциальный объём каждого из газов.
19. Определить состав 20 литров смеси аммиака и
угарного газа, если
а) её средняя плотность составляет 1,2 г/л;
б) её плотность по кислороду равна 0,75.

Задания ЕГЭ
20. Наименьшую энергию кристаллической решётки
имеет вещество:
1) СаСl2
2) Cu(NO3)2
3) НСООН
4) W
21. Высокую температуру плавления и твёрдость имеют каждое из двух веществ:
1) W и Со
2) Li2СО3 и HIO3
3) СН3ОNa и СН3СООН
4) SiС и С(алмаз)
5) HCl и К2SО3

110

Глава 3. Химическая связь

22. Только ковалентные связи имеет каждое из двух
веществ:
1) С6Н5NO2 и P4
2) NaCl и CH3Br
3) C4H8 и KF
4) P2O3 и КНСО3
23. Ковалентную полярную связь имеет каждое из
двух веществ:
1) Na и КОН
2) NaН и Н2S
3) H2SO4 и Р4
4) PCl3 и CS2
24. Химическая связь между атомами образована за
счёт общей электронной пары в соединении:
1) Na2О2
2) ВаО
3) HCl
4) FeCl3
25. По донорно-акцепторному механизму образована одна из связей в соединении:
1) AlI3
2) РН4ОН
3) СН3ОН
4) СF4
26. По донорно-акцепторному механизму образована одна из связей в соединении:
1) молекуле водорода;
2) молекуле пероксида водорода;
3) ионе аммония;
4) молекуле аммиака.

Задания ЕГЭ

111

27. Среди пяти веществ:
NH4Cl, Sr(NO3)2, KCN, K3[Fe(CN)6], KCl
найти те, в которых имеется связь, образованная
по донорно-акцепторному механизму.
28. В каком ряду записаны вещества только с ионной
связью:
1) сероуглерод, вода, нашатырь;
2) хлорид натрия, сульфид железа, нитрид натрия;
3) фосфат калия, сероводород, аммиак;
4) угарный газ, аргон, медь?
29. В каком ряду записаны вещества с ионной связью:
1) F2, КСl, NO2, NH3
2) CaF2, CaSO4, NH4F, H2O
3) NH4Cl, LiBr, CaO, BaF2
4) NaNO3, HF, NF3, ZnO
30. Какое строение имеет кристаллическая решётка
иода:
1) молекулярное;
2) ионное;
3) металлическое;
4) атомное?
31. Наиболее низкую температуру кипения имеет:
1) Cu
2) Br2
3) НBr
4) КBr
32. Термин «молекула» неприменим к веществу
1) С2Н2
2) S8
3) НСООNa
4) С6Н6

112

Глава 3. Химическая связь

33. В каком ряду все вещества только немолекулярного строения:
1) графит, Na2СО3, I2
2) S8, O2, алмаз
3) метанол
4) известняк
34. Немолекулярным строением обладает каждое из
двух веществ:
1) MgCl2 и H2O
2) C12H22O11 и C2H5OH
3) CaO и Ag
4) SiO2 и CO2
35. К числу веществ молекулярного строения относятся:
1) древесный уголь
2) кварц
3) Fe, NaCl, лёд
4) N2, Al, СО2
36. Полярность связей растёт в ряду
1) Н2S, Н2О, Н2Te
2) HF, HCl, HI
3) РН3, NН3, Н2О
4) СН4, SiН4, HF
37. В каком ряду все вещества могут образовывать
водородные связи:
1) СН3СООН, H2O, H2
2) CH3OH, NH3, НF
3) H2O, H2Sе, CH4
4) СН2О, C2H5OH, C2H4

Задания ЕГЭ

113

38. Из предложенных веществ выбрать два, между
молекулами которых образуются водородные
связи:
1) CH4
2)H2
3) НF
4) CH3СH=O
5) H2O2
39. Из предложенных веществ выбрать два, в которых присутствуют ионные связи:
1) CH3СОNH2
2) NH2H4РО4
3) СН3СООNa
4) Р2О5
5) C6H5OH
40. Вещества, имеющие ионную кристаллическую
решётку, расположены в ряду:
1) КClО3, СН3СООNa, Li2S
2) Ca(OH)2, Zn, CuBr2
3) AgNO3, Н2S, K2SO4
4) MgCl2, CaI2, H2SO4

Глава 4. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКОЙ
РЕАКЦИИ

4.1. Зависимость скорости химической
реакции от различных факторов
Понятие «скорость» довольно часто встречается
в литературе. Из физики известно, что чем большее
расстояние преодолеет материальное тело (человек,
поезд, космический корабль) за определённый отрезок
времени, тем выше скорость этого тела.
А как измерить скорость химической реакции, которая никуда «не идёт» и никакое расстояние не преодолевает? Для того чтобы ответить на этот вопрос, следует
выяснить, а что всегда меняется в любой химической
реакции? Поскольку любая химическая реакция — это
процесс изменения вещества, то исходное вещество
в ней исчезает, превращаясь в продукты реакции. Таким образом, в ходе химической реакции всегда изменяется количество вещества, уменьшается число частиц
исходных веществ, а значит, и его концентрация (С).
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-1. Скорость химической реакции
пропорциональна изменению:
1) концентрации вещества в единицу времени;
2) количеству вещества в единице объёма;
3) массы вещества в единице объёма;
4) объёму вещества в ходе реакции.
А теперь сравните свой ответ с правильным:
скорость химической реакции равна изменению концентрации реагирующего вещества в единицу времени:

4.1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов

V=–

C1 – C0
,
t1 – t0

115

(1)

где С1 и С0 — концентрации реагирующих веществ,
конечная и начальная, соответственно; t1 и t2 — время
эксперимента, конечный и начальный отрезок времени, соответственно.
Вопрос. Как вы считаете, какая величина больше: С1
или С0? t1 или t0?
Поскольку реагирующие вещества всегда расходуются в любой реакции, то всегда
∆С < 0 и ∆t > 0
Таким образом, отношение этих величин всегда
отрицательно, а скорость не может быть величиной
отрицательной. Поэтому в формуле появляется знак
«минус», который одновременно говорит о том, что
скорость любой реакции с течением времени (при неизменных условиях) всегда уменьшается.
Итак, скорость химической реакции равна:
V =–

∆C
∆t

(1а)

Возникает вопрос, в каких единицах следует измерять концентрацию реагирующих веществ (С) и почему? Для того чтобы ответить на него, нужно понять,
какое условие является главным для протекания любой
химической реакции.
Для того чтобы частицы прореагировали, необходимо, чтобы они как минимум столкнулись. Поэтому
чем выше число частиц (число молей) в единице объёма,

116

Глава 4. Скорость химической реакции

тем чаще они сталкиваются, тем выше вероятность химической реакции. Поэтому при измерении скоростей
химических процессов используют молярную концентрацию веществ в реагирующих смесях.
Молярная концентрация вещества показывает, сколько молей его содержится в 1 литре раствора:
С=

ν
, моль/литр.
V

(2)

ЗАДАЧА 4.1. Чему равна молярная концентрация
серной кислоты, если в 300 мл раствора содержится
14,7 г её?
Решение.
Молярная концентрация кислоты:
С=
где ν =

m
M

ν
,
V

Поскольку m(H2SO4) = 14,7 г,
а M(H2SO4) = 98 г/моль, то
ν = 14,7 : 98 = 0,15 моль, а V = 0,3 л.
Значит:
С = 0,15 : 0,3 = 0,5 моль/л.
Молярную концентрацию данного раствора можно
обозначить и так:
С = 0,5 М
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-2. При взаимодействии H2 с Cl2,
Br2 и I2 в сосудах одинакового объёма через некоторое

4.1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов

117

время образуется по 25 г продукта реакции; следовательно, скорость реакции:
1) выше для Cl2,
2) выше для Br2,
3) выше для I2,
4) одинакова.
Для того чтобы правильно ответить на это задание,
нужно оценить молярную концентрацию вещества
в каждом случае. Поскольку объёмы одинаковы, всё
зависит от молярной массы вещества. Остаётся ответить на вопрос: где она меньше?
В этом случае молярная концентрация, и значит,
скорость реакции, больше.
Итак, чем больше молярная концентрация реагирующих веществ, тем больше частиц в единице объёма,
тем чаще они сталкиваются, тем выше (при прочих
равных условиях) скорость химической реакции. Поэтому основным законом химической кинетики (это
наука о скорости химических реакций) является закон
действующих масс:
скорость химической реакции прямо пропорциональна
произведению концентраций реагирующих веществ.
Для реакции типа А + В → … математически этот
закон можно выразить так:
V = k · Ca · Cb.

(3)

Если реакция более сложная, например:
2 A + B → … или, что тоже самое, А + А + В → …, то
V = k · Ca2 · Cb.

(4)

Таким образом, в уравнении скорости появился показатель степени «два», который соответствует коэф-

118

Глава 4. Скорость химической реакции

фициенту 2 в уравнении реакции. Для более сложных
уравнений бо´льшие показатели степеней, как правило, не используют. Это связано с тем, что вероятность
одновременного столкновения, скажем, трёх молекул
А и двух молекул В крайне мала. Поэтому многие реакции протекают в несколько стадий, в ходе которых
сталкивается не более трёх частиц, и каждая стадия
процесса протекает с определённой скоростью. Эту
скорость и кинетическое уравнение скорости для неё
определяют экспериментально.
Следует отметить, что в уравнениях (3) и (4), помимо известных обозначений «V» и «С», фигурирует
величина k — константа скорости химической реакции.
Для того чтобы понять её смысл, предположим, что
концентрации реагирующих веществ (или их произведение) равны 1 моль/литр. Тогда уравнение скорости
химической реакции примет вид:
V = k,
т. е. константа скорости реакции равна скорости данной
реакции при данных условиях, если реагируют одномолярные растворы.
О каких условиях идет речь? Известно, что сахар
не горит и не окисляется на воздухе, т. е. скорость данной реакции при обычных условиях равна нулю и k = 0.
Но если к сахару добавить соль лития (катализатор),
то сахар при нагревании загорится, т. е. скорость окисления резко возрастёт. В этом случае k >> 0. Если же
сахар превратить в пыль и поджечь, то прогремит
мощный взрыв, т. е. и скорость реакции, и константа
скорости возрастают многократно. В этих примерах реагирующие вещества одинаковые (сахар и кислород),
а условия (присутствие катализатора, измельчение) —
разные.

4.1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов

119

Значит:
• во-первых, значение константы скорости зависит
от условий;
• во-вторых, сама скорость реакции тоже зависит
от условий процесса.
В частности, вышеприведённые уравнения скорости химической реакции (3) или (4) справедливы
только для гомогенных реакций, т. е. для таких реакций,
когда между реагирующими веществами нет поверхности раздела. Например, реакция происходит в водном
растворе, и оба реагирующих вещества хорошо растворимы в воде, или для любой смеси газов.
Другое дело, когда происходит гетерогенная реакция. В этом случае между реагирующими веществами
имеется поверхность раздела, например, углекислый
газ реагирует с водным раствором щёлочи. В этом случае любая молекула газа с равной вероятностью может
вступить в реакцию, поскольку эти молекулы быстро
и хаотично двигаются. А частицы жидкого раствора?
Эти частицы двигаются чрезвычайно медленно, и те
частицы щёлочи, которые находятся «на дне», практически не имеют шансов вступить в реакцию с углекислым газом, если раствор не перемешивать постоянно.
Реагировать будут только те частицы, которые «лежат
на поверхности». Поэтому для гетерогенных реакций
скорость реакции зависит от величины площади поверхности раздела, которая увеличивается при измельчении.
На практике очень часто реагирующие вещества
измельчают (например, растворяют в воде), пищу
тщательно пережёвывают, а в процессе приготовления — растирают, пропускают через мясорубку и т. д.
Неизмельчённый пищевой продукт практически не
усваивается!

120

Глава 4. Скорость химической реакции

В математическом уравнении скорости гетерогенной реакции учитывают концентрацию более «подвижного» реагента: газа или жидкости, если этот реагент реагирует с твёрдым телом.
Например, для реакции:
2KOHраствор + H2SO4раствор → …
математическое выражение скорости будет выглядеть
так:
V = k · C2KOH · CH2SO4
А для реакции:
СО2(г) + 2КОН(р-р) →
математическое выражение для скорости реакции выглядит так:
V = k · CCO2
ЗАДАНИЕ 4.1. Составить математическое выражение скорости для следующих реакций:
а) Fe(OH)2(т) + HCl (р-р) →
б) NO(г) + O2(г) →
в) Ca(OH)2(р-р) + HNO3(р-р) →
г) NaOH(р-р) + H2S(г) →
Таким образом, с максимальной скоростью (при
прочих равных условиях) протекают гомогенные реакции в растворах и между газами (если эти газы реагируют при н. у.), причём реакция в растворе идёт
с максимально возможной скоростью, так как вещества предельно измельчены и их частицы находятся,
в отличие от газа, рядом друг с другом.

4.1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов

121

ЗАДАНИЕ ЕГЭ-3. Какая из реакций протекает
с наибольшей скоростью при комнатной температуре:
а) углерода с кислородом;
б) железа с соляной кислотой;
в) железа с раствором уксусной кислоты;
г) растворов щёлочи и серной кислоты.
Подсказка: в данном случае нужно найти, какой
процесс является гомогенным.
Следует отметить, что скорость химической реакции между газами или гетерогенной реакции, в которой участвует газ, зависит и от давления, поскольку при
увеличении давления газы сжимаются и концентрация
частиц увеличивается (см. формулу 2). На скорость реакций, в которых газы не участвуют, изменение давления влияния не оказывает.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-4. На скорость химической реакции между раствором кислоты и железом не оказывает
влияния:
а) концентрация кислоты;
б) измельчение железа;
в) температура реакции;
г) увеличение давления.
И наконец, скорость реакции зависит и от реакционной способности веществ. Например, если с веществом
реагирует кислород, то при прочих равных условиях,
скорость реакции будет выше, чем при взаимодействии
этого же вещества с азотом. Дело в том, что реакционная способность кислорода заметно выше, чем у азота.
Причину этого явления мы рассмотрим в следующей
части Самоучителя (Неорганическая химия).
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-5. С бо´льшей скоростью идёт химическая реакция между соляной кислотой и
а) медью;
б) железом;

122

Глава 4. Скорость химической реакции

в) магнием;
г) цинком.*
Используя уравнения скорости химической реакции (3) и (4), можно рассчитать, как изменится скорость процесса при изменении условий.
ЗАДАЧА 4.2. Как изменится скорость химической
реакции
С(тв) + 2 Сl2 = CCl4
если увеличить количество реагентов в 5 раз?
Решение. Составим уравнение скорости этой гетерогенной реакции:
V = k · C2хлора

(5)

При увеличении количества хлора в 5 раз его концентрация увеличится в 5 раз и составит 5Схлора. Рассчитаем скорость реакции в этих условиях:
V1 = k · (5Cхлора)2 = 25 k · C2хлора

(6)

Сравнив выражения (5) и (6), получаем, что скорость реакции возрастёт в 25 раз.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-6. Установите соответствие между уравнением реакции и числом, показывающим,
во сколько раз увеличится скорость реакции при увеличении концентрации реагентов в 2 раза:
Уравнение реакции:
а) Н2(г) + I2(г) → 2HI(г)
б) 2NO(г) + Cl2(г) → 2NOCl

Изменение скорости
реакции:
1) не изменится;
2) увеличится в 2 раза;

* См. Самоучитель 1 (изд-во АСТ), с. 36.

4.1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов

в) 2NO(г) + О2(г) → 2NO2
г) С(т) + Н2О(г) → СО(г) + Н2(г)

123

3) увеличится в 4 раза;
4) увеличится в 6 раз;
5) увеличится в 8 раз.

Следует отметить, что далеко не каждое столкновение молекул приводит к их химическому взаимодействию (химической реакции). В газовой смеси
водорода и кислорода при обычных условиях происходит несколько миллиардов столкновений в секунду.
Но первые признаки реакции (капельки воды) появятся в колбе только через несколько лет. В таких случаях
говорят, что реакция практически не идёт. Но она возможна, иначе чем объяснить тот факт, что при нагревании этой смеси до 300 °C колба быстро запотевает,
а при температуре 700 °C прогремит страшный взрыв!
Недаром смесь водорода и кислорода называют «гремучим газом».
Вопрос. Как вы полагаете, почему скорость реакции
так резко возрастает при нагревании?
Скорость реакции возрастает потому, что, во-первых, увеличивается число столкновений частиц,
а во-вторых, увеличивается число активных столкновений. Именно активные соударения частиц приводят
к их взаимодействию. Для того чтобы произошло такое
соударение, частицы должны обладать определённым
запасом энергии.
Энергия, которой должны обладать частицы, для того
чтобы произошла химическая реакция, называется
энергией активации.
Эта энергия расходуется на преодоление сил отталкивания между внешними электронами атомов и молекул и на разрушение химических связей в исходных

124

Глава 4. Скорость химической реакции

Потенциальная энергия

веществах. Но при образовании новых химических
связей энергия выделяется. Поэтому в целом изменение энергии системы в ходе химической реакции
можно показать графически (рис. 13).
В

Еа

∆Н<0
С

Координата реакции
Рис. 13. Графическое изображение
экзотермической реакции

График показывает, что в данной химической реакции энергия системы понижается и избыточная энергия в виде теплоты ∆Q выделяется; такой процесс называется экзотермическим:
∆Q > 0.
Одновременно с выделением теплоты уменьшается
теплосодержание системы ∆Н, т. е. энта´льпия (изменение энта´льпии):
∆Н < 0.
Таким образом, для экзотермических процессов
(рис. 13)
тепловой эффект (∆Q) > 0,
изменение энтальпии (∆Н) < 0.

4.1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов

125

По абсолютной величине тепловой эффект и изменение энта´льпии одинаковы.
Для эндотермических процессов (рис. 14)
тепловой эффект (∆Q) < 0,
изменение энтальпии (∆Н) > 0.
Потенциальная энергия

Еа
С
∆Н>0
А

Координата реакции
Рис. 14. Графическое изображение
эндотермической реакции

ЗАДАНИЕ 4.2. Определить, какой из предложенных
процессов экзотермический, а какой — эндотермический (идёт с поглощением теплоты):
→ 2NH3, ∆Н = –92 кДж/моль
а) N2 + 3H2 ←
→ 2NO, ∆Н = 180,6 кДж/моль
б) N2 + O2 ←
→ 2H2O + 571 кДж
в) 2H2 + O2 ←
г) CO2 + C = 2CO – 172,4 кДж
Уравнение химической реакции, в котором указан тепловой эффект, называется термохимическим
уравнением реакции. Для того чтобы составить такое
уравнение, необходимо рассчитать тепловой эффект
на 1 моль реагирующего вещества.

126

Глава 4. Скорость химической реакции

ЗАДАЧА 4.3. При сжигании 6 г магния выделилось
153,5 кДж теплоты. Составить термохимическое уравнение этой реакции.
Решение. Составим уравнение реакции и укажем
НАД формулами, что дано:
6г

153,5 кДж

2Mg + O2 = 2MgO + Q
2 моль
m = 2 · 24 =
= 48 г →

х, кДж

Составив пропорцию, найдём искомый тепловой
эффект реакции:
6 г → 153,5 кДж
48 г → х кДж,
х = 48 · 153,5 : 6 = 1228 кДж
Термохимическое уравнение этой реакции:
2Mg + O2 = 2MgO + 1228 кДж
или
Mg + 1/2O2 = MgO + 614 кДж
Такие задачи приведены в заданиях многих вариантов ЕГЭ! Например.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-7. Согласно термохимическому
уравнению реакции
СН4(г) + 2О2(г) = СО2(г) + 2Н2О(г) + 802 кДж
количество теплоты, выделившейся при сжигании 8 г
метана, равно:
1) 1604 кДж; 2) 1203 кДж; 3) 601,5 кДж; 4) 401 кДж.
Итак, в ходе химической реакции энергия системы
изменяется, причём реагирующим частицам приходит-

4.1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов

127

ся преодолевать барьер энергии активации. Следовательно, чем выше будет энергия реагирующих частиц,
тем большее число их преодолеет данный барьер, тем
выше скорость химической реакции.
Возникает вопрос: как повысить энергию реагирующих частиц? Ответ простой: повысить температуру,
поскольку при повышении температуры возрастает
скорость движения частиц, а следовательно, их кинетическая энергия.
Правило Вант-Гоффа*: при повышении температуры
на каждые 10 градусов скорость реакции возрастает
в 2–4 раза.
Следует заметить, что это правило (не закон!) было
установлено экспериментально для реакций, «удобных» для измерения, т. е. для таких реакций, которые
протекали не слишком быстро и не слишком медленно и при температурах, доступных экспериментатору (не слишком высоких и не слишком низких).
Хотя в настоящее время открыто немало реакций,
для которых не выполняется правило Вант-Гоффа,
рассмотрим пример, который хорошо показывает, как
именно возрастает скорость реакции при нагревании.
Итак, согласно правилу Вант-Гоффа:
Vt
V0

=γ

∆T
10

Определим по этой формуле, как изменится скорость реакции в водном растворе, если его прокипятить
(по сравнению со скоростью этой реакции при комнатной температуре t = 20 °C), если γ = 2.
* ВАНТ-ГОФФ Якоб Хендрик (30.08.1852–1.03.1911) — голландский химик. Один из основателей физической химии и стереохимии. Нобелевская премия по химии № 1 (1901).

128

Глава 4. Скорость химической реакции

В данном случае имеем:
∆T = 100 – 20 = 80°
Vt
V0

80
10
2

= 28 = 256

Таким образом, даже при минимальном значении
температурного коэффициента скорость реакции при
кипячении возрастает как минимум в 256 раз. Становятся понятными многие приёмы кулинарной техники, основанные именно на нагревании (варке, жарке)
пищевых продуктов.
Вопрос. Как вы полагаете, как можно быстрее приготовить картофель: отварить его или обжарить в слое
масла?
Если мы хотим сохранить пищевые продукты, мы
их охлаждаем или замораживаем.
Для того чтобы как следует уяснить себе смысл описываемых явлений, можно сравнить реагирующие молекулы с группой учеников, которым предстоит прыгать в высоту. Если им поставлен барьер высотой 1 м,
то ученикам придётся как следует разбежаться (повысить свою «температуру»), чтобы преодолеть барьер.
Тем не менее всегда найдутся ученики («неактивные
молекулы»), которые взять этот барьер не смогут.
Что делать? Если придерживаться принципа: «Умный в гору не пойдёт, умный гору обойдёт», то следует
просто опустить барьер, скажем, до 40 см. Тогда любой
ученик сможет преодолеть барьер. На молекулярном
уровне это означает: для того чтобы увеличить скорость
реакции, нужно уменьшить энергию активации в данной
системе.

4.1. Зависимость скорости химической реакции от различных факторов

129

В реальных химических процессах эту функцию выполняет катализатор.
Катализатор — это вещество, которое изменяет скорость химической реакции, оставаясь при этом неизменным к концу химической реакции.
Катализатор участвует в химической реакции, взаимодействуя с одним или несколькими исходными
веществами. При этом образуются промежуточные соединения (интермедиаты), и изменяется энергия активации. Если промежуточное соединение более активно
(активный комплекс), то энергия активации понижается, а скорость реакции увеличивается.
Например, реакция между SO2 и О2 происходит
очень медленно, при нормальных условиях практически
не идёт. Но в присутствии NO скорость реакции резко
возрастает. Сначала NO очень быстро реагирует с O2:
NO + О2 → NO2;
полученный диоксид азота быстро реагирует с оксидом
серы (IV):
NO2 + SO2 → NO + SO3
ЗАДАНИЕ 4.3. Покажите на этом примере, какое
вещество является катализатором, а какое — активным
комплексом.
И наоборот, если образуются более пассивные соединения, то энергия активации может возрасти настолько, что реакция при данных условиях практически происходить не будет. Такие катализаторы называются ингибиторами.
На практике применяются оба типа катализаторов. Так особые органические катализаторы — ферменты — участвуют абсолютно во всех биохимических

130

Глава 4. Скорость химической реакции

процессах: переваривании пищи, сокращении мышц,
дыхании. Без ферментов невозможно существование
жизни!
Ингибиторы необходимы для того, чтобы защитить
металлические изделия от коррозии, жиросодержащие
пищевые продукты от окисления (прогоркания). Некоторые лекарства также содержат ингибиторы, которые угнетают жизненные функции микроорганизмов
и тем самым уничтожают их.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-8. Скорость реакции азота с водородом понизится при:
а) повышении давления;
б) понижении температуры;
в) повышении концентрации азота;
г) использовании катализатора.
Катализ может быть гомогенным и гетерогенным.
Примером гомогенного катализа служит действие
NO (это катализатор) на процесс окисления диоксида
серы. Примером гетерогенного катализа может служить действие нагретой меди на спирт:
С2Н5ОН + О2 → СН3—С=О
|
Н
Эта реакция идёт в две стадии:
1. Cu + O2 → CuO
2. C2H5OH + CuO → СН3—С=О + Cu + Н2О
|
Н
ЗАДАНИЕ 4.4. Определить, какое вещество в этом
случае является катализатором. Почему этот вид катализа называется гетерогенным?

4.2. Обратимость химических процессов. Принцип Ле-Шателье

131

На практике чаще всего используется гетерогенный катализ, где катализаторами служат твёрдые вещества: металлы, их оксиды и др. На поверхности этих
веществ имеются особые точки (узлы кристаллической
решётки), где, собственно, и происходит каталитическая реакция. Если эти точки закрыть посторонним
веществом, то катализ прекращается. Это вещество,
губительное для катализатора, называется каталитическим ядом. Другие вещества — промоторы — наоборот, усиливают каталитическую активность.
Катализатор может изменить направление химической реакции, т. е., меняя катализатор, можно получать разные продукты реакции. Так, из спирта C2H5OH
в присутствии оксидов цинка и алюминия можно получить бутадиен, а в присутствии концентрированной
серной кислоты — этилен.

4.2. Обратимость химических процессов.
Принцип Ле-Шателье*
Реакции бывают обратимыми и необратимыми.
Необратимыми называют такие реакции, для которых не существует условий, при которых возможен
обратный процесс.
Примером таких реакций могут служить реакции,
которые происходят при скисании молока, или когда
сгорела вкусная котлета. Как невозможно пропустить
мясной фарш назад через мясорубку (и получить снова
кусок мяса), также невозможно «реанимировать» котлету или сделать свежим молоко.
* ЛЕ ШАТЕЛЬЕ Анри Луи (8.10.1850–17.09.1936) — французский физикохимик и металловед. Сформулировал общий закон смещения равновесия (1884).

132

Глава 4. Скорость химической реакции

Но зададим себе простой вопрос: является ли необратимым процесс:
СаО + СО2 → CаСО3?
Для того чтобы ответить на этот вопрос, попробуем
вспомнить, можно ли осуществить обратный процесс?
Да! Разложение известняка (мела) с целью получить
негашёную известь СаО используется в промышленном масштабе:
→

CаСО3 → СаО + СО2

Таким образом, существуют условия, при которых
с ощутимой скоростью протекают оба процесса:
→ CаСО3
СаО + СО2 ←
Более того, существуют условия, при которых скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.
vпрямой = vобратной
В этих условиях устанавливается химическое равновесие. В это время реакция не прекращается, но число полученных частиц равно числу разложившихся
частиц. Поэтому в состоянии химического равновесия
концентрации реагирующих частиц не изменяются. Например, для нашего процесса в момент химического
равновесия
[СО2] = const
знак [Х] означает: равновесная концентрация вещества Х.
Состояние химического равновесия характеризует
константа равновесия К. Она равна отношению констант скоростей прямой и обратной реакции. Например, для реакции
→ С+D
А+В ←

4.2. Обратимость химических процессов. Принцип Ле-Шателье

133

в момент равновесия
vпрямой = vобратной
а так как vпрямой = kпр · CA · CB, а vобратной = kобр · CC · CD,
получаем: kпр · CA · CB = kобр · CC · CD
Поэтому константа равновесия равна:
[С] · [D]
Кравн = kпр / kобр =

[A] · [B]

Константа равновесия показывает, какой процесс
преобладает: прямой или обратный. Если Кравн > 1, то
kпр > kобр, т. е. равновесие смещено в сторону прямой
реакции.
Зная значение исходных концентраций, можно рассчитать значение равновесных концентраций (а значит, и константу равновесия) и наоборот.
ЗАДАЧА 4.4. В реагирующей системе
→ 2С + D
А + 2В ←
исходные концентрации А и В равны 5 моль/л, а [С] =
= 2 моль/л. Чему равна константа равновесия? Куда
смещено данное равновесие?
Решение. Если образовалось 2 моль С, то одновременно получилось (см. уравнение реакции): 2 : 2 =
= 1 моль D. При этом было израсходовано 1 моль А и
2 моль В. Значит, в смеси осталось (это равновесные концентрации): 5 – 1 = 4 моль А и 5 – 2 = 3 моль В. Получили следующие значения равновесных концентраций:
[A] = 3 моль/л [B] = 1 моль/л
[C] = 4 моль/л [D] = 2 моль/л

134

Глава 4. Скорость химической реакции

Кравн = kпр / kобр =

2·1
4·3

= 1/6 < 1.

Ответ. Равновесие смещено в сторону обратного
процесса.
Возникает вопрос: что произойдёт с равновесием,
если повысить или понизить температуру, изменить
другие условия? Ответить на подобный вопрос можно,
зная принцип Ле-Шателье:
если изменить условия (t, p, c), при которых система находится в состоянии равновесия, то равновесие
сместится в сторону того процесса, который противодействует изменению.
Другими словами, равновесная система всегда противится любому воздействию извне, как противится
воле родителей капризный ребёнок, который делает
«всё наоборот».
Рассмотрим пример. Пусть установилось равновесие в реакции получения аммиака:
→ 2NH3
N2 + 3H2 ←
Вопросы. Одинаково ли число молей реагирующих газов до и после реакции? Если реакция идёт в замкнутом
объёме, когда давление больше: до или после реакции?
Очевидно, что данный процесс происходит с уменьшением числа молекул газов, значит, давление в ходе
прямой реакции уменьшается. В обратной реакции —
наоборот, давление в смеси увеличивается.
Зададим себе вопрос: что произойдёт, если в этой
системе повысить давление? По принципу Ле-Шателье
пойдёт та реакция, которая «делает наоборот», т. е.

4.2. Обратимость химических процессов. Принцип Ле-Шателье

135

понижает давление. Это — прямая реакция: меньше
молекул газа — меньше давление.
Итак, при повышении давления равновесие смещается
в сторону прямого процесса, где давление понижается,
так как уменьшается число молекул газов.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-9. При повышении давления равновесие смещается вправо в системе:
→ 2СО(г) + О2(г)
а) 2СО2(г) ←
→ С2Н2(г)+ Н2(г)
б) С2Н4(г) ←
→ PCl5(г)
в) PCl3(г) + Cl2(г) ←
→ 2НCl(г)
г) Н2(г) + Cl2(г) ←

Если в результате реакции число молекул газов не меняется, то изменение давления на положение равновесия не оказывает влияние.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-10. Изменение давления оказывает
влияние на смещение равновесия в системе:
→ 2SО3(г)
а) 2SО2(г) + О2(г) ←
→ СO2(г) + Н2(г)
б) СO(г) + Н2O(г) ←
→ PCl5(г)
в) PCl3(г) + Cl2(г) ←
→ 2НI(г)
г) Н2(г) + I2(г) ←
Положение равновесия этой и любой другой реакции зависит от концентрации реагирующих веществ: увеличивая концентрацию исходных веществ
и уменьшая концентрацию полученных веществ, мы
всегда смещаем равновесие в сторону прямой реакции
(вправо).
Рассмотрим влияние температуры на состояние
равновесия. Процесс синтеза аммиака экзотермичен,
т. е. сопровождается выделением теплоты (повышением
температуры в смеси).

136

Глава 4. Скорость химической реакции

Вопрос. Как сместится равновесие в этой системе при
понижении температуры?
Рассуждая аналогично, делаем вывод: при понижении температуры равновесие сместится в сторону образования аммиака, так как в этой реакции теплота
выделяется, а температура повышается.
Вопрос. Как изменится скорость химической реакции
при понижении температуры?
Очевидно, что в этих условиях резко понизится скорость обеих реакций, т. е. придётся очень долго ждать,
когда же установится желаемое равновесие. Что делать? В этом случае необходим катализатор. Он хотя
и не влияет на положение равновесия, но ускоряет наступление этого состояния.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-11. Химическое равновесие в системе
→ NO2(г) + Q
2NO(г) + O2(г) ←
смещается в сторону образования продукта реакции
при:
а) повышении давления;
б) повышении температуры;
в) понижении давления;
г) применении катализатора.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ-12. В какой системе увеличение
давления и понижение температуры смещает химическое равновесие в сторону исходных веществ?
→ 2 НСl(г) + Q
1) Сl2(г) + Н2(г) ←
→ 2 NО(г) – Q
2) N2(г) + О2(г) ←

Выводы по главе 4

137

→ 2 CO(г) – Q
3) CO2(г) + C(тв) ←
→ 2 SO3(г) + Q
4) 2 SO2(г) + О2(г) ←
Решение. Понижение температуры смещает химическое равновесие в сторону исходных веществ для эндотермических процессов (2 и 3). Остаётся среди них
выбрать тот процесс, где число молей газов меньше
до реакции, чем после неё. Считаем сумму коэффициентов. Это процесс 3: до реакции 1 молекула газообразного вещества, а после реакции — 2 молекулы.

ВЫВОДЫ по главе 4
Скорость химической реакции зависит от:
• природы реагирующих частиц;
• концентрации или площади поверхности раздела
реагирующих веществ;
• температуры;
• наличия катализатора.
Равновесие устанавливается, когда скорость прямой
реакции равна скорости обратного процесса. В этом
случае равновесная концентрация реагирующих веществ не меняется. Состояние химического равновесия зависит от условий и подчиняется принципу ЛеШателье.

ВОПРОСЫ и УПРАЖНЕНИЯ
к главе 4
1. Какие из следующих факторов влияют на скорость химической реакции? Почему и как?
концентрация реагирующих веществ; давление, температура; объём сосуда, форма сосуда,
катализатор?
2. Изменяется ли скорость реакции с течением времени (при неизменных условиях)? Как и почему?
3. Напишите математическое выражение скорости
для следующих процессов:
а) КОН + СО2 → КНСО3
б) NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + H2O
в) Mg(OH)2 + HCl → MgCl2 + H2O
г) CH4 + O2 → CO2 + H2O
4. Чем объясняется взрывоопасность многих веществ, которые находятся в виде паров или пыли?
5. Что такое константа скорости реакции? Зависит ли она от концентрации реагирующих веществ, их природы и температуры?
6. Смешали 200 мл 0,3 М раствора хлорида натрия
и раствор, содержащий 2,9 г этой соли в 50 мл
раствора. Определить молярную концентрацию
полученного раствора.
7. К 100 мл раствора, содержащего 7,2 г NaCl, добавили 50 мл раствора, содержащего 4,5 г этой
соли. Смесь разбавили до 0,5 л. Определить мо-

Вопросы и упражнения к главе 4

139

лярную концентрацию раствора до и после разбавления.
8. Как изменится скорость горения газа СН4 в кислороде, если чистый кислород заменить воздухом?
9. Как изменится скорость горения газа С2Н4, если
давление в системе увеличить в 3 раза?
10. Скорость реакции при повышении температуры
на 10° увеличивается в 3 раза. Как изменится скорость этой реакции при повышении температуры
на 50°?
11. При повышении температуры на 30° скорость
некоторой реакции увеличилась в 64 раза. Во
сколько раз увеличится скорость этой реакции
при повышении температуры на 20°?
12. Температурный коэффициент некоторой реакции, идущей при 100 °C, равен 4. При какой температуре следует проводить эту реакцию, чтобы
её скорость уменьшить в 64 раза?
13. Рассчитать температурный коэффициент реакции, если при изменении температуры от 20
до 40 °C её скорость возросла в 12,25 раз.
Для реакции горения ацетилена С 2Н 2 ∆Н =
= –2610 кДж/моль. Сколько теплоты выделится,
если израсходовано:
а) 39 г ацетилена;
б) 1,12 л ацетилена;
в) 3 моль ацетилена?

140

Глава 4. Скорость химической реакции

14. В реагирующей системе
→ С + 2D
2А + В ←
исходная концентрация А равна 4 моль/л, а его
равновесная концентрация — 1,6 моль/л. Рассчитать равновесные концентрации С и D.
15. Как будет влиять изменение температуры и давления на состояние равновесия:
→ 2NO2(г) + Q
а) 2NO(г) + О2(г) ←
→ SO3(г) – Q
б) SO2(г) + O2 ←
→ CаСО3 (тв) + Q
в) CaO(тв)+ CO2(г) ←
→ CO2; ∆H < 0
г) CO + O2 ←

Задания ЕГЭ
16. От увеличения площади поверхности соприкосновения реагентов не зависит скорость реакции
между:
1) серой и алюминием;
2) водородом и хлором;
3) хлором и алюминием;
4) магнием и соляной кислотой.
17. Для увеличения скорости химической реакции
2CuS(тв) + 3O2(г) = 2CuO(тв) + 2SO2(г)
необходимо:
1) увеличить степень измельчения CuS;
2) уменьшить концентрацию SO2;
3) уменьшить температуру;
4) увеличить концентрацию SO2.

Задания ЕГЭ

141

18. Из предложенного перечня выберите 2 способа
увеличить скорость реакции горения серы в кислороде:
1) измельчить S;
2) разбавить кислород азотом;
3) нагреть серу;
4) добавить SO2;
5) облучить колбу с веществом синим светом.
19. Из предложенного перечня внешних воздействий
выберите 2 воздействия, которые являются наиболее важными для увеличения скорости гетерогенной реакции:
1) изменение концентрации участников реакции;
2) охлаждение;
3) изменение давления;
4) увеличение площади соприкосновения реагирующих веществ;
5) повышение температуры.
20. Из предложенного перечня выберите две эндотермические реакции:
1) разложение карбоната кальция;
2) горение углерода;
3) образование аммиака;
4) взаимодействие сернистого газа с кислородом;
5) взаимодействие азота с кислородом.
21. Из предложенного перечня выберите две экзотермические реакции:
1) разложение карбоната кальция;
2) взаимодействие фосфора с хлором;
3) образование воды;
4) взаимодействие азота с кислородом;
5) разложение гидроксида алюминия.

142

Глава 4. Скорость химической реакции

22. Химическое равновесие в системе
→ CO(г) – Q
CO2(г) + C(тв) ←
сместится влево при:
1) повышении давления;
2) понижении температуры;
3) повышении концентрации СО;
4) понижении концентрации СО.
23. На смещение химического равновесия в системе
→ FeO(тв) + CO2(г) – Q
Fe3O4(тв)+ CO(г) ←
не оказывает влияния
1) уменьшение концентрации СО;
2) увеличение температуры;
3) уменьшение концентрации СО2;
4) увеличение давления.
24. Уменьшение давления в системе
→ CO(г) – Q
CO2(г) + C(графит) ←
сместит положение равновесия в ту же сторону,
что и
1) охлаждение системы;
2) увеличение массы графита;
3) увеличение температуры;
4) удаление углекислого газа.
25. Как понижение давления, так и повышение температуры вызывает смещение химического равновесия вправо в системе:
→ 2Н2S (г) + Q
1) S(т) + Н2(г) ←
→ 2Н2О(г) + Q
2) 2Н2(г) + О2(г) ←
→ 2Н2(г) + 3C(тв) – Q
3) C2Н6(г) ←
→ Н2(г) + Br2(ж) – Q
4) 2НBr(г) ←

Задания ЕГЭ

143

26. Охлаждение системы и увеличение её объёма увеличивают выход продукта реакции:
→ 2S(т) + 2Н2О(г) + Q
1) 2Н2S(г) + О2(г) ←
→ CO(г) + Cl2(г) – Q
2) СОСl2(г) ←
→ 2NО2(г) + Q
3) 2NО(г) + О2(г) ←
→ 4NО(г) + 6Н2О(г) + Q
4) 4NН3(г) + 5О2(г) ←
27. Удаление оксида углерода (IV) при обжиге известняка
→ CаO(т) + СО2(г) – Q
СаСО3(т) ←
1) уменьшает выход продукта реакции;
2) увеличивает скорость прямой реакции;
3) смещает положение равновесия вправо;
4) не влияет на положение равновесия.
28. Реакция горения аммиака
→ 4N2(г) + 6Н2О(г) + Q
4NН3(г) + 3О2(г) ←
является реакцией:
1) соединения, каталитической, эндотермической;
2) замещения, каталитической, экзотермической;
3) окислительно-восстановительной, некаталитической, экзотермической;
4) обмена, некаталитической, эндотермической.
29. Какие два суждения верны:
1. При нагревании скорость многих реакций
уменьшается.
2. Катализатор — это вещество, которое увеличивает скорость химической реакции, но само
в ней не участвует.

144

Глава 4. Скорость химической реакции

3. Увеличение давления реагирующих газов приводит к увеличению скорости химической реакции.
4. Катализатор увеличивает скорость химической реакции, но не смещает положение химического равновесия.
5. По мере протекания реакции её скорость увеличивается.

Глава 5. РАСТВОРЫ

5.1. Вещество и смесь. Дисперсные системы
Вещество — это то, из чего состоят окружающие
нас предметы. Каждому абсолютно чистому веществу
(таких в природе, кстати, не существует) приписывают
определённую химическую формулу, которая отражает
его состав, например:
Н2О — вода;
C63H88N14O14PCо — витамин В12.
Наименьшая частица вещества, которая отражает
его качественный и количественный состав, называется молекулой. Молекула состоит из атомов, соединённых химическими связями. Некоторые простые
вещества состоят из атомов (алмаз, благородные газы,
металлы). Таким образом, идеально чистое вещество
содержит только одинаковые молекулы или атомы, что
невозможно, так как при соприкосновении с молекулами окружающего мира или при получении происходят различные физические и химические процессы.
Поэтому абсолютно чистых веществ в природе не существует!
Понятие идеально чистое вещество имеет такой же
абстрактный характер, как, например, абсолютный
нуль температуры или идеальный газ, и получить идеально чистое вещество также невозможно. Причиной этого является то, что скорость очистки веществ
от примеси прямо пропорциональна концентрации
примеси и падает по мере её уменьшения. Поэтому чем
более высокой степени чистоты требуется получить ве-

146

Глава 5. Растворы

щество, тем с большими затратами энергии и времени
это будет связано.
Особо чистые вещества используют в основном для
специальных целей — при производстве полупроводниковых материалов и приборов, в радио- и квантовой электронике. В этом случае требования по чистоте предъявляются как к основным материалам, так
и к вспомогательным, используемым в процессе производства: вода, газы, химические реактивы, материалы контейнеров.
По существующему в России положению для реактивов установлены квалификации «чистый» (Ч),
«чистый для анализа» (ЧДА), «химически чистый»
(ХЧ) и «особо чистый» (ОСЧ); последняя иногда делится на несколько марок. Последние три квалификации охватывают все реактивы общего назначения.
Содержание примесей в препаратах особой чистоты
измеряется миллионными и миллиардными долями
процента, и с точки зрения практического использования такие препараты можно считать вполне чистыми.
В самом деле: что значит примесь 3·10–8 %? Это значит,
что один атом примеси приходится на 30 миллиардов
атомов вещества. Казалось бы, что мы близки к идеальной чистоте. Но простой расчет показывает, что,
например, 1 мм3 германия такой чистоты содержит еще
16 миллиардов атомов примесей.
Таким образом, нас окружают смеси, в состав которых входят молекулы (атомы) различных веществ.
Одно их них, доля которого наибольшая, а иногда
почти равна 1 (100 %) является «титульным», т. е. даёт
название веществу. Остальные называются примесями.
Так, чистая питьевая вода, кроме основного вещества
состава Н2О содержит множество растворённых газов и солей, таких как СО2 (газированная вода), соли
кальция и магния (жёсткая вода), хлор (хлорированная

5.1. Вещество и смесь. Дисперсные системы

147

вода). Но, глядя на стакан воды из-под крана, об этом
и не догадываешься. Почему? Потому что это — однородная смесь (подробнее — см. главу 5.3 «Растворы»).
А если посмотреть на стакан молока — сначала
вывод будет тот же: смесь однородная. Но если рассмотреть каплю при помощи микроскопа, то увидим
капельки молочного жира. Это неоднородная смесь —
эмульсия.
В чём принципиальное различие между ними? В наличии или отсутствии поверхности раздела и размере
частиц. В однородной (гомогенной) смеси отсутствует
поверхность раздела между компонентами, а в неоднородной (гетерогенной) смеси такая поверхность есть.
Неоднородные (гетерогенные) смеси иногда относят к дисперсным системам.
Дисперсными называют системы, состоящие из мелко
раздробленного вещества (дисперсной фазы), распределённого по всему объёму другого вещества.
Дисперсные системы (ДС) окружают нас со всех
сторон и сопровождают в течение всей жизни. Например, воздух вашей комнаты является дисперсной
системой. Он состоит из молекул азота, кислорода,
углекислого газа, по всему объёму этой газовой смеси распределены различные твёрдые и жидкие частицы, которые мы не видим, но ощущаем: пыль, пары
воды и др.
Дисперсные системы — это соки, кровь, ткани нашего организма, а также пищевые продукты (молоко,
хлеб), стройматериалы, лекарственные препараты
и многое другое.
По величине частиц дисперсной фазы все дисперсные системы делятся на три группы: грубодисперсные
системы (ГДС), коллоидные растворы и истинные растворы.

148

Глава 5. Растворы

В грубодисперсных системах размеры частиц дисперсной фазы этих систем колеблются в пределах
10–5…10–7 м. Из-за сравнительно больших размеров
частиц ГДС неустойчивы и со временем разрушаются.
В коллоидных растворах размер частиц дисперсной
фазы составляет 10–7…10–9 м. Коллоидный раствор
обычно называют зо´лем.
В истинных растворах частицы имеют размер, сравнимый с размерами молекулы (порядка 10–10 м). Свойства таких систем будут рассмотрены в последующих
главах.
От размера частиц зависит суммарная площадь поверхности частиц дисперсной фазы. Чем больше степень измельчённости (дисперсности), т. е. чем меньше
размер (r) частиц, тем больше их суммарная площадь
поверхности (S) : S ~ 1/r.
Дисперсные системы могут классифицироваться
по агрегатному состоянию дисперсной фазы и дисперсионной среды. Тип дисперсной системы принято обозначать «дробью», в числителе которой буква
обозначает агрегатное состояние дисперсной фазы,
а в знаменателе — дисперсионной среды (табл. 6).
Рассмотрим основные виды дисперсных систем.
Аэрозоли — это дисперсные системы, основу которых составляет газ (воздух). Поэтому аэрозоли классифицируют по агрегатному состоянию дисперсной
фазы. Аэрозоли с жидкой дисперсной фазой называют туманами (условно: Ж/г), с твёрдыми частицами —
дымами (Т/г). Аэрозоли с твёрдой дисперсной фазой,
концентрация и размеры частиц которых больше, чем
у дымов, обычно называют пылью.
Это деление условно, так как обычный дым, образующийся при сгорании топлива, содержит и твёрдые
частицы сажи и золы, и жидкие капли продуктов перегонки топлива и воды.

5.1. Вещество и смесь. Дисперсные системы

149

Таблица 6
Классификация дисперсных систем
по агрегатному состоянию фаз
Дисперсионная
среда
Дисперсная
фаза

Твёрдая

Жидкая

Газообразная

Газообразная
(аэрозоли)

Твёрдая

Т/ж:
Т/г:
суспензии,
дым, пыль
пасты

Т/т:
горные
породы

Жидкая

Ж/ж:
эмульсии
(молоко,
сметана)

Ж/г:
туман

Ж/т:
клетки
организма

Г/ж: пены
кондитерские

–

Г/т:
пенопласт,
хлеб

Аэрозоли, в которых присутствует и твёрдая, и жидкая дисперсная фаза, называют «смогом». Такие аэрозоли чаще всего присутствуют в атмосфере крупных
промышленных городов. Смог очень устойчив, а его
токсичность под действием солнечных лучей многократно возрастает. Поэтому с проблемой защиты
от аэрозолей, образующихся при сжигании топлива,
связаны вопросы здоровья людей и защиты природы.
Аэрозоли очень устойчивы, так как между частицами имеется значительное расстояние. Кроме того,
они имеют огромную площадь поверхности частиц,
а значит, аэрозоли имеют колоссальную реакционную
способность. Поэтому аэрозоли отравляющих веществ
имеют большую проникающую способность, легко
распространяются в окружающей среде, а значит, наиболее губительны для здоровья.

150

Глава 5. Растворы

Аэрозоли — мутные непрозрачные системы. Вспомните мультфильм «Ёжик в тумане». На практике аэрозоли в виде туманов и дымов сильно затрудняют и полёты авиации, и движение автотранспорта.
Аэрозоли имеют высокую реакционную способность вследствие развитой площади поверхности.
Поэтому пары бензина, мучная и сахарная пыль легко
взрываются (см. также главу 4.1).
Суспензии (взвеси) — это дисперсные системы
с твёрдой дисперсной фазой, распределённой в жидкости (Т/ж). К ним относятся соки с мякотью, какао
и кофе, мутная вода. Как известно, эти смеси быстро
расслаиваются. При этом образуются более концентрированные суспензии, которые содержат очень мало
жидкости. Их называют пастами.
Эмульсии — это дисперсные системы типа Ж/ж, состоящие из двух несмешивающихся жидкостей, одна
из которых полярна (например, вода — «в»), а вторая —
неполярна (например, масло — «м»).
Поскольку жидкие компоненты любой эмульсии
не смешиваются, необходим третий компонент —
эмульгатор. Обычно это ПАВы* или порошки. Для получения устойчивой эмульсии важно, чтобы эмульгатор лучше растворялся в дисперсионной среде, чем
в дисперсной фазе. Только в этом случае эмульгатор
образует на поверхности капельки дисперсной фазы
достаточно мощный защитный слой. Эмульсия становится устойчивой, не расслаивается (см. рис. 15).
Примерами пищевых эмульгаторов, стабилизирующих пищевые эмульсии, являются белки, крахмал,
мука, а обратных — желтки яиц, лецитин, горчичный
порошок.
* ПАВ — поверхностно-активные вещества, например мыло, активные компоненты моющих средств (см. Самоучитель 2–3,
гл. 17).

5.1. Вещество и смесь. Дисперсные системы

151

Рис. 15. Стабилизация эмульсии при помощи ПАВ

Пены — грубодисперсные системы, в которых дисперсная фаза — газ (чаще всего воздух), а дисперсионная среда — жидкость в виде тонких плёнок (см. рис. 16).
Чтобы получить устойчивую пену, необходимо
укрепить жидкие плёнки при помощи стабилизаторов — пенообразователей, которые при определённых
условиях образуют пену. Они скапливаются на границе пузырька газа с жидкостью, снижают её поверхностное натяжение и предотвращают разрыв плёнки
жидкости. В качестве пенообразователей используют
ПАВ (мыло), порошки (сажа), высокомолекулярные
соединения (белки).
Пены широко используются в различных областях
современной техники: при тушении пожаров, в производстве хлебопекарных и кондитерских изделий

152

Глава 5. Растворы

Воздух

Рис. 16. Строение пенной ячейки

(хлеб — пример твёрдой пены), теплоизоляционные
материалы (пенопласты, микропористая резина) и т. д.
Как следует из этого короткого перечисления дисперсных систем, многие из них являются загрязнителями окружающей среды. Поэтому их нужно разрушать, причём так, чтобы выделить, сконцентрировать нужные компоненты. При этом можно выделить
из смеси чистое вещество.

5.2. Разделение смесей.
Способы очистки веществ
Существует много способов разделения смесей
и очистки веществ. Многие из них используются на
практике. Рассмотрим важнейшие из них.
Отстаивание и фильтрование
Отстаиванием разделяют смеси, компоненты которых легко отделяются за счёт различной плотности.

5.2. Разделение смесей. Способы очистки веществ

153

Например, смесь воды и масла, воды и песка при отстаивании легко расслаиваются: масло всплывает,
песок оседает. Для того чтобы ускорить этот процесс,
используют центрифуги (сепараторы). Так отделяют
молочный жир от молока и получают сливки. Для того
чтобы замедлить этот процесс, частицы дисперсной
фазы измельчают, смесь гомогенизируют. Такие соки,
молоко уже не расслаиваются.
Фильтрование — это способ разделения смеси пропусканием её через фильтры, способные задерживать
частицы одного из её компонентов. Фильтром может
служить чистый песок. Так, море или река с песчаными берегами более прозрачно, чем с глинистыми. Если
нужно разделить небольшие объёмы смеси, используют бумажные, волокнистые и даже керамические
фильтры с маленькими порами (отверстиями). Чем
мельче эти поры, тем лучше идёт очистка: получается
совершенно прозрачный фильтрат. Но если фильтрат
остаётся мутным даже при использовании фильтров
с очень маленькими порами — значит, размеры частиц
меньше, чем эти поры. В этом случае следует использовать процесс коагуляции.
Коагуляция — процесс слипания частиц дисперсной
фазы под действием различных факторов. Частицы
дисперсной фазы обычно имеют одноимённый заряд,
который мешает слипанию этих частиц. Так, частицы
глины и других загрязнений имеют отрицательный заряд. Коагуляция происходит потому, что если к такой
воде добавить соль с многозарядным катионом, то частицы потеряют заряд, начнут коагулировать (слипаться). Они станут более тяжелыми, осядут, и дисперсная
система разрушится. Кроме того, крупные частицы
можно отфильтровать, в то время как мелкие частицы
не задерживаются фильтрами.

154

Глава 5. Растворы

На практике для очистки воды используют соли
алюминия, ионы Al3+ которых вызывают слипание
частиц глины, при этом образуются более крупные
частицы, которые под действием силы тяжести осаждаются:

Кроме того, в растворе идёт гидролиз соединений
алюминия, в результате которого образуется осадок
гидроксида алюминия Al(OH)3. Он адсорбирует слипшиеся частицы глины, очищая воду от взвесей.
Коагуляция и осаждение взвесей является одним
из процессов водоочистки, так как после коагуляции,
отстаивания и фильтрования вода становится прозрачной и бесцветной, пригодной для питья.
Некоторые способы основаны на различных физических свойствах разделяемых компонентов.
Магнитная сепарация применяется, когда в смеси
есть компонент, который обладает магнитными свойствами. При помощи этого метода легко найти «иголку
в стоге сена».
Дистилляция (ректификация, перегонка) основана
на разных температурах кипения компонентов смеси.
Дистилляция основана на том, что при испарении
смеси жидкостей пар получается обычно иного состава — происходит его обогащение легкокипящим
компонентом смеси. Поэтому из многих смесей можно удалить легкокипящие примеси или, наоборот, перегнать основное вещество, оставив труднокипящие
примеси в специальном аппарате (рис. 17).
Этот процесс иногда называют перегонкой. Перегонка — это испарение жидкости с последующим
охлаждением и конденсацией паров.

5.2. Разделение смесей. Способы очистки веществ

Тёплая
вода

155

Холодная
вода

Рис. 17. Аппарат для перегонки (дистилляции)

Для получения чистых веществ (особенно при глубокой очистке) вместо простой дистилляции предпочитают использовать ректификацию, т. е. процесс, при
котором происходит автоматическое сочетание процессов дистилляции и конденсации.
Ректификация — полное разделение смесей на компоненты многократной перегонкой, производимой
в специальных колоннах (рис. 18).
Не вдаваясь в теорию ректификации, укажем лишь,
что в ректификационной колонне пар встречается
с различными фракциями конденсата (флегмы*), при
этом часть менее летучего компонента конденсируется
из пара в жидкость, а часть более летучего компонента
переходит из жидкости в пар. Проходя через множество полок («тарелок») ректификационной колонны,
пар успевает настолько обогатиться более летучим
компонентом, что на выходе из колонны практически
содержит только этот компонент.

* Флегма — это сконденсированные пары, возвращаемые в ректификационную колонну.

156

Глава 5. Растворы

Легкая фракция
Тяжелая фракция

Теплообменник

Пар, конденсат
Сырьевой поток
Флегма

Тарелки

Корпус
колонны
Днище

Рис. 18. Схема ректификационной колонны

Расчёт показывает, что в современных лабораторных
ректификационных колоннах высотой 1–2 м можно
осуществить очистку в 105 раз. Процесс ректификации
применяют и для разделения сжиженных газов (кислород, азот, инертные газы и т. д.). Так, например, выделяют кислород, азот из природной смеси — воздуха.
Ректификационные колонны используют при перегонке нефти, в результате чего получают различные
нефтепродукты: бензин, керосин, парафин, попутные
газы.
Следует подчеркнуть, что в практическом смысле
чистота вещества — понятие относительное, зависящее
от назначения вещества. Так, в быту называют чистой
обычную воду и уж во всяком случае относят к этой
категории дистиллированную воду, полученную в результате дистилляции (перегонки) воды из-под крана.
В многочисленных случаях её использования такая
вода ведет себя как химический индивидуум.

5.3. Растворы и растворимость

157

На самом деле дистиллированная вода далеко не является чистым веществом, она содержит растворённые газы, пылинки и в небольших количествах соли
и кремневую кислоту, извлечённые из стекла. Такая
вода не только не может служить эталоном чистоты,
но даже не может быть использована во многих ответственных работах (определение электропроводности,
получение полупроводниковых материалов и т. д.).
Для получения такой воды используют специальные
методы глубокой очистки, которые в данном пособии
не рассматриваются.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Установите соответствие между составом смеси веществ и способом её разделения.
СОСТАВ СМЕСИ
А. Зубной порошок
и поваренная соль.
Б. Сера и железные
опилки.
В. Получение бензина
из нефти.
Г. Спирт и вода.
Д. Бензин и вода.

СПОСОБ РАЗДЕЛЕНИЯ
1. Использование
магнита.
2. Дистилляция.
3. Отстаивание.
4. Ректификация.
5. Кристаллизация.

Некоторые другие способы разделения смесей (экстракция, кристаллизация), которые связаны с различной растворимостью компонентов смеси, будут рассмотрены в следующей главе.

5.3. Растворы и растворимость
На нашей планете нет человека, который бы каждый день не имел дело с растворами, поскольку это
в принципе невозможно. Мы из растворов состоим, мы

158

Глава 5. Растворы

их пьём (водопроводная вода — жидкий раствор); мы
ими дышим (воздух — газообразный раствор); мы их
используем (сплавы — это твёрдые растворы). Таким
образом, без них «и ни туды, и ни сюды». Тем не менее
большинство людей не могут сказать или объяснить,
что такое растворы.
Растворы — это однородные смеси двух или более
веществ.
Сразу возникает вопрос: что такое «однородный».
Обратимся к примеру: является ли однородным молоко, ведь выглядит оно как «одно вещество»? Тем
не менее молоко — неоднородная смесь, поскольку
при помощи хорошего микроскопа можно в нём различить капельки жира. При этом между капельками
жира (сливок) и жидкой основной массой молока существует поверхность раздела.
Запомните! В однородной смеси поверхность раздела между компонентами отсутствует.
Каким же образом исчезает поверхность раздела
при растворении, скажем, сахара в воде? Действительно: кинули кусочек сахара в горячую воду, он полежалполежал на дне и… исчез. Почему он стал невидимым?
Очевидно, потому, что он раздробился до мельчайших,
невидимых глазу частиц — молекул. Теперь поверхность раздела между сахаром и водой исчезла.
Вопрос. Как вы полагаете, теперь смесь стала однородной?
Для того чтобы ответить на этот вопрос, достаточно
попробовать полученный таким способом раствор: он
на поверхности совсем не сладкий, а ближе ко дну получился настоящий сироп. Однородности нет.

5.3. Растворы и растворимость

159

Запомните! Однородный раствор имеет в любой точке одинаковый состав и одинаковые свойства.
Как получить действительно однородный раствор?
Нужно перемешать смесь или дождаться, когда это
произойдет за счёт диффузии — самопроизвольного
выравнивания концентрации вещества во всём объёме
системы.
Вывод. Однородной (гомогенной) называется смесь,
в которой отсутствует граница раздела между компонентами; состав и свойства в любой точке одинаковы.
Одним из основных условий образования таких систем является дробление вещества до молекул или
ионов.
Вопрос. Как вы полагаете, на дробление затрачивается
энергия или при этом энергия выделяется?
Легко понять, что на разрушение чего-либо всегда
требуется затратить энергию, следовательно, при растворении любого вещества должно происходить поглощение теплоты. Представим себе, что мы всыпали две
столовые ложки обычной соли в литр воды. Как вы полагаете, на сколько градусов понизится температура?
Вопрос. Действительно, на сколько?
Расчёт показывает, что при этом температура раствора должна понизиться на… 200 (двести!) градусов.
Другими словами, посоленный кипящий суп обязан
превратиться в глыбу льда! Обязан, но… не превращается. Реально температура такой смеси понижается
всего на несколько градусов. Почему? Значит, одно-

160

Глава 5. Растворы

временно с дроблением происходит другой процесс,
в результате которого температура повышается (выделяется теплота).
Вопрос. За счёт какого процесса выделяется теплота?
Чтобы ответить на этот вопрос, попробуем понять,
а за счёт чего, собственно, происходит дробление?
Поскольку в нашем «опыте» сахар, лежащий на столе,
не меняется, а сахар, попавший в воду, исчезает, вывод один: причиной дробления является растворитель,
в данном случае — вода.
Значит, при растворении любого вещества в любом
растворителе происходит взаимодействие растворяемого вещества и растворителя. Этот процесс называется сольватацией, а в случае воды — гидратацией. Без
этого процесса растворение в принципе невозможно, как
невозможно разрушить предмет, если нельзя за него
как следует ухватиться.
В процессе гидратации (сольватации) возникают
новые химические связи, и именно поэтому выделяется теплота.
Многие продукты процесса гидратации (гидраты)
получены и хорошо вам известны. Так, медный купорос CuSO4 · 5H2O является кристаллогидратом, т. е.
в сухом состоянии содержит химически связанную
кристаллизационную воду. Эта вода довольно непрочно
связана с сульфатом меди, и её можно удалить простым
нагреванием:
CuSO4 · 5H2O → CuSO4 + 5H2O
При этом изменяется цвет вещества, (голубой цвет
медного купороса становится белым), что является
признаком химической реакции.

5.3. Растворы и растворимость

161

К гидратам относятся все основания и кислородсодержащие кислоты. Входящая в их состав вода достаточно прочно удерживается в молекуле и записывается
так, что её «не видно»:
H2SO4, или H2O · SO3
(современное название —
моногидрат оксида серы VI);
Ca(OH)2, или H2O · CaO
(устаревшее название — гидрат окиси кальция).
Такая прочно связанная в соединении и невидимая
в формуле вода называется конституционной. Соотношение конституционной воды и оксида может быть
различным, поэтому многие гидраты записывают формулой, которая подчёркивает их переменный состав:
xFe2O3 · yH2O
Таким образом, при растворении многих веществ
в воде происходит настолько сильное взаимодействие
растворяемого вещества и воды, что полученное соединение изменяет свои свойства. Так, безводные оксид серы (VI) и хлороводород могут храниться в сухой
металлической таре и даже «не попытаются» вступить
в реакцию с металлом. То есть в этом случае они не проявляют кислотных свойств. Но если эти вещества растворить в воде, образуются очень сильные кислоты
и тут уж металлу «не поздоровится».
Итак, при растворении веществ происходят одновременно два процесса:
• дробление вещества до молекул и ионов, в результате чего увеличивается площадь соприкосновения веществ и, следовательно, возрастает скорость
реакции. Этот процесс эндотермический, т. е. сопровождается поглощением теплоты;

162

Глава 5. Растворы

• сольватация (гидратация), т. е. взаимодействие
вещества и растворителя, в ходе чего всегда выделяется теплота. Этот процесс экзотермический.
Общий тепловой эффект растворения будет зависеть от того, какой процесс — дробление или сольватация — преобладает.
ЗАДАНИЕ 5.1. Предположим, имеется вода с температурой 20 °C. В ней растворили:
• серную кислоту — и раствор закипел;
• поваренную соль — и температура раствора почти
не изменилась;
• аммиачную селитру — и влажный стакан примёрз
к столу.
Какой процесс преобладал в каждом случае?
Ответ прост: в первом случае преобладает гидратация, во втором — оба процесса протекают в равной
степени; в третьем — преобладает процесс дробления.
Вопрос. Какой тепловой эффект растворения можно
ожидать при растворении в воде
– углекислого газа;
– Na2CO3;
– Na2CO3•10H2O?
(При ответе на этот вопрос сначала подумайте о том,
какой процесс здесь преобладает и почему, а затем сделайте вывод. Ответ на вопрос будет дан в конце главы.)
Поскольку обязательным условием растворения является взаимодействие растворителя и растворяемого
вещества (растворитель должен «ухватиться» за частицы растворяемого вещества, чтобы растащить их), то
они должны быть подобными друг другу. «Подобное
растворяется в подобном» — так утверждали ещё алхи-

5.3. Растворы и растворимость

163

мики. С современной точки зрения это означает, что
полярные соединения лучше растворяются в полярных
растворителях, а неполярные — в неполярных.
Вопрос. Как вы думаете, в каком растворителе — воде
или бензоле С6Н6 — лучше растворяется йод I2? Почему?
При подборе растворителя, например при выборе
пятновыводителя, следует оценивать степень полярности связей и молекулы в целом и для растворяемого
вещества и для растворителя. Так, молекула воды имеет
сильно полярные связи О–Н и угловую форму, поэтому она образует диполь:

+–

Это полярный растворитель.
Бензол имеет слабо полярные связи С–Н и симметричную форму молекулы:

Поэтому в целом молекула бензола неполярная. Поскольку бензол — неполярный растворитель, он будет
лучше растворять неполярные вещества (жиры, углеводороды, йод), чем полярная вода. Более того, если
к водному раствору йода добавить бензол и встряхнуть,

164

Глава 5. Растворы

бо´льшая часть йода перейдёт в бензольную часть смеси. Произойдёт извлечение (экстракция) йода из водного раствора. Экстракция очень часто происходит
в повседневной жизни: при заваривании чая, при варке
бульона, при удалении пятен.
Экстракционный метод разделения веществ применяют в последнее время для получения чистых и сверхчистых веществ. Метод основан на извлечении одного
из компонентов раствора с помощью несмешивающегося с раствором органического растворителя.
Как правило, растворимость вещества в данном
растворителе ограничена. То есть в ходе растворения
наступает момент, когда вещество больше не растворяется.
Почему?
Дело в том, что процесс растворения обратим и при
определённых условиях скорость растворения вещества (прямой процесс) становится равной скорости
кристаллизации вещества (обратный процесс). Наступает равновесие между растворённым веществом
и избытком нерастворённого вещества.
Раствор, который находится в состоянии равновесия с избытком растворяемого вещества, называется
насыщенным.

Вопрос. Какие признаки наступившего равновесия вам
известны?
Насыщенный раствор является смесью постоянного
состава, поскольку равновесная концентрация вещества становится постоянной. Поэтому масса растворённого вещества, образующая насыщенный раствор
с определённой массой растворителя, есть величина

5.3. Растворы и растворимость

165

постоянная и соответствует количественной характеристике вещества, которая называется растворимостью.
Растворимость вещества равна массе этого вещества,
которая образует насыщенный при данных условиях
раствор со 100 г растворителя.
При обычных условиях (20 °C) растворимость (s)
в воде различных веществ различна: для NaNO3 —
85 г, для Ca(OH)2 — 0,165 г, для BaSO4 — 0,00023 г. Что
означают эти цифры? Цифра 85, указанная для нитрата
натрия, показывает, что при 20 °C в 100 г воды растворяются, образуя насыщенный раствор, 85 граммов этой
соли. При решении задач это соответствие можно выразить так:
s = 85 => 85 граммов соли — 100 граммов воды,
образуя 185 г насыщенного раствора.
где s — растворимость данного вещества при данных
условиях.
А если условия изменить? Поскольку растворение —
обратимый процесс, то он подчиняется принципу ЛеШателье. Как известно, тепловой эффект растворения
может быть и положительным, и отрицательным. Если
при растворении теплота выделяется, то этот процесс
следует изобразить так:
→ вещество(раствор) + Q
вещество ←
Вопрос. Какой процесс — прямой или обратный — будет происходить при нагревании раствора, согласно
принципу Ле-Шателье?
Согласно принципу Ле-Шателье при изменении
внешних условий должен идти процесс, который

166

Глава 5. Растворы

противодействует данному изменению. В этом случае
изменению (т. е. нагреванию раствора) противодействует обратный процесс, который сопровождается
поглощением теплоты (т. е. идёт охлаждение смеси).
Значит, при нагревании растворимость вещества будет уменьшаться, а при охлаждении — увеличиваться.
Какие это вещества?
Вопросы
1. При растворении каких веществ — газообразных
или кристаллических — отсутствует процесс дробления?
2. Какой тепловой эффект ожидается при растворении
газов?
Газы хорошо растворяются в воде, если достаточно
сильно взаимодействуют с ней, поэтому их растворение всегда сопровождается выделением теплоты. А теплота практически не расходуется на разрушение внутренней структуры газов за неимением у них таковой.
Поэтому растворимость газов при нагревании всегда уменьшается.
Кроме того, растворимость газов возрастает при повышении давления, поскольку при растворении фактический объём газа уменьшается более чем в 1000 раз
(см. задачу 3, глава 5.4). Так, в холодное время года изпод крана идёт подчас непрозрачная вода. Но постоит эта вода в стакане на столе минуту-другую, и снова
вода прозрачная. Что произошло? Холодная вода под
давлением (напором), которое существует в любом
водопроводе, растворяет различные газы. При резком
уменьшении давления, когда вода попадает в стакан,
растворимость газов резко уменьшается, и газы выделяются в виде мельчайших пузырьков, делая воду

5.3. Растворы и растворимость

167

мутной. После непродолжительного нагревания при
низком давлении газ полностью удаляется из воды,
и она снова становится прозрачной.
Теперь рассмотрим другой равновесный процесс:
→ вещество(раствор) – Q
вещество(т) ←
Этот процесс справедлив для большинства твёрдых
тел, поскольку на разрушение их кристаллической решётки затрачивается много энергии.
Вопрос. Как влияет повышение температуры на растворимость таких веществ?
В этом случае при нагревании увеличивается и растворимость, и скорость процесса растворения. В целом, зависимость растворимости некоторых веществ
от температуры можно показать графически (рис. 19).
Вопрос. Для каких из предложенных на графике веществ тепловой эффект растворения:
а) Q > 0,
б) Q < 0,
в) Q = 0?
Подведём итоги. Растворы — это однородные смеси
переменного состава. Существует несколько способов
выражения концентрации (состава) растворов. В простейшем случае говорят «разбавленный раствор», если
растворённого вещества мало по сравнению с массой
растворителя, и «концентрированный» — если много.
Раствор данного состава при данной температуре
является насыщенным, если установилось равновесие
между избытком растворяемого вещества и раствором.
Если растворимость этого вещества увеличивается при
нагревании, то при повышении температуры раствор

168

Глава 5. Растворы

150

140

Нит
рат
кали
я

150

110

ви

нц

110

120

100

ит
ра
тс

100
90

Растворимость, г вещества в 100 г воды

120

130

80
ия

агн

тм

а
льф

Су
я
д бари
Хлори

60
50

Хлорид калия

40
Сул
нат ьфат
рия

30
20
10

70
60
50
40

Хлорид натрия
рия
т ба
а
я
р
и
т
ал
Ни
тк
а
ия
ор
ат кал
Хл
Сульф

30
20
10
0

0
0 10

20 30

50 60 70

90 100

Температура, °С

Рис. 19. Зависимость растворимости некоторых веществ
от температуры

станет ненасыщенным, хотя его состав и не изменился.
Чтобы этот нагретый раствор стал снова насыщенным,
в нем следует растворить дополнительную порцию вещества.

5.4. Задачи по теме «Способы выражения состава растворов»

169

И, наоборот, при охлаждении насыщенного раствора он становится пересыщенным, поскольку содержит
массу вещества, превышающую его растворимость при
данных условиях. Иногда пересыщенные растворы относительно устойчивы, но обычно избыток вещества
кристаллизуется, выпадает в осадок. Причём выпавшее
в осадок вещество будет чище, чем растворяемое исходное, поскольку все примеси (если они были в исходном
веществе) образуют с растворителем ненасыщенный раствор и в осадок не выпадают. На этом основан способ
очистки веществ, называемый перекристаллизацией.
Поскольку при растворении происходит дробление
вещества, скорость реакции при растворении резко
возрастает. Кроме того, в растворах электролитов образуются частицы — ионы, которые имеют совсем другие
свойства, чем исходные молекулы или соответствующие атомы. Именно поэтому 199 из 200 реакций возможны только в растворах и даже такая реакция, как
NaOH + HCl →
происходит только в воде. Об этих процессах пойдёт
речь в главе 7.

5.4. Задачи по теме «Способы выражения
состава растворов»
Растворы = смеси переменного состава. Этот состав
может быть вычислен, если известны:
а) масса (объём) раствора;
б) концентрация растворённого вещества или его
растворимость при данных условиях.
В свою очередь, концентрацию растворённого вещества можно выразить при помощи:

170

Глава 5. Растворы

а) массовой доли растворённого вещества;
б) молярной концентрации растворённого вещества
(см. главу 4.1);
в) мольной доли растворённого вещества и других.
Для того чтобы определить массовую долю растворённого вещества, нужно воспользоваться формулой:
ω(вещества) =

m(вещества)
m(раствора)

(1)

Ответ может быть дан в долях (единицы): ω = 0,15;
или в процентах: ω% = 15 %.
ЗАДАЧА 1. В 200 г воды растворили 16 г сахара. Определить ω(сахара) в полученном растворе.
Решение. В данном случае масса раствора неизвестна. Но:
m(раствора) = m(воды) + m(сахара)
m(раствора) = 200 + 16 = 216 г

ЗАДАЧА 2. В 300 мл раствора (ρ = 1,2 г/мл) содержится 72 г NаОН. Определить ω(NаОН) в этом растворе.
Решение.
В этом случае масса раствора неизвестна, но известен объём. Найдём массу раствора:
m(раствора) = ρ · V = 1,2 · 300 = 360 (г)

5.4. Задачи по теме «Способы выражения состава растворов»

171

ЗАДАЧА 3. В 20 мл воды растворили 4,48 л хлороводорода. Определить ω(НС1) в соляной кислоте. Плотность раствора равна 1,14 г/мл.
Решение. При растворении хлороводорода в воде получена соляная кислота, её масса равна:
m(раствора) = m(HCl) + m(H2O)
m(HCl) =

V·M
VМ

m(HCl) = 4,48 · 36,5 : 22,4 = 7,3 г (это — газ!)
m(H2O) = ρ · V
m(H2O) = 1 г/мл · 20 мл = 20 г (вода — жидкость!)
m(раствора) = 7,3 + 20 = 27,3 г
m(HCl)
ώ(HCl) =
= 7,3 : 27,3 = 0,267 (26,7 %)
m(раствора)
Обратите внимание: в 20 мл воды растворили 4,48 л
газа, но суммарный объём отнюдь не равен (4,48 +
+ 0,02), т. е. 4,5 литра! Суммарный объём этого раствора равен:
V(раствора) = m(раствора) : ρ(раствора)
V(раствора) = 27,3 г : 1,14 г/мл = 23,9 мл, т. е. при
растворении более 4 литров газа объём жидкого раствора увеличился менее чем на 4 миллилитра!
Выводы.
1. Объёмы жидкостей и объёмы растворяемых газов
суммировать нельзя.
2. При растворении в жидкости газы сжимаются
более чем в 1000 раз.

172

Глава 5. Растворы

3. Объёмы жидкостей и газов рассчитывают (исходя
из значения массы) по-разному:
V(газа) =

m · VМ
M

(л)

V(жидкости) = m/ρ (мл)

Пользуясь формулой (1) нетрудно рассчитать и массу раствора, и массу растворённого вещества. Но при
этом следует учитывать, что обычно в задачах упоминается о «5%-ном растворе», «16%-ном растворе» и т. д.,
т. е. массовая доля вещества выражена в процентах.
В этом случае легко видеть, что:
• в 5%-ном растворе ω(вещества) = 0,05;
• в 16%-ном растворе ω(вещества) = 0,16 и т. д.
Зная массовую долю вещества в растворе, можно
определить:
m(вещества) = ω(вещества) · m(раствора)
m(раствора) =

m(в-ва)
ω(в-ва)

(2)
(3)

ЗАДАЧА 4. Сколько граммов соли и воды нужно
взять для приготовления 350 мл (ρ = 1,1 г/мл) 12%-ного
раствора?
Решение.
m(вещества) = ω(в-ва) · m(р-ра)
ω(вещества) = 12 %, т. е. 0,12
m(раствора) = ρ · V = 1,1 · 350 = 385 (г)
m(вещества) = 0,12 · 385 = 46,2 (г)
m(воды) = m(раствора) – m(вещества) =
= 385 – 46,5 = 338,8 (г)

5.4. Задачи по теме «Способы выражения состава растворов»

173

ЗАДАЧА 5. Сколько граммов 8%-ного раствора можно приготовить, имея 64 г NaCl?
Решение.
m(раствора) =

m(в-ва)
ω(в-ва)

ω(вещества) = 8 %, т. е. 0,08
64
m(раствора) =
= 800 г
0,08
Такие задачи можно решать, составляя пропорции.
При этом следует знать, что
массовая доля (в %) вещества показывает, сколько
граммов вещества растворено в 100 граммах раствора:
5 %-ный раствор ==>
5 г вещества в 100 граммах раствора.
ЗАДАЧА 6. Сколько мл 15%-ного раствора (ρ = 1,1 г/
мл) можно приготовить из 22,5 г вещества?

Обратите внимание: в пропорции в одном столбце
должны совпадать и размерность, и наименование компонента, о котором идёт речь.
Аналогично решаются простейшие задачи, где речь
идёт о растворимости вещества.
ЗАДАЧА 7. Из 310 г насыщенного при 20 °C раствора нитрата свинца при помощи упаривания выделили

174

Глава 5. Растворы

110 г этой соли. Определить растворимость нитрата
свинца при этой температуре.
Решение.
Растворимость (s) показывает, сколько граммов соли
образует насыщенный раствор со 100 граммами воды:
s = ? => х, г Pb(NO3)2 – 100 г воды
Для составления пропорции нужны данные:
m(соли) = 110 г
m(Н2О) = m(раствора) – m(соли) = 310 – 110 = 200 (г)
Составим пропорцию и решим её:
х, г соли — 100 г воды
110 г соли — 200 г воды
х = 55 г
Ответ: растворимость нитрата свинца при 20 °C
равна 55 граммам.
ЗАДАЧА 8. Для получения насыщенного раствора требуется 84 г кристаллогидрата SrCl2 · 6H2O и 100 г
воды. Рассчитать растворимость SrCl2 при данных
условиях.
Решение.
Для составления необходимой пропорции (см. задачу 1) нужны данные:
m(SrCl2); она неизвестна, но известна масса кристаллогидрата SrCl2 · 6H2O
m(H2O); казалось бы, известна, но часть воды будущего раствора входит в состав кристаллогидрата.
Рассчитаем требуемые величины, сопоставив состав
кристаллогидрата и безводной соли:
m = 84 г
m = x, г
m = y, г
SrCl2 · 6H2O →
SrCl2 +
6H2O
1 моль
1 моль
6 моль
m = 267 г
m = 159 г
m = 6 · 18 = 108 г

5.4. Задачи по теме «Способы выражения состава растворов»

175

M(SrCl2) = 88 + 71 = 159 г/моль
M(SrCl2 · 6H2O) = 159 + 6 · 18 = 267 г/моль.
После решения двух простейших пропорций получаем:
х = m(SrCl2) = 50 (г);
y = 34 (г) воды входит в состав кристаллогидрата, а после его растворения — в состав раствора. Таким
образом, общая масса воды в растворе составит:
m(Н2О) = 34 + 100 = 134 (г)
Составим пропорцию:
s(SrCl2) = ? → x, г SrCl2 — 100 г воды
50 г SrCl2 — 134 г воды
х = 37,3 (г)
Ответ: растворимость хлорида стронция равна 37,3 г.
Очень часто в задаче упоминается об изменении количественного состава раствора.
Это происходит при добавлении воды (разбавлении)
или растворённого вещества. При этом массовая доля
его увеличивается.
Можно также смешивать растворы, удалять растворитель — в любом случае массовая доля растворённого
вещества, как правило, изменяется.
ЗАДАЧА 9. К 200 мл 20%-ного раствора (ρ = 1,2 г/мл)
добавили 30 г того же растворённого вещества. Определить массовую долю вещества в полученном растворе.
Решение. Определим в начале массу исходного раствора и растворённого вещества:
m(раствора) = V(раствора) · ρ =
= 200 мл · 1,2 г/мл = 240 г

176

Глава 5. Растворы

m(вещества) = m(раствора) · ώ(вещества) =
= 240 · 0,2 = 48 г
При добавлении новых порций растворяемого вещества его масса увеличивается:
m(вещества, Σ) = 48 + 30 = 78 г
На ту же величину увеличивается масса раствора:
m(раствора, Σ) = 240 + 30 = 270 г
ώ(раствора, Σ) = 78: 270 = 0,289 (28,9 %)
ЗАДАЧА 10. Сколько граммов 19%-ного раствора
и воды нужно взять для получения 380 г 6%-ного раствора?
Решение. При добавлении воды масса растворённого
вещества не меняется. Поэтому рассчитаем массу растворённого вещества в 6%-ном растворе:
m(вещества, 6 %) = m(раствора, 6 %) · ώ(вещества) =
= 380 · 0,06 = 22,8 г
Теперь можно рассчитать массу 19%-ного раствора:
m(раствора, 19 %) = m (вещества, 6 %) : ώ =
= 22,8 : 0,19 = 120 г
Теперь задумаемся: почему возросла масса исходного 19%-ного раствора? Потому что добавили воду.
Значит, масса воды равна:
m(воды) = m(раствора, 6 %) – m(раствора, 19 %) =
= 380 – 120 = 260 г
Ответ. Нужно добавить 260 г воды.

5.4. Задачи по теме «Способы выражения состава растворов»

177

ЗАДАЧА 11. Сколько граммов 25%-ного раствора
нужно добавить к 210 г 15%-ного раствора, чтобы получить 18%-ный раствор?
В случаях, когда изменяется и масса раствора, и
масса вещества, нужно прибегнуть к приёму, когда неизвестная величина (о ней спрашивается в задаче), принимается за известную и обозначается А.
Решение. Пусть нужно добавить А граммов 25%-ного
раствора, тогда масса 18%-ного раствора составит
(210 + А) г. Определим массу вещества в 15%-ном растворе:
m(вещества, 15 %) = m(раствора, 15 %) ×
× ώ(вещества) = 210 · 0,15 = 31,5 г
аналогично:
m(вещества, 25 %) = А · 0,25, поэтому
m(вещества, 18 %) = 0,25А + 31,5
0,18 =

m(вещества, 18 %)

= (0,25А+31,5) : (210+А)

m(раствора, 18 %)
Решим полученное уравнение:
0,18 (210 + А) = 0,25А + 31,5
37,8 + 0,18А = 0,25А + 31,5
6,3 = 0,07А
А = 90 г
Обе задачи (10 и 11) можно решить по правилу «креста». Оно заключается в том, что составляется «крест»
из данных задачи.

178

Глава 5. Растворы

Составим «крест» для задачи 11.

Составим пропорцию, используя данные задачи:
3 — весовые части 25 %-ного раствора — х, г
7 весовых частей 15 %-ного раствора — 210 г
х = 210 · 3: 7 = 90 г (сравните с ответом!)
Теперь составим «крест» для задачи 10:

Поскольку 6 % раствор получают добавлением воды
к 19%-ному раствору, число весовых частей его получаем сложением. Теперь, как в предыдущей задаче составим пропорцию:
19 весовых частей 6 % раствора — 380 г
13 весовых частей воды — х, г
х = 13 · 380 : 19 = 260 г воды (сравните с ответом!)

Выводы по главе 5

179

ВЫВОДЫ по главе 5
Растворы — это однородные смеси, в ходе образования которых происходят два процесса: гидратация
растворяемого вещества и дробление его. Растворение
идёт до тех пор, пока не установится равновесие с избытком растворяемого вещества, при этом образуется
насыщенный раствор. Важнейшей характеристикой
вещества является его растворимость.

ВОПРОСЫ и УПРАЖНЕНИЯ
к главе 5
1. Какие тепловые процессы сопровождают растворение? С чем они связаны?
2. Какой раствор называется насыщенным? Почему
в насыщенном растворе не растворяются новые
порции вещества?
3. Имеется ненасыщенный раствор вещества. Укажите три способа, при помощи которых можно
получить насыщенный раствор.
4. Имеется насыщенный раствор вещества. Укажите три способа, при помощи которых можно
получить ненасыщенный раствор.
5. Как при помощи воды различить две сухие соли:
AlCl3 и AlCl3 · 6 H2O?
6. Что такое «растворимость»? От каких факторов
она зависит?
7. Какой из нижеперечисленных газов имеет (а)
наибольшую; (б) наименьшую растворимость
в воде:
кислород, азот, сероводород, аммиак, хлор,
хлороводород? Ответ обосновать.
8. Как и почему изменяется при нагревании растворимость:
а) хлороводорода;
б) Na2CO3 ·10 H2O;
в) Na2CO3;
г) NaOH?

Задания ЕГЭ

181

9. В 1 л этилового спирта (ρ = 0,79 г/мл) растворено 2 л сероводорода (н. у.). Определить массовую
долю сероводорода в этом растворе.
10. Сколько граммов сахара нужно растворить в 3 л
воды для того чтобы получить 30%-ный сироп?
11. Чему равна массовая доля соли в её насыщенном
растворе, если растворимость этой соли при данных условиях равна 50?

Задания ЕГЭ
12. К 700 г водного раствора этанола с массовой долей 20 % добавили 240 мл С2Н5ОН (ρ = 0,8 г/мл).
Рассчитать массу спирта в полученном растворе.
13. К 1 л аккумуляторной серной кислоты (ρ = 1,3 г/
мл, массовая доля кислоты 0,3) добавили 2 моль
серной кислоты. Чему равна массовая доля кислоты в полученном растворе?
14. К 80 г раствора с массовой долей соли 20 % добавили 10 г этой же соли. Сколько мл воды нужно
добавить к полученному раствору, чтобы получить 15%-ный раствор?
15. Какой объём аммиака потребуется для получения
1 л раствора (ρ = 0,95 г/мл) с массовой долей аммиака 9,91 %?
16. При нагревании 200 г 25%-ного раствора аммиака 20 г этого вещества улетучилось. Чему равна
массовая доля аммиака в этом растворе после нагревания?

182

Глава 5. Растворы

17. Вычислить массу воды, которую нужно выпарить
из 1 кг 3%-ного раствора соли для получения
5%-ного раствора?
18. Чему равна масса уксусной кислоты, которую
следует растворить в 150 г столового 5%-ного уксуса для получения 10%-ного раствора?

Глава 6. ОСНОВНЫЕ К ЛАССЫ
НЕОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ

Известно, что по химической классификации все
вещества можно разделить на простые и сложные.
Сложные вещества, в свою очередь, делят на органические и неорганические. Неорганические вещества можно
разделить на несколько основных (главных) классов,
важнейшими из которых являются:
• оксиды;
• кислоты;
• основания;
• соли.
В состав соединений этих классов могут входить
любые элементы периодической системы, и в то же
время каждый класс имеет свои особенности состава
и свойств.

6.1. Оксиды
Оксиды — сложные вещества, молекулы которых
состоят из атомов двух химических элементов, один
из которых кислород, причём атом кислорода в оксидах
проявляет степень окисления –2*.
Многие оксиды нам хорошо известны: вода (оксид
водорода) — самое распространённое на планете Земля вещество. Поэтому учёные иногда шутят, что нашу
* Существуют и другие бинарные соединения кислорода — пероксиды, где атом кислорода проявляет иную степень окисления (обычно –1).

184

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

планету надо бы назвать «Вода» (а не «Земля»). Многие
параметры воды, отражающие её свойства: плотность,
теплоёмкость, температуры кипения и плавления —
в разные времена были приняты за единицы измерения и системы отсчёта.
Оксиды углерода также хорошо известны: углекислый газ мы постоянно выдыхаем, а оксид углерода
II (угарный газ) препятствует дыханию и смертельно
опасен.
Поэтому некоторые оксиды имеют особые (тривиальные) названия:
Н2О — вода,
СО — угарный газ,
СО2 — углекислый газ,
SiO2 — силикатный песок, кремнезём, кварц,
Fe2O3 — магнитный железняк,
MnO2 — пиролюзит,
Al2O3 — боксит, глинозём, корунд,
СаО — негашёная известь,
N2O — веселящий газ
и др.
Оксиды классифицируют, исходя из их свойств.
Те оксиды, которые могут образовывать соли, взаимодействуя с кислотами или щелочами, называют солеобразующими. Их большинство. Несолеобразующие (безразличные, индифферентные) оксиды солей не образуют. К ним относятся:
H2O, F2O, CO, N2O, NO
Правда, СО (угарный газ) относится к этой группе
условно, так как при взаимодействии со щёлочью он
образует соль муравьиной кислоты, т. е. органическое
соединение:
СО + КОН → НСООК

6.1. Оксиды

185

Но «с точки зрения» неорганической химии — это
несолеобразующий оксид.
Солеобразующие оксиды делят на три группы:
• кислотные;
• основные;
• амфотерные.
Эта классификация основана на известном принципе химии:
в реакции особенно легко
вступают вещества
с противоположными свойствами:
металл + неметалл
окислитель + восстановитель
основание + кислота
Поэтому, если оксид образует соль, реагируя с кислотой, но не реагирует со щёлочью, то это — основный
оксид.
Если оксид образует соль, реагируя с основанием, но не реагирует с кислотой, то это — кислотный
оксид.
Если оксид реагирует и с кислотой, и со щёлочью
и в каждом случае образуется соль — это амфотерный
оксид.
Свойства оксида зависят от его состава, и эта зависимость подробно рассмотрена в Самоучителе 1, ч. 1,
гл. 2. Повторим основные правила:
• неметаллы образуют только кислотные оксиды;
• металлы могут образовывать разные оксиды, в зависимости от валентности металла.
Предсказать свойства оксида может помочь схема
(рис. 20).

186

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

Валентность металла:

III IV V VI VII

основный

кислотный

→

Характер оксида:

амфотерный
ZnO, SnO, PbO, BeO
Al2O3, Cr2O3, Fe2O3
Рис. 20. Схема определения характера оксида
в зависимости от валентности металла

Итак, основные оксиды от кислотных отличить
легко: малая валентность металла — основный оксид;
большая — кислотный. Но как быть с амфотерными
оксидами? Желательно запомнить формулы наиболее
часто встречающихся (в школьной программе и в заданиях ЕГЭ) амфотерных оксидов:
ВеО, ZnO, SnO, PbO, Al2O3, Cr2O3, Fe2O3*
ЗАДАНИЕ 6.1. Классифицируйте нижеприведённые оксиды и объясните, почему вы так решили:
V2O5, SO2, ZnO, Fe2O3, SO3, CO2, Li2O, FeO,
Al2O3, H2O, BaO
Упражнение рекомендуется выполнить по схеме:
• определить, не является ли данный оксид несолеобразующим;
• определить, какой химический элемент входит
в состав оксида: металл или неметалл;
• если в состав оксида входит атом неметалла — то
оксид кислотный;
• для атома металла определить валентность и по
схеме (рис. 20) определить характер оксида.
* Fe2O3 проявляет очень слабые амфотерные свойства: не реагирует в растворами щелочей, но при сплавлении с твёрдыми
щелочами образует соли.

6.1. Оксиды

187

Например:
• Cr2О3 — амфотерный, так как хром — металл с валентностью III;
• N2O3 — кислотный оксид, так как азот — неметалл;
• CrO3 — кислотный оксид, так как хром — металл
с высокой валентностью VI.
Зная характер оксида, можно описать его свойства.

Свойства кислотных оксидов
1. Кислотные оксиды (кроме оксида кремния) реагируют с водой, образуя кислоту. Чтобы составить формулу кислоты, нужно «сложить» все атомы исходных
веществ, записывая на первом месте атом водорода,
на втором — химический элемент, образующий оксид,
и на последнем — кислород. Если индексы получились
чётными, их можно сократить:
N2O3 + H2O → H2N2O4, или 2HNO2
Оксид кремния не вступает в реакцию с водой, потому что полученный гидроксид (кислота) — нерастворим в воде.
ЗАДАНИЕ 6.2. Составьте уравнения реакций с водой для кислотных оксидов из задания 6.1.
2. Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами, образуя соль соответствующей кислоты, т. е.
кислоты, которая образуется при взаимодействии этого
оксида с водой (см. выше пункт 1):
I

+
+ CO2
H2O
H 2 CO3

Na2O

Na2CO3
соль

CO32–

SiO32–

PO43–

Na+

–

Ag+

Ba2+

–

Ca2+

–

Mg2+

Zn2+

–

Cu2+

Pb2+

–

Fe3+

–

Al3+

P — растворимые; М — малорастворимые; Н — нерастворимые; – — разлагаются под водой или не существуют

CH3COO

SO42–

–

S2–

–

NO3–

K+

H+

OH–

Ионы

Растворимость солей, кислот и оснований в воде

188
Глава 6. Основные классы неорганических соединений

6.1. Оксиды

189

Для того чтобы составить такое уравнение, нужно:
• составить формулу кислоты («прибавив» к молекуле оксида молекулу воды);
• определить валентность кислотного остатка (это
часть молекулы кислоты без атомов водорода).
В данном случае кислотный остаток имеет состав
(СО3), его валентность равна числу атомов водорода в кислоте, т. е. двум (II);
• составить формулу соли, записав вместо атомов
водорода атом металла из основного оксида (в данном случае — натрий);
• составить формулу соли по валентностям металла
и кислотного остатка.
ЗАДАНИЕ 6.3. Составьте уравнения реакций с оксидом кальция кислотных оксидов из задания 6.1.
3. Кислотные оксиды реагируют с основаниями, образуя соль соответствующей кислоты и воду:
II II

+ CO2
H2O

Ba(OH)2
основание

BaCO3 + H2O
соль

H2CO3
Принципы составления уравнения те же, что и для
реакции с основным оксидом (пункт 2).
ЗАДАНИЕ 6.4. Составьте уравнения реакций с NаОН
кислотных оксидов из задания 6.1.

Свойства основных оксидов
1. Основные оксиды реагируют с водой, образуя основание. Реакция происходит, если получающееся основание (гидроксид) растворимо в воде, т. е. является

190

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

щёлочью. Поэтому реально такая реакция возможна для
оксидов щелочных и щёлочноземельных металлов.
Эти металлы находятся в ряду напряжений до магния:
Li, K, Ba, Ca, Na, Mg…
Например,
СаО + Н2О → Са(ОН)2
Fe2O3 + Н2О → ?
ЗАДАНИЕ 6.5. Составьте уравнения реакций с водой для основных оксидов из задания 6.1.
2. Основные оксиды реагируют с кислотами, образуя соль и воду:
СаО + 2HNO3 → Ca(NO3)2 + H2O
кислота

соль

ЗАДАНИЕ 6.6. Составьте уравнения реакций с Н2SО4
для основных оксидов из задания 6.1.
3. Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами, образуя соль.
4. Некоторые основные оксиды реагируют при нагревании с водородом, при этом образуется металл
и вода:
CuO + H2 → Cu + H2O
Эта реакция лежит в основе получения металлов
из их природных оксидов (руд). Кроме водорода в качестве восстановителя используют углерод, угарный
газ и другие восстановители (см. ч. 2 Самоучителя 2-го
уровня).

6.1. Оксиды

191

Свойства амфотерных оксидов
Амфотерные оксиды (от греч. аmphi — двойной)
проявляют двойственные свойства: они могут реагировать и с кислотами, и с основаниями (щелочами).
При этом образуется соль и вода.
Например:

ЗАДАНИЕ 6.7. Составьте уравнения реакций с КОН
и с НNО3 для амфотерных оксидов из задания 6.1.
ЗАДАНИЕ 6.8. С какими веществами (Н2О, NаОН,
НСl) могут реагировать оксиды:
Cr2O3, CrO, SO3, V2O5?
Составьте уравнения необходимых реакций.
* Такая реакция не происходит, но эта схема позволяет определить состав «кислотного остатка» и его валентность, а затем
составить химическую формулу соли по валентностям составных частей.

192

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

Способы получения оксидов
Существует множество способов получения оксидов. Достаточно сказать, что продуктом многих реакций является вода. А это — оксид!
Обычно оксиды получают при сгорании в кислороде простых и сложных веществ:
S + O2 → SO2
CH4 + O2 → CO2 + H2O
Обратить внимание!
При сгорании сложных веществ образуются оксиды
химических элементов, которые входят в его состав.
Исключение составляют только азот и галогены, которые выделяются в виде простых веществ, поскольку
с кислородом не реагируют*.
Оксиды могут быть получены при разложении некоторых кислот, оснований, солей:
→ Н2О + СО2
Н2СО3 ←
Cu(OH)2 → CuO + H2O
Са(НСО3)2 → Н2О + СО2 + СаСО3
Существуют и специфические способы получения
оксидов. Некоторые из них будут описаны в последующих главах и книгах Самоучителя.
* Галогенпроизводные (кроме СCl4) горят, образуя кроме оксидов СО2 и Н2О, галоген, который дополнительными реакциями превращают в галогеноводород или соль серебра. Поэтому
во многих задачах, где речь идёт о сгорании галогенпроизводных, упоминают именно галогеноводород.

6.2. Гидроксиды. Кислоты и основания

193

6.2. Гидроксиды. Кислоты и основания
Многие оксиды реагируют с водой, при этом образуются гидроксиды, причём характер гидроксида всегда
соответствует характеру оксида. Например, хром образует три оксида: с валентностью II, III, VI.
ЗАДАНИЕ 6.9. Составьте формулы этих оксидов,
определите их характер и исходя из этого — формулы
их гидроксидов.
Если вы поняли схему рис. 20, то у вас получится:
CrO →

Cr(OH)2

основный гидроксид
оксид
(основание)

Cr2O3 →

Cr(OH)3

амфотерный амфотерный
оксид
гидроксид

CrO3 →
кислотный
оксид

H2CrO4
кислотный
гидроксид
(кислота)

Чем выше степень окисления элемента в оксиде, тем
сильнее выражены кислотные свойства оксида и гидроксида. Кроме того, кислотный характер оксидов и гидроксидов усиливается в периоде слева направо, а осно´вный
характер оксидов и гидроксидов убывает.
В молекулах гидроксидов всегда присутствует связь
ОН.
ЗАДАНИЕ 6.10. Составьте графические формулы соединений (в случае затруднений см. главу 3.3):
NaOH, Fe(OH)2, Al(OH)3, H2CO3, H2SO4

194

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

ЗАДАНИЕ 6.11. Рассчитайте полярность связей
в этих молекулах, т. е. ∆χ (разность электроотрицательностей), если электроотрицательность следующих
элементов равна:
O 3,5; S 2,6; Na 1,01; Fe 1,64; Al 1,47; H 2,1; C 2,5.
Если в молекуле имеются только полярные ковалентные связи, то в первую очередь будет разрушаться
самая полярная связь.
ЗАДАНИЕ 6.12. Сделайте вывод: какая связь в каждом соединении будет разрушаться в первую очередь?
Если вы правильно выполнили расчёты, то заметили, что в гидроксидах металлов с низкой степенью
окисления ∆χ (Ме–О) больше, чем ∆χ(О–Н), поэтому
диссоциация соединений Ме(ОН)х идёт преимущественно за счёт разрыва связи Ме–О:
Ме(ОН)х → Мех+ + хОН–
Поэтому гидроксиды этого типа являются основаниями.
Основания — это электролиты, при диссоциации которых в качестве аниона образуются только ионы
ОН–.
У гидроксидов металлов с высокой степенью окисления и у гидроксидов неметаллов ∆χ(О–Н) = 3,5 –
– 2,1 = 1,4 больше, чем ∆χ(С–О) = 2,5 – 2,1 = 0,4 или
∆χ(S–О) = 2,6 – 2,1 = 0,5, поэтому в первую очередь
здесь разрушаются связи О–Н:
H2SO4 → Н+ + HSO4–
Поэтому гидроксиды этого типа — кислоты.

6.3. Способы получения кислот и их свойства

195

Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых в качестве катиона образуются только ионы Н+.
Рассмотрим свойства гидроксидов и их производных.

6.3. Способы получения кислот и их свойства
Кислоты — это сложные вещества, в состав молекул
которых входит активный атом водорода и кислотный
остаток. Этот активный атом водорода в химических
реакциях способен замещаться на атом металла; в результате чего всегда получается соль.
С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислоты — это электролиты, при диссоциации
которых в качестве катиона образуются только ионы
водорода (см. также гл. 7).
В состав любой кислоты кроме атомов водорода
входит кислотный остаток. Кислотный остаток — это
часть молекулы кислоты без атомов водорода, которые
могут быть замещены на атом металла. Валентность
кислотного остатка равна числу таких атомов водорода:
III

H3 PO4
кислотный остаток

При определении валентности кислотного остатка
учитываются те атомы водорода, которые участвовали
в реакции или могут участвовать в ней. Так, фосфорной кислоте Н3РО4, в зависимости от условий, могут
соответствовать кислотные остатки иного состава:
–1H

H3PO4

(H2PO4)

196

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

–2H

H3PO4

(HPO4)

У органических кислот не все атомы водорода в молекуле способны замещаться на атом металла:
кислотный остаток
I

CH3COOH
не активный
атом

(CH3COO)

активный
атом

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотный остаток — это анион, который образуется при диссоциации кислоты:
Н3РО4 → Н+ + Н2РО4–
→ Н+ + НРО42–
Н2РО4– ←
→ Н+ + РО43–
НРО42– ←
→ СН3СОО– + Н+
СН3СООН ←
По числу активных атомов водорода кислоты делят
на одноосновные и многоосновные:
• СН3СООН — одноосновная, так как один атом водорода способен замещаться на атом металла;
• Н2СО3 — двухосновная, так как два атома водорода
могут быть замещены.
По составу кислоты делят на:
• бескислородные: НСl (соляная), HF (плавиковая),
Н2S (сероводородная);
• кислородсодержащие: НСlO (хлорноватистая),
Н2SO3 (сернистая).

6.3. Способы получения кислот и их свойства

197

Кислородсодержащие кислоты могут быть получены при действии воды на кислотные оксиды, поэтому
являются гидроксидами. Исходные кислотные оксиды
называются «ангидридами кислот», или «кислотными
ангидридами»:
P2O5 + H2O → 2HPO3
метафосфорная
кислота

Метафосфорная кислота неустойчива и, присоединяя воду, превращается в более устойчивую кислоту:
НРО3 + Н2О → Н3РО4
ортофосфорная
кислота
(фосфорная кислота)

Или в суммарном виде:
Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4
Этот процесс можно ускорить, если получаемый
раствор прокипятить. (См. задачу 26 в конце главы.)
Таким образом, Р2O5 — ангидрид ортофосфорной
кислоты, а также некоторых других, менее устойчивых фосфорных кислот. Состав этих кислот отражает
формула
хР2О5 · уН2О
ЗАДАНИЕ 6.13. Составьте химическую формулу кислоты, если х = 1, а у = 2.
Дифосфорная (пирофосфорная) кислота Н4Р2О7 является структурным элементом АДФ, которая является биологическим аккумулятором энергии совместно
с АТФ (см также Самоучитель 2–2, гл. 6.8).

198

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

Бескислородные кислоты представляют собой растворы некоторых газов в воде, при этом и растворённому газу, и полученному раствору приписывают одинаковые химические формулы и одинаковые свойства,
хотя это не так. Например, из простых веществ водорода и хлора получается газ хлороводород:
H2 + Cl2 → 2HCl
Этот газ не проявляет кислотных свойств: если он
сухой, его можно перевозить в металлических ёмкостях
и никакой реакции не происходит. Но при растворении хлороводорода в воде получается раствор, который
проявляет свойства сильной кислоты; кислоту (соляную) перевозить в металлических ёмкостях нельзя!
Этот факт легко объяснить с точки зрения теории
электролитической диссоциации: кислоты — это электролиты, при диссоциации которых в качестве катиона
образуются только ионы водорода. А в реакции с металлами участвуют именно ионы водорода:
Н+ + Ме → Меn+ + Н2
Вопрос. Почему сухой хлороводород и безводные кислоты не реагируют с металлами?
Благодаря иону водорода растворы кислот изменяют окраску индикаторов. Кстати, наличие именно этого иона в растворах кислот обусловливает их кислый
вкус, что, собственно, и дало название этим веществам.
При замене иона водорода кислоты на ион металла образуются соли. Такие процессы происходят, когда растворы кислот реагируют
• с основаниями;
• основными и амфотерными оксидами;

6.3. Способы получения кислот и их свойства

199

• металлами;
• солями.
Рассмотрим некоторые из этих процессов подробнее.
1. Все кислоты реагируют с растворами щелочей. Эта
реакция, фактически, определяет, относится ли данное вещество к кислотам. Например, нерастворимые
кислоты (кремниевая, стеариновая*) вообще трудно
назвать словом «кислота», поскольку они не кислые,
не изменяют окраску индикатора, не реагируют с металлами. Но растворы щелочей с ними реагировать
будут:
Н2SiO3 + NaOH → Na2SiO3 + H2O
С17Н35СООН + NaOH → С17Н35СООNa + H2O
Мыло

Реакция кислоты со щёлочью называется реакцией
нейтрализации. Подобная реакция с нерастворимыми
основаниями становится невозможной, если в реакцию
вступает нерастворимая кислота или если в результате
образуется нерастворимая соль (см. с. 188). Собственно, во втором случае реакция начинается на поверхности, но сразу же прекращается. Так, реакция между
гидроксидом железа (III)** и фосфорной кислотой завершается, как только на поверхности образуется нерастворимый фосфат железа.
2. Кислоты реагируют с основными и амфотерными
оксидами, растворяя их, поэтому и здесь справедливо
правило, указанное выше.
ЗАДАНИЕ 6.14. Составьте уравнения таких реакций
(в случае затруднения cм. Самоучитель 1, гл. 2.2).
* Стеариновая кислота С17Н35СООН составляет основу обычной свечи. Но какая же это кислота?!
** Это вещество составляет основу ржавчины.

200

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

3. Растворы кислот способны реагировать с металлами, если металл стоит в ряду напряжений до водорода:
РЯД НАПРЯЖЕНИЙ
Li К Ba Са Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag
вытесняют водород из растворов
кислот

не вытесняют
водород

убывает активность металлов

В результате такой реакции должны образовываться
растворимая соль и выделяться водород:
→

Mg + HCl → MgCl2 + H2
Cu + HCl → не идёт

Кислоты, у которых в реакцию вступает не ион водорода, а анион кислотного остатка (HNO3; концентрированная H2SO4), могут реагировать и с менее активными металлами (Cu, Hg Ag), но водород при этом
не выделяется:
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O + NO
или
Cu + NO3– → Cu2+ + NO
Собственно, в этом процессе водород не принимает
участия!
Кроме того, следует помнить, что в результате такой
реакции должна образоваться растворимая соль, иначе
реакция между металлом и кислотой завершается, как
только на поверхности образуется нерастворимая соль.
4. Кислоты — это электролиты, следовательно, они
бывают сильными и слабыми.

6.3. Способы получения кислот и их свойства

201

Сила кислот уменьшается в ряду:
HClO4 → HNO3 → HI → HBr → H2SO4 → HCl →
H3PO4 → H2SO3 → HF →
HNO2 → H2CO3 → H2S → H2SiO3
Здесь в первом ряду показаны сильные кислоты, во
втором — «средней» силы, в третьем — слабые кислоты *. Считается, что сильные кислоты вытесняют
слабые (менее сильные) кислоты из их солей, а обратная реакция не идёт. На самом деле эти процессы происходят в растворе между ионами и являются
обратимыми процессами. А положение равновесия
зависит от внешних условий. Так, реакция между сероводородом и раствором сульфата или нитрата многовалентного металла при нормальных условиях смещена
в сторону образования осадка сульфида этого металла:
→

CuSO4 + H2S → CuS

+ H2SO4

А при нагревании направление реакции изменяется
в сторону образования газа:
→

CuS + H2SO4 → CuSO4 + H2S

Обратите внимание: первая реакция противоречит
правилу — здесь слабая кислота как бы вытесняет более сильную кислоту. Поэтому нужно помнить более
общее правило:
реакция между кислотой и солью происходит в сторону связывания ионов**.
При н. у. растворимость осадка минимальна, и равновесие смещается в сторону осадка; при нагревании
* См. подробнее гл. 7.3.
** См. подробнее гл. 7.4.

202

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

растворимость газа минимальна, и равновесие смещается в сторону образования газа.
Если осадка не образуется, то равновесие смещается
в сторону образования летучей кислоты.
Такие кислоты образуются при растворении газов
в воде: это галогенводородные кислоты, угольная,
сернистая и азотная кислота, которая образуется по
схеме:
NO2 + O2 + H2O → HNO3
газ

газ

Поэтому «летучую» азотную кислоту получают действием нелетучей концентрированной серной кислоты
на нитраты:
→

H2SO4 + KNO3 → K2SO4 + HNO3
Аналогично получают хлороводород:

→

H2SO4 + KCl → K2SO4 + HCl ,
конц.

твёрд.

газ

при растворении которого в воде образуется соляная
кислота.

6.4. Способы получения оснований
и свойства щелочей
Основания — это сложные соединения, в состав молекул которых входит атом металла и гидроксогруппа
ОН:
n

Ме(ОН)n,
где n — число групп ОН и валентность металла.

6.4. Способы получения оснований и свойства щелочей

203

Это определение неточное, так как все гидроксиды
(и кислородсодержащие кислоты, и основания) содержат гидроксогруппы:
OH
Al

OH
OH

O
S

Поэтому больше соответствует истине определение:
основания — это электролиты, при диссоциации которых в качестве аниона образуются только гидроксиданионы ОН– (см. также гл. 7).
Свойства неорганического основания проявляет
раствор аммиака в воде — NH4OH — гидроксид аммония*:
→ NH4+ + OH–
NH4OH ←
По растворимости в воде основания делят на растворимые и нерастворимые. Растворимые в воде основания
называются щелочами.
В состав щелочей входят атомы активных металлов
(они находятся в начале ряда напряжений, до магния).
Эти основания являются сильными электролитами.
Их растворы разъедают различные материалы (бумагу,
кожу), мылкие на ощупь**.
Гидроксид аммония тоже относится к щелочам, так
как существует только в растворах.
* Молекула такого состава не обнаружена, но эта «условная»
молекула хорошо отражает свойства этого основания, поэтому
её используют при составлении уравнений реакций.
** Щёлочи превращают жиры кожи в мыло.

204

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

→

Щёлочи можно получить действием активного металла (К, Nа, Cа, Ва, …) или оксида активного металла
на воду:
Nа + H2O → NаОН + H2
СаO + H2O → Са(ОH)2
Растворы щелочей реагируют с кислотными и амфотерными оксидами и с кислотами. Последняя реакция
называется реакцией нейтрализации. Реакция нейтрализации характерна для всех кислот!
ЗАДАНИЕ 6.15. Составьте 2–3 уравнения реакций
нейтрализации.
Растворы щелочей реагируют с растворами солей.
Реакция происходит, если оба исходных вещества растворимы (щёлочь и соль), а образуется хотя бы одно
нерастворимое соединение (см. с. 188).
ЗАДАНИЕ 6.16. Какие из следующих реакций возможны:
а) Fe(NO3)3 + гидроксид калия;
б) Na2SO3 + гидроксид кальция;
в) K3PO4 + гидроксид аммония;
г) Са3(РО4)2 + гидроксид натрия.
Растворы щелочей, как и растворы кислот, способны изменять окраску индикаторов:
фиолетовый лакмус синеет,
оранжевый метилоранж желтеет,
бесцветный фенолфталеин краснеет.
Собственно, на индикатор действует не молекула
щёлочи, а гидроксид-анион ОН–. Поэтому все перечисленные выше реакции (кроме реакции с кислота-

6.4. Способы получения оснований и свойства щелочей

205

ми) происходят с растворами щелочей и не характерны
для нерастворимых оснований.
Нерастворимые основания получают, действуя на раствор соли, в состав которой входит нужный атом металла, раствором щёлочи:
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4
Cu(OH)2
Свойства нерастворимых в воде оснований во многом отличаются от свойств щелочей: нерастворимые
в воде основания не могут реагировать с растворами
солей, а также с амфотерными и некоторыми кислотными оксидами. Они не изменяют окраску индикатора.
Вопрос. Почему?
Нерастворимые основания могут реагировать с кислотами. При этом происходит растворение исходного
нерастворимого вещества (осадка):
Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O
осадок

Таким образом, эта реакция возможна, если образуется растворимая соль.
Нерастворимые основания разлагаются при нагревании. При этом чем меньше активность металла (см. ряд
напряжений), тем легче разлагается основание на оксид
и воду:
Fe(OH)3
Cu(OH)2
AgOH

Fe2O3 + H2O
н. у.

в момент
получения

CuO + H2O
Ag2O + H2O

206

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

По этой причине в некоторых учебниках нерастворимые основания не рассматриваются как индивидуальные соединения, их считают веществами переменного состава, например:
х Fe2O3 · у H2O
Среди нерастворимых в воде оснований следует выделить особую группу веществ — амфотерные гидроксиды. Способы получения их такие же, как и для нерастворимых оснований.
Амфотерные гидроксиды проявляют двойственные
свойства, т. е. реагируют и с кислотами, и со щелочами
(и растворяются при этом):
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
как
кислота
основание

III

Al(OH)3 + 3NaOH = Na3AlO3 + 3H2O
как
кислота:
III

основание

H3AlO3

Если эта реакция происходит в растворах щелочей,
то вместо вещества состава Na3AlO3 (или NaAlO2) образуется сложное комплексное соединение*:
Na3[Al(OH)6] или Na[Al(OH)4]
ЗАДАНИЕ 6.17. Составьте уравнения реакций с кислотой и со щёлочью для амфотерных гидроксидов:
а) гидроксида цинка;
б) гидроксида хрома (III).
* Подробнее см. Самоучитель 2–2, главы 3 и 4.

6.5. Соли

207

6.5. Соли
Соли — это продукты реакции между кислотой и основанием, даже если эта реакция практически неосуществима. Поэтому в состав любой соли входит остаток основания (обычно атом металла или группа NH4)
и остаток кислоты (кислотный остаток). Например:
NH4NO3 K2CO3 CaHPO4 CuOHCl
ЗАДАНИЕ 6.18. Попробуйте определить для каждой
из этих солей, где в её молекуле остаток кислоты, а где
остаток основания. Определите валентности составных
частей.
Обратите внимание, что в состав некоторых солей
входят атомы водорода или группы ОН. Такое различие
подсказывает, что соли могут быть разных типов. Рассмотрим шесть типов солей.
Средние соли. Такие соли получаются, если кислота
и основание полностью прореагировали:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
средняя
соль

Правила составления названий солей подробно рассмотрены в главе 2.4 Самоучителя 1.
Кислые соли. Такие соли получаются, если не все атомы водорода кислоты были замещены на атом металла:
NaOH + H2SO4 = NaHSO4 + H2O
кислая соль

Кислотные остатки таких солей содержат атом водорода. При составлении названий кислых солей используют частицу «гидро»:
КНСО3 — гидрокарбонат калия.

208

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

Кислые соли могут проявлять некоторые свойства
кислот.
При диссоциации кислых солей сильных кислот образуется кислая среда, т. е. избыток ионов водорода:
→ Na+ + H+ + SO42–
NaHSO4 ←
Поэтому кислые соли могут реагировать с щелочами. Реакция идёт даже в том случае, когда соль образована слабой кислотой:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O
кислая соль

средняя соль

При этом образуются средние соли, если в состав
кислой соли и основания входит один и тот же металл.
Если основание и соль содержат атомы разных металлов, то образуется двойная соль:
NaHSO4 + КОН → NaКSO4 + Н2О
Эту соль можно изобразить так: Na2SO4 · К2SO4.
В растворе такой соли образуются такие же ионы, как
если бы в воде растворили две соли. К двойным солям
относятся квасцы, которые применяются в медицине
и для крашения тканей:
KAl(SO4)2 и KCr(SO4)2
Осно´вные соли. Такие соли образуются, если не все
группы ОН основания замещены на кислотный остаток:
Ca(OH)2 + HCl = CaOHCl + H2O
основная соль

Такие соли содержат гидроксогруппу ОН.

6.5. Соли

209

При составлении названий основных солей используют частицу «гидроксо»:
АlOНСl2 — гидроксохлорид алюминия.
Часто основные соли образуются при гидролизе солей нерастворимых оснований. Основные соли могут
проявлять некоторые свойства оснований. Например,
они могут реагировать с кислотами:
CaOHCl + HCl = CaCl2 + H2O
основная
соль

средняя
соль

В том случае, когда в такой реакции участвует другая кислота, образуется смешанная соль:
CaOHCl + HОCl → Са(ОCl)Cl + Н2О
смешанная
соль

В состав смешанной соли входят два кислотных
остатка, поэтому в растворе такой соли образуется один
катион и два аниона:
→ Са2+ + ОCl– + Cl–
Са(ОCl)Cl ←
Состав такой соли можно выразить формулой
СаОCl2, что вводит иногда в заблуждение, поскольку
невозможно вспомнить кислоту, в состав которой входит анион ОCl2–. Такой кислоты просто нет.
К классу солей относятся некоторые комплексные соединения, такие как:
• красная кровяная соль К3[Fe(CN)6],
• жёлтая кровяная соль К4[Fe(CN)6],
• тетрагидроксоалюминат калия K[Al(OH)4].

210

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

ЗАДАНИЕ 6.19. Определите, какое основание и какая кислота могли бы образовать эти комплексные соли.
Комплексный ион очень прочный и не диссоциирует, поэтому, в отличие от двойных и смешанных солей,
в растворе комплексной соли образуется по одному
типу аниона и катиона:
→ 3К+ + [Fe(CN)6]3–
К3[Fe(CN)6] ←
ЗАДАНИЕ 6.20. Составить уравнения реакций диссоциации комплексных солей.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Установить соответствие между
формулой соли и названием класса (группы), к которому она принадлежит.
ФОРМУЛА СОЛИ
КЛАСС (ГРУППА)
А) К2НРО4
1) средняя;
2) кислая;
Б) SnOHNO3
3) основная;
В) К[Fe(OH)4]
4) комплексная;
Г) (NH4)2Fe(SO4)2 · 6H2O
5) двойная.
При составлении формул кислых или основных солей следует придерживаться правила:
валентность катиона или аниона определяют по числу
«потерянных» групп ОН или атомов Н.
Для примера составим формулу гидроксонитрата
железа (III). Исходное вещество — Fe(OH)3. Поскольку в полученном веществе одна гидроксогруппа (нет
приставки «ди»), то Fe(OH)3 «потерял» 2ОН группы
и валентность этого аниона равна двум:
II

(FeOH) (NO3) 2

6.5. Соли

211

Во многих примерах, которые иллюстрировали
свойства оксидов, кислот, оснований — продуктом
реакции была соль. Попробуем обобщить эти сведения и выяснить, в результате каких процессов можно получить СОЛЬ заданного состава. Прежде всего
отметим, что эти способы получения можно условно
разбить на 2 группы:
• 1 — получение солей из веществ, которые не являются солями;
• 2 — получение солей из других солей (химические
свойства солей).
Реакции 1-й группы основаны на том, что в реакцию
вступают противоположные по свойствам вещества.
В начале следует составить две генетические последовательности:
Металл → основный оксид → основание
Неметалл → кислотный оксид → кислота
Соединив стрелочками противоположные по свойствам вещества, получаем 7 способов получения солей.
Составляя примеры этих реакций, следует помнить,
что под словом «неметалл» в реакциях 1 и 7, подразумевается галоген или сера (халькоген)*, поскольку реально только эти элементы входят в состав кислотных
остатков бескислородных кислот (рис. 21).
Приведём конкретные примеры:
1. Металл + неметалл (галогены, сера, селен, теллур):
Fe + S → FeS
* Слова «галоген» или «халькоген» — синонимы, которые обозначают «солерождающие». К халькогенам относятся теллур,
селен и сера.

212

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

2. Металл + кислота:
Fe + HCl → FeCl2 + H2
3. Основный оксид + кислотный оксид:
CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2
4. Основный оксид + кислота:
MgO + HNO3 → Mg(NO3)2 + H2O
5. Основание + кислота:
NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + H2O
6. Основание + кислотный оксид:
KOH + CO2 → K2CO3 + H2O
7. Основание + неметалл:
КОН + Cl2 → KCl + KClO3 + H2O

Рис. 21. Схема способов получения солей
без участия солей как исходных веществ

ЗАДАНИЕ 6.20. Расставьте коэффициенты в этих
уравнениях. Приведите свои примеры каждого типа.

6.5. Соли

213

Реакции 2-й группы являются реакциями обмена или
замещения. В каждой из таких реакций участвует соль.
8. Более активный металл вытесняет менее активный из растворов его солей:
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
обратный процесс не идет:
Cu + FeSO4 →
Активность металлов можно определять по ряду
напряжений: любой металл активнее всех металлов,
стоящих в этом ряду после него (правее него).
9. Сильная кислота вытесняет более слабую кислоту
из соли слабой кислоты:
HNO3 + CaCO3 → Ca(NO3)2 + H2CO3
10. Щёлочь, реагируя с солью, образует новое основание и новую соль:
КОН + АlСl3 → Аl(OH)3
р

+ КСl
р

Эта реакция происходит, если оба исходных вещества растворимы, а хотя бы одно из полученных веществ — нерастворимо.
11. Соль, вступая в реакцию обмена с другой солью,
образует две новые соли:
2AgNO3 + BaCl2 = Ba(NO3)2 + 2AgCl
р

Эта реакция также происходит, если оба исходных
вещества растворимы, а хотя бы одно из полученных
веществ — нерастворимо.

214

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

Например, эта реакция:
K3PO4 + NaCl → Na3PO4 + KCl
р

невозможна, так как обе полученные соли растворимы.
А этот процесс:
СаСО3 + NaCl →
невозможен потому, что исходное вещество СаСО3
(мел) нерастворимо в воде.
ЗАДАНИЕ 6.21. Составьте по 3–4 уравнения реакций получения:
а) бромида магния;
б) сульфата цинка.
Перечисленные способы получения солей (8) — (11)
одновременно являются и свойствами солей. Важнейшим свойством некоторых солей является их гидролиз
(см. гл. 7).

6.6. Задачи по теме «Способы получения
и свойства неорганических веществ
различных классов»
ЗАДАЧА 1. На нейтрализацию 20 г смеси гидрофосфата и дигидрофосфата натрия потребовалось 25 г
40%-ного раствора NaOH. Определить состав смеси.
Составим уравнения реакций:
аг

х моль

NaH2PO4 + 2NaOH → Na3PO4 + 2H2O
m = 120 г

2 моль

(20 – а)

у моль

m = 142 г

1 моль

Na2HPO4 + NaOH → Na3PO4 + H2O

6.6. Задачи

215

Определим количество вещества NaOH, которое
содержится в растворе (можно считать, используя значение массы этого вещества, но более простые числа
получаются, если используется величина «моль»):
m(NaOH) = 25 · 0,4 = 10 г
ν(NaOH) = 10 : 40 = 0,25 моль
Внимание: количество вещества щёлочи можно рассчитать сразу:
ν(NaOH) = m(раствора) · ώ(раствора): М(NaOH) =
= 25 · 0,4 : 40 = 0,25 моль
Теперь используем приём, который был отработан
в задаче 11 (гл. 6.2): пусть в смеси содержится а, г дигидрофосфата, тогда гидрофосфата содержится
(20 – а), г. Подставим эти величины в уравнения реакций и найдём значения х и у.
х = 2а : 120 = 0, 0167а
у = (20 – а) : 142 = 0,007(20 – а)
Всегда избавляйтесь от дробей — превращайте их
в десятичные дроби (коэффициенты).
Поскольку х + у = 0,25 моль, получаем уравнение:
0, 0167а + 0,007(20 – а) = 0,25 или
1,67а + 0,7(20 – а) = 25 (все члены предыдущего равенства умножены на 100)
1,67а + 14 – 0,7а = 25
0,97а = 11
а = 11,34, т. е. m(дигидрофосфата) = 11,34 г, а
m(гидрофосфата) = 20 – 11,34 = 8,66 г
Ответ: смесь состояла из 11,34 г дигидрофосфата
и 8,66 г гидрофосфата.

216

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

Описанный выше приём, который был отработан
в задаче 11 (гл. 6.2) становится единственно возможным способом решения задач, в которых «не хватает
данных».
ЗАДАЧА 2. Определить массовую долю сульфата натрия в нейтральном растворе, полученном при растворении гидрокарбоната натрия в 10%-ном растворе
серной кислоты.
Напомним, что приём заключается в том, что определяемая величина считается известной и обозначается
буквой А, решение задачи начинается со слова «пусть».
В данном случае: пусть массовая доля сульфата натрия
равна А, %, это означает, что 100 г полученного раствора содержит А, г сульфата натрия. Подставим эти
данные в уравнение реакции:
z, г

х, г

А, г

у, г

2NaHCO3 + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2О + 2СО2
m = 2 · 84 г = 168 г

m = 98 г

m = 142 г

m = 2 · 44 г = 88 г

Найдём массу кислоты в исходном растворе:
х = m(H2SO4) = 98А/142 = 0,69А, г
и массу исходного раствора:
m(раствора) = 0,69А : 0,1 = 6,9А г
В этом растворе растворили z, г гидрокарбоната натрия:
z = 168А/142 = 1,18А, г
в результате реакции выделилось у, г газа:
у = 88А/142 = 0,62А, г

6.6. Задачи

217

Массу полученного раствора всегда следует рассчитывать по формуле:
m(полученного раствора) = m(исходного раствора) +
+ m(добавленных веществ) – m(газа или осадка).
После выделения у, г газа масса полученного раствора равна:
m(полученного раствора) = 6,9А + 1,18А – 0,62А =
= 7,46А г, что составляет 100 г.
Найдём значение А:
А = 100 : 7,46 = 13,4 %
При получении растворов происходят не только физические процессы (дробление вещества, диффузия),
но и взаимодействие вещества и растворителя. (Подробнее см. Самоучители первого и второго уровня,
главы «Растворы».) Иногда в результате такого взаимодействия образуются совершенно новые вещества.
В этом случае необходимо составить уравнение или
схему происходящего процесса, а в расчётной формуле
указывать, о каком веществе идёт речь.
ЗАДАЧА 3. В каком объёме воды следует растворить
14,2 г фосфорного ангидрида, чтобы получить 49%-ный
раствор ортофосфорной кислоты?
Составим уравнение реакции, происходящей при
растворении оксида фосфора:
14,2 г

х, г

Р2О5 + 3Н2О → 2Н3РО4
1 моль
m = 142 г

2 моль
m = 2 · 98 = 196 г

218

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

Составив пропорцию, получаем:
14,2 г Р2О5 – х, г Н3РО4
142 г Р2О5 –196 г Н3РО4, отсюда х = 19,6 г Н3РО4
Поскольку необходимо получить 49%-ный раствор,
то его количественный состав можно выразить так:
49 % → 49 г Н3РО4 содержится в 100 г раствора, в котором 51 г воды.
19,6 г Н3РО4 → → → → → → → → → → у, г воды.
у = 20,4 г воды потребовалось для растворения полученной кислоты.
НО! Кислота ещё не получена, поскольку мы не определили, сколько воды потребуется для образования
этой кислоты. Вернёмся к уравнению реакции:
14,2 г

z, г

х, г

Р2О5 + 3Н2О → 2Н3РО4
1 моль
3 моль
m = 142 г m = 54 г

2 моль

Отсюда: z = 5,4 г воды потребовалось на получение
фосфорной кислоты.
Общая масса воды:
m(Н2О) = 5,4 + 20,4 = 25,8 г, следовательно V(Н2О) =
= 25,8 мл
Ответ: Р2О5 следует растворить в 25,8 мл воды.
ЗАДАЧА 4. Какой объём водорода выделится при
взаимодействии 5,4 г алюминия с 200 г 12%-ного раствора серной кислоты? Чему равны массовые доли веществ в полученном растворе?
Если в условии задачи имеется легкоузнаваемый
признак: указаны данные для обоих (или всех) реаги-

6.6. Задачи

219

рующих веществ, то в этом случае вначале следует провести анализ на «избыток — недостаток». Для этого
нужно определить количество (в моль) реагирующих
веществ. Затем по уравнению реакции определить молярное соотношение этих веществ и сделать вывод —
какое из них находится в недостатке. Именно по этой
величине (в моль!) ведутся последующие расчёты.
Решение. Определим массы и количество вещества
для алюминия и серной кислоты.
m(H2SO4) = ώ · m(раствора) = 0,12 · 200 = 24 г
ν(H2SO4) = m : М = 24 : 98 = 0,24 моль
(Всегда определяйте две значащие цифры после запятой!)
ν(Аl) = 5,4 : 27 = 0,2 моль
Составим уравнение реакции:
2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2
2 моль

3 моль

Из уравнения реакции видно, что молярные соотношения исходных веществ 2 : 3, это означает, что
0,2 моль алюминия реагируют полностью с 0,3 моль
серной кислоты, но этой кислоты имеется только 0,24
моль, т. е. недостаток. Укажем количество вещества
серной кислоты (0,24 моль) в уравнении реакции и выполним расчёт по коэффициентам:
0,16 моль ← 0,24 моль → 0,08 моль → 0,24 моль

2Al + 3H2SO4 → Al2(SO4)3 + 3H2

2 моль

3 моль

1 моль

3 моль

Теперь можно ответить на все вопросы задачи. Объём водорода рассчитать несложно, поскольку мы уже
определили количество (моль) этого вещества.

220

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

ЗАДАНИЕ. Рассчитайте объём водорода.
Для того чтобы определить массовые доли растворённых веществ, нужно установить, какие вещества растворимы. В данном случае — это серная кислота и соль.
Но серная кислота вступила в реакцию полностью.
Массу соли рассчитайте по количеству вещества её.
Массу полученного раствора всегда следует рассчитывать по формуле:
m(полученного раствора) = m(исходного раствора) +
+ m(добавленных веществ) – m(газа или осадка)
В данном случае:
m(полученного раствора) = m(исходного раствора) +
+ m(растворённого Al) – m(Н2)
Обратите внимание: следует добавить не ту массу
алюминия, которую добавили в раствор, а только ту,
которая вступила в реакцию:
m(Аl) = 0,16 моль · 27 г/моль = 4,32 г
ЗАДАНИЕ. Рассчитайте массу раствора, предварительно рассчитав массу водорода.
Теперь рассчитаем массовую долю соли в полученном растворе:
ώ(соли) =

m(соли)
m(раствора)

= 27,36 : 204,2 = 0,134 (13,4 %)

Ответ: массовая доля сульфата алюминия равна
13,4 %, а объём водорода 5,4 литра.
Анализ на «избыток — недостаток» позволяет установить и качественный, и количественный состав реакционной смеси. Особенно важен этот анализ в случае, когда могут получаться кислые или осно´вные соли.

6.6. Задачи

221

ЗАДАЧА 4. Установить состав и массу солей, если
в раствор, содержащий 28 г КОН, пропустить: а) 15 л
СО2; б) 10 л СО2; в) 2,5 л СО2.
При решении подобных задач следует учитывать,
что при взаимодействии щелочей с многоосновными
кислотами или их ангидридами могут получаться как
средние, так и кислые соли. В данном случае, если молярное соотношение компонентов 1 : 1, то образуется
кислая соль:
КОН + СО2 → КНСО3
А если щёлочь в избытке (2 : 1) и более, то получается средняя соль:
2КОН + СО2 → К2СО3 + Н2О
Поэтому вначале нужно рассчитать количество вещества обоих компонентов:
ν(КОН) = 28 : 56 = 0,5 моль
а) ν(СО2) = 15 : 22,4 = 0,67 моль
б) ν(СО2) = 10 : 22,4 = 0,45 моль
в) ν(СО2) = 2,5 : 22,4 = 0,11 моль
В первом случае (а) ν(СО2) > ν(КОН), поэтому образуется только кислая соль:
0,5 моль

КОН

(0,67 моль)

СО2

→

КНСО3

В этом случае углекислый газ находится в избытке,
а его избыток не может реагировать с солью дальше.
Значит, образуется только кислая соль в количестве
0,5 моль (считаем по «недостатку»).

222

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

В случае (в) ν(СО2) < ν(КОН), т. е. когда КОН в избытке, происходят обе реакции. Легко видеть, что
0,11 моль СО2 полностью прореагирует с 0,11 · 2 =
= 0,22 моль КОН. Поэтому, фактически, идёт только
вторая реакция:
(0,5 моль) 0,11 моль → 0,11 моль
2КОН + СО2 → К2СО3 +

Н2О

и образуется только средняя соль К2СО3 в количестве
0,11 моль.
Во случае (б) идут обе реакции:
0,45 моль →

(0,5 моль)

КОН

СО2

→

0,45 моль

КНСО3

Здесь остаётся в избытке 0,5 – 0,45 = 0,05 моль КОН,
который вступает в следующую стадию процесса:
(0,45 моль) → 0,05 моль

0,05 моль

КОН

КНСО3

→

К2СО3

Н2О

В этой реакции остаётся 0,45 – 0,05 = 0,4 моль
КНСО3, и образуется 0,05 моль К2СО3.
Смотри также Самоучитель 1, раздел 4.

ВЫВОДЫ по главе 6
Важнейшими классами неорганических соединений являются оксиды, кислоты, основания, соли.
Между ними существует тесная генетическая связь.
Каждому оксиду соответствует гидроксид (основание
или кислородсодержащая кислота), который имеет
аналогичные свойства. Каждой соли соответствует
определённая кислота и основание.

ВОПРОСЫ и УПРАЖНЕНИЯ
к главе 6
1. Классифицируйте и назовите эти известные вещества:
• поваренная соль — NaCl
• питьевая сода — NaHCO3
• стиральная сода — Na2CO3
• кристаллическая сода Na2CO3 · 10Н2О
• песок — SiO2
• каустическая сода — NaOH
• мел, мрамор, известняк — CaCO3
• калийная селитра — KNO3
• угарный газ — CO
• силикатный клей — Na2SiO3
• негашёная известь — CaO
• гашёная известь, известковая вода — Ca(OH)2
• ляпис — AgNO3
• поташ — K2CO3
• углекислый газ — CO2
• аммиачная селитра — NH4NO3
• нашатырь — NH4Cl
• вода — H2O
• нашатырный спирт — NH4OH
• сернистый газ — SO2
Запомните эти формулы и названия!
2. С какими из перечисленных ниже веществ:
• гидроксид натрия;
• соляная кислота;
• вода;
• оксид кальция;
• гидроксид цинка;
• оксид серы (VI)

224

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

будут реагировать:
а) оксид алюминия;
б) карбонат натрия;
в) оксид меди;
г) азотная кислота?
3. Закончить уравнения тех реакций, которые возможны:
а) оксид железа (III) + серная кислота →
б) углекислый газ + гидроксид бария →
в) оксид цинка + азотная кислота →
г) негашёная известь + гидроксид калия →
д) сернистый газ + соляная кислота →
е) оксид цинка + гидроксид калия →
ж) оксид железа (II) + вода →
з) оксид бария + вода→
Если процесс невозможен, пояснить почему.
4. С какими веществами реагирует соляная кислота:
• магний,
• медь,
• оксид алюминия,
• оксид серы (IV),
• гидроксид железа (III),
• сульфат калия,
• карбонат цинка,
• сульфид натрия.
Составить уравнения возможных реакций.
5. С какими из перечисленных ниже веществ будет
реагировать раствор щёлочи:
• оксид фосфора (V);
• оксид меди;

Вопросы и упражнения к главе 6

225

• оксид алюминия;
• фосфорная кислота;
• гидроксид кальция;
• гидроксид алюминия;
• силикат калия;
• карбонат кальция;
• сульфат хрома?
Будет ли с этими же веществами реагировать гидроксид меди (II)? Составить уравнения возможных реакций.
6. Как:
а) исходя из натрия, получить гидроксид натрия;
б) исходя из железа, получить гидроксид железа;
в) исходя из меди, получить гидроксид меди;
г) исходя из серы, получить серную кислоту?
Составить уравнения необходимых реакций.
7. Классифицировать соли:
• CuSO4 · 5H2O,
• NaH2PO4,
• (NH4)2Cr2O7,
• (CuOH)2CO3,
• NH4NO2,
• KAl(SO4)2,
• NaHSO3,
• CaOCl2,
• Ca(HCO3)2,
• K3[Fe(CN)6],
• ZnS.
8. Составить уравнения реакций получения:
а) фосфорной кислоты,
б) углекислого газа (три способа),

226

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

в) нитрата аммония,
г) гидроксида калия (три способа),
д) фосфата кальция,
е) кремниевой кислоты,
ж) гидроксида алюминия.

Задания ЕГЭ
9. Установить соответствие между названием вещества и классом (группой) неорганических соединений, к которому оно принадлежит (собраны
примеры из нескольких вариантов):
НАЗВАНИЕ
ВЕЩЕСТВА
а) гидроксохлорид
цинка;
б) угарный газ;
в) хлорат натрия;
г) гидрокарбонат
свинца (II);
д) дихромовая
кислота;
е) соляная кислота;
ж) гидроксид
бериллия;
з) перманганат калия;
и) оксид хрома (III);
к) гашёная известь;
л) мрамор;
м) пищевая сода.

КЛАСС (ГРУППА)
СОЕДИНЕНИЙ
1) бескислородная
кислота;
2) несолеобразующий
оксид;
3) средняя соль;
4) кислородсодержащая кислота;
5) амфотерный
гидроксид;
6) осно´вный гидроксид;
7) щёлочь;
8) кислая соль;
9) осно´вная соль;
10) кислотный оксид;
11) амфотерный оксид.

Составьте формулы этих соединений.

Вопросы и упражнения к главе 6

227

10. Установить соответствие между формулой вещества и классом (группой) неорганических соединений, к которому оно принадлежит (собраны
примеры из нескольких вариантов):
ФОРМУЛА
ВЕЩЕСТВА
а) NH3
б) Fe(OH)2
в) NaAlO2
г) HClO
д) CO
е) NaAl(SO4)2
ж) B2O3
з) FeOHCl
и) NO2
к) КСNS
л) K3[Fe(CN)6]

КЛАСС (ГРУППА)
СОЕДИНЕНИЙ
1) бескислородная
кислота;
2) двойная соль;
3) амфотерный оксид;
4) кислая соль;
5) осно´вный гидроксид;
6) кислотный оксид;
7) средняя соль;
8) кислородсодержащая
кислота;
9) осно´вная соль;
10) амфотерный
гидроксид;
11) несолеобразующий
оксид;
12) комплексная соль.

Назовите эти соединения.
11. Установить соответствие между формулой и названием вещества:
НАЗВАНИЕ
ВЕЩЕСТВА
а) хлорная известь;
б) бертолетова соль;

ФОРМУЛА
ВЕЩЕСТВА
1) (CuOH)2CO3
2) FeS2

228

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

в) малахит;
г) пирит;
д) железный купорос;
е) каустическая сода;
ж) веселящий газ;
з) питьевая сода;
и) медный купорос.

3) NaOH
4) N2O
5) CuSO4·5H2O
6) KClO3
7) Na2CO3·10H2O
8) CaOCl2
9) NaHCO3
10) FeSO4 · 7H2O

12. Установить соответствие между формулой кислоты и соответствующего этой кислоте оксида:
ФОРМУЛА
КИСЛОТЫ

ФОРМУЛА
ОКСИДА

а) H2SO3

1) SO3

б) H2SO4

2) SO2

в) H2S2O7

3) S2O7

г) H2SiO3

4) S2O
5) SiO2
6) SiO

13. Среди перечисленных веществ гидроксидами
являются:
а) Fe(OH)3
б) Н2О
в) Н2О2
г) HClO
д) FeOHCl
е) СsОH
14. При растворении оксида в воде нельзя получить
две кислоты:
1) пирофосфорную,

Вопросы и упражнения к главе 6

229

2) плавиковую,
3) угольную,
4) кремниевую,
5) азотную.
15. Среди перечисленных веществ средними солями
являются:
а) NаNO2
б) ClCH2СООН
в) (NH4)2Cr2O7
г) С2Н5NO2
д) C6H5СООК
е) (CuOH)2CO3
16. В ряду гидроксосоединений (гидроксидов)
NаОН → Аl(ОН)3 → (НО)2SО → (НО)2SО2
1) уменьшаются осно´вные свойства и растут кислотные;
2) усиливаются осно´вные свойства;
3) осно´вные свойства не изменяются с ростом
степени окисления центрального атома;
4) кислотные свойства ослабевают.
17. При взаимодействии с каким веществом гидрокарбонат калия превращается в карбонат калия?
1) NаОН
2) Fe(OH)3
3) СаСО3
4) СО2
18. Для получения дигидрофосфата кальция средний
фосфат следует обработать:
1) серной кислотой;
2) угольной кислотой;

230

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

3) водой;
4) гидроксидом кальция.
19. Оксид фосфора (V) взаимодействует с каждым из
двух веществ:
1) гидроксид бария и соляная кислота;
2) гидроксид аммония и цинк;
3) вода и оксид стронция;
4) оксид азота (III) и оксид цинка.
20. Из предложенного списка выберите два оксида,
которые реагируют с углекислым газом:
1) Li2O
2) SO2
3) NO2
4) Al2O3
5) ВаО
21. Из предложенного списка выберите два вещества, которые могут реагировать с гидроксонитратом меди (II):
1) CaCl2
2) CuO
3) MgSO4
4) КОН
5) Н2SO4
22. Щёлочь и соль образуются при взаимодействии:
1) СаСl2 и NаОН
2) СаСО3 и NаОН
3) Са(ОН)2 и К2СО3
4) Са3(РО4)2 и NаОН
23. К раствору гидроксида натрия массой 1200 г
прибавили 490 г 40%-ного раствора серной кис-

Вопросы и упражнения к главе 6

231

лоты. Для нейтрализации полученного раствора потребовалось 143 г кристаллической соды.
Рассчитайте массовую долю щёлочи в исходном
растворе.
24. 8,4 г карбоната магния растворили в 250 мл 15%ного раствора серной кислоты (ρ = 1,1 г/мл). Вычислить массовую долю соли в полученном растворе.
25. Какую массу фосфора нужно сжечь в кислороде, чтобы, растворив полученный оксид в 1000 г
50%-ного раствора ортофосфорной кислоты, получить 75%-ный раствор этой кислоты?
26. В 120 г 18%-ной ортофосфорной кислоты растворили 5,68 г оксида фосфора (V), полученный
раствор прокипятили. Какая соль и в каком количестве образуется, если к полученному раствору добавить 50 г едкого натра?
27. Через 100 мл 1,48%-ного раствора сульфата меди
(II) (ρ = 1,08 г/мл) пропущено 320 мл (н. у.) сероводорода. Рассчитать массу полученного осадка
и массовую долю серной кислоты в полученном
растворе.
28. 5,6 л (н. у.) углекислого газа пропустили через
164 мл 20%-ного раствора гидроксида натрия
(ρ = 1,22 г/мл). Определить состав и массовые
доли веществ в полученном растворе.
29. Смешали 100 мл 30%-ного раствора хлорной кислоты (ρ = 1,15 г/мл) и 300 мл 20%-ного раствора
гидроксида натрия (ρ = 1,22 г/мл). Сколько мл

232

Глава 6. Основные классы неорганических соединений

воды нужно добавить к полученной смеси, чтобы
массовая доля соли в ней составила 8 %?
30. Смесь гидросульфата и сульфата натрия с массовой долей гидросульфата в ней 45,8 % может
вступить в реакцию с 80 г 5%-ного раствора гидроксида натрия. На исходную смесь подействовали избытком раствора гидроксида бария. Найти массу полученного осадка.
31. К 100 г 24,5%-ного раствора серной кислоты добавили 200 г 5%-ного раствора гидроксида натрия. Определить среду раствора и массовую
долю соли натрия в нём.
32. Какую массу натрия нужно растворить в 200 мл
10%-ного раствора гидроксида натрия (плотность
ρ = 1,11 г/мл), чтобы концентрация вещества
в растворе возросла до 30 %?
33. Какую массу карбоната кальция следует добавить
к 600 г 31,5%-ного раствора азотной кислоты,
чтобы массовая доля кислоты в нём уменьшилась
до 10,5 %?
34. В 250 мл воды растворили 13,8 г натрия, а затем
добавили 400 г 10%-ного раствора сульфата меди
(II). Определить массовую долю соли в полученном растворе.
35. Определить массовую долю азотной кислоты в растворе, полученном смешением 200 мл
15%-ного раствора серной кислоты (ρ = 1,2 г/мл)
и 150 мл 10%-ного раствора нитрата бария (ρ =
= 1,04 г/мл).

Вопросы и упражнения к главе 6

233

36. В каком отношении (по массе) следует смешать
5%-ные растворы серной кислоты и гидроксида калия для получения нейтрального раствора
соли? Определить массовую долю соли в полученном растворе.

Глава 7. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ
ДИССОЦИАЦИЯ И ИОННЫЕ
ПРОЦЕССЫ

7.1. История создания теории
электролитической диссоциации
В XIX веке широко проводились исследования электропроводности простых и сложных веществ, а также
их смесей. Было установлено, что существует целый ряд
сложных веществ, которые в сухом или безводном состоянии не проводят электрический ток. В то же время
было обнаружено, что растворы и расплавы этих же веществ электропроводны. Фарадей* предложил назвать
эти вещества электролитами. Причина электропроводности растворов электролитов оставалась тайной.
26 мая 1884 года в Упсальском университете состоялась ничем не примечательная защита диссертации
на тему: «Исследования гальванической проводимости
электролитов». Автором работы был 25-летний учёный
* Фарадей Майкл (22.09.1791–25.08.1867) — английский физик
и химик, член Лондонского королевского общества. Родился
в Лондоне. Учился самостоятельно. Множество открытий в области химии и физики. Впервые получил жидкий хлор, H2S,
CO2, NH3, NO2, HF, HBr, HI, этилен. Открыл (1825) бензол.
Первым начал исследовать (1826) натуральный каучук. Один
из пионеров исследования каталитических реакций. Установил (1833) количественные законы электролиза. Ввёл понятие
диэлектрической проницаемости.

7.1. История создания теории электролитической диссоциации

235

Сванте Аррениус*. Хотя за эту работу соискателю была
присуждена степень доктора философии, однако Упсальский университет не хотел себя компрометировать
официальным приглашением в свои стены автора «сумасшедшей идеи». Аррениус не смог в этот год стать
доцентом уважаемого университета, ибо в своей диссертации он выдвинул «сумасшедшую идею» о том, что
электролиты в растворе самопроизвольно распадаются
на активные частицы и поэтому проводят электрический ток.
В 1887 году Аррениус опубликовал статью, в которой предложил всесторонне обоснованную теорию
электролитической диссоциации. В основе её было
следующее.
1. Электролиты в растворах состоят из частично
диссоциированных молекул, число которых растёт при разбавлении растворов.
2. Образующиеся при диссоциации молекул ионы
определяют специфические физические и химические свойства растворов электролитов.
3. В бесконечно разбавленных растворах молекулы
электролитов существуют только в виде ионов.
* Аррениус Сванте Август (19.02.1859–2.10.1927) — шведский
физикохимик, член Королевской шведской Академии наук.
Окончил Упсальский ун-т (1878). Работал в множестве ун-тов,
в том числе в Риге (1886, лаборатория Вильгельма Ф. Оствальда)
и в Амстердаме (1888, лаборатория Якоба Х. Вант-Гоффа). Один
из основоположников физической химии. В 1884 высказал
идею об электролитической диссоциации, нашёл разнообразные зависимости между химическими свойствами растворов
электролитов и их проводимостью, объяснил смысл поправочного коэффициента i, введённого Вант-Гоффом. Разработал теорию гидролиза солей. Ввёл понятие энергии активации. Вывел
множество других закономерностей. Нобелевская премия по химии (1903).

236

Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы

4. Соединение в растворе тем более активно, чем
больше оно диссоциировано на ионы.
Эта теория объясняла очень многие свойства растворов электролитов, и в 1903 году её автор был удостоен
Нобелевской премии по химии «в признание особого
значения теории электролитической диссоциации для
развития химии».

7.2. Научные основы теории
электролитической диссоциации
Если постараться выделить суть этой теории одной
фразой, то эта фраза звучит так:
электролиты в растворах распадаются на ионы.
Именно это, с современной точки зрения очевидное
положение, вызвало бурю критики со стороны самых
маститых учёных, таких как Менделеев. Было непонятно, почему ионы отрываются друг от друга; что мешает
полученным ионам притянуться друг к другу? Кроме
того, оппоненты утверждали, что этот процесс невозможен, так как для термической диссоциации NaCl
требуется нагреть это вещество почти до 800 °C. Откуда
у холодной воды берётся необходимая для диссоциации
энергия?
Теоретические исследования тех лет подсказывали,
что на диссоциацию 1 моль NaCl требуется затратить
около 800 кДж энергии.
Это означает, что при растворении 1 моль этой соли
(58,5 г) в 1 литре воды температура раствора должна
понижаться на 200 градусов (!). Но этого не происходит, значит, одновременно в ходе диссоциации выделяется теплота.

7.2. Научные основы теории электролитической диссоциации

237

Вопрос. За счёт какого процесса при растворении выделяется теплота?
Парадоксально, но факт — ответ можно найти в работах самого Менделеева. Именно он создал гидратную теорию растворов, в которой рассматривалось
образование гидратов как продуктов взаимодействия
растворяемого вещества и растворителя. В ходе такого
взаимодействия (гидратации) и выделяется теплота.
Логично было предположить, что подобный процесс происходит и для ионов. Эта теория была выдвинута русским учёным Каблуковым* и подтверждена экспериментально. С учётом этой теории процесс растворения и диссоциации электролита можно представить
следующим образом:
• растворяемое вещество гидратируется, т. е. взаимодействует с молекулами воды, в результате чего
выделяется теплота;
• эта теплота расходуется на дробление (растворение)
вещества и его диссоциацию (распад на ионы);
• полученные ионы тоже гидратируются, т. е. вокруг
них образуется достаточно плотная гидратная оболочка;
• за счёт гидратации ионов выделяется значительное количество теплоты:
Егидратации(Na+) = 456 кДж/моль
Егидратации(Cl–) = 322 кДж/моль
* КАБЛУКОВ Иван Алексеевич (2.09.1857–5.05.1942) — советский физикохимик. Окончил Московский ун-т (1880). Работал в области электрохимии неводных растворов. Ввёл представление о сольватации (гидратации) ионов. Положил начало сближению физической и химической теорий растворов.

238

Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы

Кроме того,
• гидратные оболочки, которые образуются в результате гидратации, не только препятствуют сближению ионов, но и существенно уменьшают силу
притяжения их.
Дело в том, что полярные растворители имеют высокое значение диэлектрической проницаемости (ε),
которая показывает, во сколько раз уменьшается притяжение заряженных частиц в данной среде по сравнению с вакуумом:
ε(Н2О) = 81
ε(С2Н5ОН) = 26,8
ε(С6Н6) = 4,5
Вопрос. В каком растворителе — воде, спирте или бензоле — наиболее вероятен процесс электролитической
диссоциации?
Важно отметить, что без гидратации ионов процесс
диссоциации невозможен.
Поэтому становится понятной современная трактовка теории электролитической диссоциации.
1. Электролиты под действием полярных молекул
растворителя способны диссоциировать на ионы
и, вследствие этого их растворы проводят электрический ток.
2. Под действием внешнего электрического поля
положительно заряженные ионы двигаются к катоду и называются «катионы», а отрицательно
заряженные ионы направляются к аноду и называются «анионы».
3. Число катионов и анионов может быть различным, но их суммарный заряд всегда равен нулю.
4. Процесс диссоциации обратим.

7.3. Электролитическая диссоциация соединений различных классов

239

Таким образом, электролиты — это вещества, способные в растворах или расплавах диссоциировать
на ионы, и вследствие этого их растворы или расплавы
проводят электрический ток.
К электролитам относятся основания, кислоты и
соли. Большинство органических соединений, которые не являются кислотами или солями, являются неэлектролитами, например спирты, углеводы. Заметьте,
хотя сахароза (углевод) или глицерин (спирт) очень хорошо растворяются в воде, их водные растворы электрический ток не проводят, поскольку и спирт и сахар
не диссоциируют на ионы.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Электролитом является каждое из
двух веществ:
1) глюкоза и этиловый спирт,
2) ацетат натрия и гидроксид калия,
3) уксусная кислота и бензол,
4) сахар и поваренная соль.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Электрический ток проводят:
1) спиртовой раствор иода,
2) расплав парафина,
3) расплав ацетата калия,
4) водный раствор глюкозы.

7.3. Электролитическая диссоциация
соединений различных классов
Электролиты бывают сильными (неассоциированные) и слабыми (ассоциированные). Сила электролита — это способность его распадаться на ионы. Так,

240

Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы

в растворах сильных электролитов практически отсутствуют молекулы, вещество находится в ионизированном (неассоциированном) состоянии. В этом случае
степень диссоциации разбавленных растворов сильных
электролитов α = 1 (или близка к этой величине):
α=

n
,
N

где n — число молекул, распавшихся на ионы; N —
общее число молекул электролита в растворе.
Для слабых электролитов α < 0,05, т. е. в разбавленных растворах слабых электролитов число распавшихся
молекул не превышает 5 %. В растворах таких веществ
очень мало ионов по сравнению с общим числом растворённых молекул электролита.
Обратите внимание, что в обоих случаях речь идёт
о разбавленных растворах, поскольку α зависит от разбавления: в концентрированном растворе даже очень
сильного электролита очень мало молекул растворителя. А именно молекулы растворителя являются причиной диссоциации.
Тем не менее важно отметить, что сила электролита
никак не связана с его растворимостью. Так, в растворах
плохо растворимых солей (BaSO4, CaCO3) существуют только ионы, поскольку растворы таких веществ
чрезвычайно разбавлены. Значит, эти соли — сильные
электролиты. И наоборот, даже в очень разбавленном
растворе сероводорода, аммиака, уксусной кислоты
преобладают молекулы. Поэтому при составлении ионных уравнений реакций
химические формулы слабых электролитов записывают в виде молекул.
Более точно силу электролита можно оценить при
помощи константы диссоциации. Дело в том, что дис-

7.3. Электролитическая диссоциация соединений различных классов

241

социация — процесс обратимый, а это значит, что
в растворе электролита устанавливается равновесие:
→ А+ + В–
АВ ←
Константа равновесия равна:
[А+] · [В–]
К =

[AB]

Для разбавленных растворов сильных электролитов константа равновесия не вычисляется, поскольку
[AB] = 0 (молекул в таком растворе нет). А для прочих
электролитов значение константы позволяет сравнить
их силу (табл. 7).
Процесс диссоциации слабых электролитов — процесс обратимый, поэтому зависит от различных факторов: разбавления, нагревания, реакции среды и присутствия одноименного иона. Степень диссоциации
слабых электролитов возрастает при разбавлении и нагревании и уменьшается под действием одноименного
иона, например добавлении соли этой же кислоты, согласно принципу Ле-Шателье.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Степень диссоциации уксусной
кислоты СН3СООН в водном растворе увеличится,
если:
1) интенсивно перемешать этот раствор,
2) добавить в раствор ацетат натрия СН3СООNa,
3) разбавить раствор СН3СООН водой,
4) увеличить концентрацию СН3СООН
Напоминаем: диссоциация СН3СООН происходит
так:
→ СН3СОО– + Н+
СН3СООН ←

242

Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы

Вопрос: как сместится равновесие, если увеличить концентрацию СН3СОО–? (См. главу 4.2.)
Сила электролита в первую очередь зависит от типа
химических связей в молекуле. Так, если в веществе
имеется ионная связь, то именно она будет разрушаться в первую очередь. Такие вещества будут сильными
электролитами.
Кислоты — это электролиты, при диссоциации которых в качестве катиона образуются только ионы Н+.
Поскольку в молекулах кислот имеются только полярные ковалентные связи, то, во-первых, среди кислот
есть сильные и слабые электролиты, во-вторых, многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.
Так, к сильным кислотам относят галогеноводородные кислоты (кроме HF), а также азотную, серную и некоторые другие кислоты (табл. 7).
Таблица 7
Классификация кислот по силе
Электролиты
Сильные

Средние

Слабые

HClO4
HMnO4
HNO3
HBr
HI
H2SO4

Н3РО4
H2SO3
HF

HNO2
H2CO3
H2S
H2SiO3

К слабым кислотам относят угольную, азотистую,
сероводородную, кремниевую. Фосфорную и сернистую кислоты относят к электролитам средней силы.

7.3. Электролитическая диссоциация соединений различных классов

243

Такое деление не лишено формализма, так как сила
кислоты определяется не только её составом, основностью, степенью окисления центрального атома,
но и стадией диссоциации её. Рассмотрим последний
фактор на примере фосфорной кислоты.
Н3РО4 → Н+ + Н2РО4–
→ Н+ + НРО42–
Н2РО4 ←
→ Н+ + РО43–
НРО42– ←
Вопрос. Какой из этих процессов идёт в бо´льшей степени, т. е. какие ионы образуются в бо´льшей степени:
Н2РО4–, НРО42– или РО43–?
Задание ЕГЭ. Какие суждения о диссоциации кислот в водных растворах верны?
А. Кислоты в воде диссоциируют с образованием
в качестве катиона только иона Н+.
Б. Среди анионов, образующихся при диссоциации кислот, могут присутствовать разные кислотные
остатки.
Разумеется, верны оба суждения.
Поскольку отрыв катиона от двухзарядного аниона
в высшей степени затруднён (более реальным кажется
обратный процесс), то последний процесс практически не происходит. Этот вывод подтверждает табл. 8.
Прежде чем обратиться к этой таблице, рассчитаем,
чему равна константа диссоциации для одноосновной
сильной кислоты (α > 0,3):
[H+] · [An–]
K=

[HAn]

244

Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы

Таблица 8
Константы диссоциации различных кислот
HAn

An–

Константа
диссоциации

Хлорная

HClO4

ClO4–

108

Марганцевая

HMnO4

MnO4–

108

HNO3

NO3–

103

Иодоводородная

I–

103

Бромоводородная

HBr

Br–

103

Хлороводородная

HCl

Cl–

103

Серная (1)

H2SO4

HSO4–

Сернистая(1)

H2SO3

HSO3–

1,5·10–2

Серная (2)

HSO4–

SO42-

1,2·10–2

Ортофосфорная (1)

Н3РО4

Н2РО4–

7,5·10–3

Азотистая

HNO2

NO2–

4,6·10–4

F–

3,5·10–4

Угольная (1)

H2CO3

HCO3–

4,3·10–7

Сернистая (2)

HSO3–

SO42-

1·10–7

Сероводородная (1)

H2S

HS–

9,1·10–8

Ортофосфорная (2)

Н2РО4–

НРО42-

6,2·10–8

Хлорноватистая

HСlO

ClO–

3,2·10–8

Угольная (2)

HCO3–

CO32-

5,6·10–11

Сероводородная (2)

HS–

S2-

1,1·10–12

Ортофосфорная (3)

НРО42

PO43-

2,2·10–13

Н 2О

OH–

1,8·10–16

Средней силы

Сильные

Кислоты

Азотная

Слабые

Фтороводородная

Вода

7.3. Электролитическая диссоциация соединений различных классов

245

Уравнение диссоциации этой кислоты можно изобразить так:
→ H+ + An–
HAn ←
Примем число молекул в растворе за 1, если степень
диссоциации этой кислоты равна α, то образуется α ионов H+ и α ионов An–. При этом в растворе останется
(1 – α) молекул.
K=

α·α
α2
=
.
(1 – α) (1 – α)

Таким образом, для:
• α = 0,3 (электролит средней силы) получаем К =
= 0,13
• α = 0,01 (слабый электролит) — К = 1 · 10–4
Обратимся к табл. 8 и определим силу перечисленных выше кислот и их анионов.
Таким образом, сила электролита, т. е. способность
его диссоциировать на ионы, зависит от:
• степени полярности связей в молекуле;
• стадии, по которой происходит диссоциация;
• степени окисления центрального атома: чем она
выше, тем сильнее проявляются кислотные свойства.
Вопрос. Зная, что чем больше степень окисления центрального атома, тем больше степень поляризации
связей (при прочих равных условиях), предположите,
какая кислота более сильная:
а) азотная или азотистая;
б) серная или сернистая?

246

Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы

ЗАДАНИЕ ЕГЭ. В ряду Sc → Ti → V → Cr
1) увеличивается число энергетических уровней
в атомах,
2) усиливаются металлические свойства гидроксидов,
3) уменьшается высшая степень окисления элементов,
4) возрастает кислотность высших гидроксидов.
Ступенчатая диссоциация характерна и для слабых
оснований. В отличие от кислоты — это нерастворимые
вещества, поэтому в раствор переходит ничтожное количество ионов. Тем не менее диссоциация происходит
по той же схеме:
→ ВеОН+ + ОН–
Ве(ОН)2 ←
→ Ве 2++ ОН–
ВеОН+ ←
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Заряд аниона, образующегося на
второй стадии диссоциации гидроксида хрома (III),
равен:
1) –1
2) –2
3) –3
4) +3
Щёлочи как сильные электролиты, построенные по
ионному типу, диссоциируют сразу, образуя катионы
металла и анионы ОН–.
Вопрос. Как вы полагаете, к какой группе электролитов
(по силе) относится большинство солей? Почему?
Большинство солей являются ионными соединениями. Таковыми являются все соли кислородсодержащих кислот и соли аммония. У солей бескислородных

7.3. Электролитическая диссоциация соединений различных классов

247

кислот ионная связь возникает, если между катионом
и анионом ∆χ > 1,8. Перечисленные соли относятся
к сильным электролитам, поэтому такие средние соли
диссоциируют в разбавленных растворах практически
полностью:
III

Fe2(SO4)3 → 2Fe3+ + 3SO42–
Обратите внимание: заряд иона по величине равен
валентности атома или группы атомов.
Кислые соли могут диссоциировать ступенчато, если
полученный на первой стадии анион соответствует
сильному электролиту или электролиту средней силы:
NaHCO3 → Na+ + HCO3–
остаток слабого
электролита, дальнейшая диссоциация
почти не идёт
(см. табл. 8).

NaH2PO4 → Na+ + H2PO4–
остаток электролита
средней силы, дальнейшая диссоциация
идёт в заметной
степени (см. табл. 8).

→ Н+ + НРО42H2PO4– ←
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. В каком из растворов с одинаковой
молярной концентрацией содержание фосфат-ионов
наибольшее:
1) NaH2PO4
2) Na2HPO4

248

Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы

3) H3PO4
4) Na3PO4
Аналогично должны диссоциировать основные соли.
Но поскольку щёлочи (сильные и растворимые основания) построены по ионному типу, то их основные
соли диссоциируют в одну стадию:
Ва(ОН)Cl → Ва2+ + ОН– + Cl–
Двойные и смешанные соли тоже образуют в растворе смесь ионов металлов и кислотных остатков так,
словно в раствор попали соответствующие средние
соли:
СаОCl2 → Са2+ + ОCl– + Cl–
КAl(SO4)2 → К++ Al3+ + 2SO42–

7.4. Ионные реакции в растворах
Все вышеприведённые уравнения диссоциации
показывают, что в растворах электролитов находятся
ионы, которые могут реагировать друг с другом. Поэтому уравнения реакций, которые происходят в растворе
электролитов, нужно составлять не только в молекулярном, но и в ионном виде.
Для того чтобы составить молекулярно-ионное
уравнение реакции, необходимо выполнить правило:
в виде ионов записывают формулы сильных и растворимых электролитов.
Рассмотрим подробнее алгоритм составления молекулярно-ионных уравнений реакций.

7.4. Ионные реакции в растворах

249

1. Составить схему реакции обмена, для чего:
• определить валентность исходных атомов или
групп и перенести их без изменения в правую часть
схемы:
I I

III II

III I

I II

KOH + Al2(SO4)3 → Al(OH) + KSO4
• составить химические формулы полученных веществ по валентностям составных частей:
I I
III II
III I
I II
KOH + Al2(SO4)3 → Al(OH)3 + K2SO4
2. Расставить коэффициенты, считая атомы или группы в полученных и исходных соединениях:
6KOH + Al2(SO4)3 → 2Al(OH)3 + 3K2SO4
3. Определить, какие электролиты являются сильными, а какие — слабыми:
• вода — слабый электролит;
• соли — сильные электролиты;
• основания — сильные электролиты, если металл,
который входит в состав основания, находится
в ряду напряжений до магния; остальные основания — слабые электролиты;
• кислоты — сильные: HNO3, H2SO4, HCl;
слабые: H2CO3, H2SiO3, HNO2, H2S —
(см. табл. 7 и 8).
4. Указать под химическими формулами соединений силу электролита, а для сильных электролитов —

250

Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы

определить по таблице растворимости их растворимость в воде:
KOH + Al2(SO4)3 → 2Al(OH)3 + 3K2SO4
сильный

сильный

слабый

сильный

молекулы

или другой вариант записи:
6KOH + Al2(SO4)3 → 2Al(OH)3 + 3K2SO4
сила:
растворимость:

–

молекулы

5. Сильные и одновременно с этим растворимые электролиты записать в виде ионов, формулы остальных веществ — в виде молекул:
6KOH + Al2(SO4)3 → 2Al(OH)3 + 3K2SO4
сильный

сильный

слабый

сильный

р
(ионы)

н
(молекулы)

р
(ионы)

Получаем:
6K+ + 6OH– + 2Al3+ + 3SO42– →
→ 2Al(OH)3 + 6K+ + 3SO42–
6. Зачеркнуть (сократить) одинаковые ионы и получить краткое молекулярно-ионное уравнение реакции:
6K+ + 6OH– + 2Al3+ + 3SO42– →
→ 2Al(OH)3 + 6K+ + 3SO42–
6OH– + 2Al3+ → 2Al(OH)3

7.4. Ионные реакции в растворах

251

или
Al3+ + 3OH– → Al(OH)3
Важно отметить, что реакции ионного обмена идут
в сторону связывания ионов. Поэтому признаками осуществимости таких реакций служат: образование осадка,
газа или слабого электролита.
В данном случае образовался нерастворимый слабый электролит, т. е. реакция осуществима в растворе.
Часто в таком случае пишут и говорят:
реакция идёт до конца.
Это выражение не всегда верно, поскольку большинство ионных процессов с теоретической точки
зрения обратимы, и направление процесса зависит
от условий. Например, при нагревании идёт процесс:
CuS + H2SO4 → CuSO4 + H2S ,
так как выделяется газ, а при н. у. — обратная реакция:
CuSO4 + H2S → CuS + H2SO4,
так как образуется осадок. В этом и многих других
случаях лучше говорить не об обратимости процесса,
а о его осуществимости.
ЗАДАНИЕ 7.1. Составить уравнения реакций в молекулярно-ионном виде и сделать вывод, возможна ли
данная реакция в растворе, отметив признак этой реакции:
а) гидроксид железа (III) + серная кислота;
б) нитрат аммония + гидроксид бария;
в) хлорид алюминия + сульфат магния;
г) карбонат калия + хлорид кальция.

252

Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы

Если реакция ионного обмена осуществима, то её
можно записать в виде краткого молекулярно-ионного
уравнения, которое является своеобразным «паспортом» реакции такого вида. Например, краткое молекулярно-ионное уравнение реакции нейтрализации
выглядит так:
Н+ + ОН– → Н2О
ЗАДАНИЕ 7.2. Какие молекулярные уравнения соответствуют этому процессу:
а) H2SO4 + Ba(OH)2 →
б) NH4OH + HNO3 →
в) H2S + RbOH →
г) HCl + NaOH → ?
ЗАДАНИЕ 7.3. Проанализируйте уравнения из задания 7.2, используя правила, изложенные ниже.
Для того чтобы составить молекулярное уравнение
реакции, соответствующее данному ионному уравнению, нужно выполнить следующие правила:
• вместо иона Н+ записать химическую формулу
сильной кислоты;
• вместо иона ОН– записать химическую формулу
сильного основания (щёлочи);
• вместо любого другого иона записать химическую
формулу соответствующей растворимой соли;
• составить необходимое молекулярное уравнение
реакции;
• записать полученное уравнение реакции в молекулярно-ионном виде и убедиться, что оно соответствует заданному.

7.5. Понятие о водородном показателе (рН). Реакция среды

253

ЗАДАНИЕ 7.4. Записать в молекулярном и молекулярно-ионном виде уравнения, соответствующие предложенным кратким молекулярно-ионным уравнениям:
а) H+ + MgCO3 → Mg2+ + CO2 + Н2О
б) NH4+ + OH– → NH4OH
в) Ca2+ + PO43– → Ca3(PO4)2

7.5. Понятие о водородном показателе (рН).
Реакция среды
Любой водный раствор содержит ионы Н+ или ОН–
независимо от того, какое вещество содержится в растворе. Дело в том, что вода как слабый электролит диссоциирует на ионы:
→ Н+ + ОН–
Н2О ←
Установлено, что в чистой воде равновесные концентрации этих ионов равны:
[H+] = [OH–] = 10–7 моль/л
Для того чтобы оценить содержание ионов в любом
растворе, используют значение рН (водородного показателя), который равен отрицательному десятичному
логарифму концентрации ионов водорода*:
рН = –lg[H+]
Таким образом, значение рН чистой воды равно 7.
Раствор, у которого рН = 7, называется нейтральным.

* Логарифм (lg) — это величина, равная показателю степени при
основании 10. Например: lg 100 = lg 102 = 2.

254

Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы

Если к такому раствору добавить кислоты, то концентрация ионов водорода увеличится; например, она
составит 10–4 моль/л. В этом случае рН = 4.
Легко показать, что в случае избытка ионов водорода
в растворе
pН < 7, среда кислая.
При добавлении щёлочи увеличивается концентрация
ионов ОН–, и одновременно уменьшается концентрация
ионов Н+. Дело в том, что для любого водного раствора
[H+] · [OH–] = 10–14
Поэтому, если концентрация ионов ОН– составит
10 , то [H+] = 10–11, т. е.
–3

рН > 7, среда щелочная.
Определить реакцию среды конкретного раствора
можно при помощи индикаторов.
Индикаторы — это вещества, которые изменяют свой
цвет в присутствии избытка ионов Н+ или ОН–.
Существует множество неорганических веществ,
растворы которых содержат избыток одного из этих
ионов. Ионы Н+ или ОН– могут образовываться в ходе
диссоциации некоторых соединений.
Вопрос. Какие вещества при диссоциации образуют
ионы Н+ или ОН–?
Эти ионы могут образовываться при диссоциации
растворимых кислот, оснований, некоторых кислых
и основных солей. Например, дигидрофосфат натрия

7.5. Понятие о водородном показателе (рН). Реакция среды

255

образует при диссоциации ионы водорода, а гидрофосфат натрия — нет.
Вопрос. Почему?
ЗАДАНИЕ 7.5. Составить уравнения диссоциации
дигидрофосфата натрия, гидрокарбоната натрия, гидроксонитрата алюминия, гидроксосульфата бария. Определить реакцию среды в этих растворах. В случае затруднений см. гл. 6.4 и 7.3.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Гидросульфат натрия взаимодействует с каждым из двух веществ:
А) NaHCO3 и Zn
Б) Cu(OH)2 и Cu
В) СаСО3 и NaCl
Г) КNO3 и ВаCl2
Решение. Сначала составьте уравнение диссоциации
гидросульфата натрия и определите реакцию среды
в этом растворе — среда кислая, избыток Н+. Значит,
нужно установить, в каком случае кислота взаимодействует с каждым из двух веществ. Очевидно, Cu, NaCl,
КNO3 и ВаCl2 таких реакций не дают. Остаётся А). Составьте эти реакции в молекулярном и ионном виде,
например:
НСО3– + Н+ = Н2О + СО2
Кроме того, ионы Н+ или ОН– могут образовываться в ходе взаимодействия некоторых веществ с водой.
Вопрос. Какие неорганические вещества, реагируя с водой, могут образовывать растворимые кислоты или щёлочи?

256

Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы

Как известно, именно так могут реагировать с водой многие кислотные оксиды, активные металлы и их
оксиды, а также аммиак:
→ NH4OH
NH3 + H2O ←
→ NH4+ + OH–
NH4OH ←
В результате двух последовательных процессов в водном растворе аммиака образуется щелочная среда (избыток ионов ОН–, рН>7).
Полученные ионы Н+ или ОН– действуют на молекулу индикатора, и индикатор меняет цвет по-разному,
в зависимости от реакции среды и вида самого индикатора (табл. 9).
Таблица 9
Индикаторы и их действие
Реакция среды

Индикатор

Лакмус

Фенолфталеин

Кислая

Нейтральная

Щелочная

рН < 7

рН = 7

рН > 7

Избыток
Н+

Н2О

Избыток
ОН–

Красный

Фиолетовый

Бесцветный Бесцветный

Синий

Красный

Метилоранж

Розовый

Оранжевый

Жёлтый

РКС
(универсальный)

Красный

Жёлтый

Синезелёный

7.6. Гидролиз солей

257

Как отмечалось выше, реакция среды может измениться в результате диссоциации некоторых кислых
и основных солей.
Средние соли при диссоциации ионов Н+ или ОН–
не образуют.
Тем не менее многие растворимые средние соли изменяют окраску индикатора. Это происходит в результате гидролиза соли.

7.6. Гидролиз солей
Гидролиз соли — это реакция взаимодействия ионов
соли с молекулами воды.
В реакции гидролиза участвует только тот ион соли,
который соответствует слабому электролиту.
Поэтому молекулярно-ионное уравнение реакции
гидролиза соли рекомендуется составлять, пользуясь
следующим алгоритмом.

Алгоритм составления ионного уравнения
реакции гидролиза соли
1. Указать, какое основание и какая кислота образуют данную соль:
Al(NO3)3
Al(OH)3

HNO3

2. Указать силу этих электролитов (основания и кислоты) и сделать вывод: идёт ли гидролиз (гидролиз

258

Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы

соли происходит, если хотя бы один из этих электролитов является слабым):
Al(NO3)3
Al(OH)3

HNO3

слабый

сильный

гидролиз идёт (!)
3. Составить уравнение диссоциации соли и подчеркнуть ион, который соответствует слабому электролиту:
→ Al3+ + 3NO3–
Al(NO3)3 ←
ион
слабого
электролита

4. Для иона слабого электролита составить уравнение реакции гидролиза с одной молекулой воды:
→ Al(OH)2+ + H+
Al3+ + H–OH ←
(+)

(–)

Внимание!
• Ион соли притягивает из воды противоположно
заряженную частицу.
• Сумма зарядов до и после процесса одинакова.
5. Определить реакцию среды:
• кислая — есть избыток ионов водорода Н+
• щелочная — есть избыток гидроксид-анионов ОН–
и цвет индикатора (например, лакмуса):
3+

→ AlOH2+ + H+
+ H–OH ←
среда кислая, рН< 7
лакмус — красный

7.6. Гидролиз солей

259

Для того чтобы составить молекулярное уравнение
реакции гидролиза, следует воспользоваться рекомендациями, изложенными выше:
Al3+
растворимая
соль

→ AlOH2+ + H+
H–OH ←

растворимая сильная
соль
кислота

→ AlOH(NO3)2 + HNO3
Al(NO3)3 + H2O ←
Химическая формула основной соли AlOH(NO3)2
была составлена по валентности, которая совпадает
по величине с зарядом соответствующего иона.
ЗАДАНИЕ 7.6. Составить в молекулярном и молекулярно-ионном видах уравнения реакций гидролиза
сульфата цинка, сульфида натрия, сульфата натрия.
ЗАДАНИЕ 7.7. Как при помощи индикатора различить бесцветные растворы хлорида калия, силиката натрия, нитрата марганца (II)? Ответ подтвердить
уравнениями реакций.
→ CrOH2+ +
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Уравнение Cr3+ + HOH ←
–
+ OH описывает гидролиз:
1) гидроксонитрата хрома (III);
2) сульфида хрома (III);
3) сульфата хрома (III);
4) карбоната хрома (III).
Напоминаем: гидролизу подвергаются только растворимые соли.
Экспериментально установлено, что разные соли
гидролизуются по-разному: одни полностью, другие — в незначительной степени. Степень гидролиза,

260

Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы

т. е. доля молекул, которая подверглась превращению,
зависит от:
• силы электролита, образующего соль: чем слабее
электролит, тем сильнее идёт гидролиз;
• концентрации раствора: чем разбавленнее раствор, тем сильнее идёт гидролиз;
• температуры: гидролиз усиливается при нагревании;
• присутствия кислот и щелочей: ионы Н+ и ОН–
действуют на равновесие гидролиза согласно
принципу Ле-Шателье.
Исходя из этого становится понятно, почему в таблице растворимости имеются «прочерки»: так обозначаются соли, которые полностью подвергаются
гидролизу. Обычно эти соли образованы слабым основанием и слабой кислотой. Такие соли в растворе получить нельзя.
Так, если слить растворы кальцинированной соды
и хлорида алюминия, то вначале произойдёт следующая реакция:
Na2CO3 + AlCl3 → NaCl + Al2(CO3)3
Полученная соль Al2(CO3)3 полностью гидролизуется
в момент образования:
Al2(CO3)3 + H2O → Al(OH)3 + H2CO3
Суммируя эти уравнения, получаем:
Na2CO3 + AlCl3 + H2O → NaCl + Al(OH)3 + CO2
ЗАДАНИЕ 7.8. Составьте, с учётом возможного гидролиза, уравнения реакций между:
а) сульфидом натрия и нитратом хрома (III);
б) силикатом калия и сульфатом железа (III).

7.6. Гидролиз солей

261

ЗАДАНИЕ ЕГЭ (фрагмент). Железо сожгли в броме.
Полученную соль добавили к раствору карбоната калия,
при этом выпал бурый осадок, который отфильтровали
и прокалили. Написать уравнения всех реакций.
Решение. 1. При сжигании железа в броме образуется
бромид трёхвалентного железа, так как бром — сильный окислитель (см. также Самоучитель 2–2, глава 3.5):
Fe + Br2 → FeBr3
2. Сначала происходит реакция обмена:
FeBr3 + К2СО3 → Fe2(СО3)3 + КBr,
в которой образуется соль слабого основания и слабой
кислоты, которая сразу и полностью подвергается гидролизу:
Fe2(СО3)3 + Н2О → Fe(ОН)3 + Н2СО3
Расставьте коэффициенты в обеих схемах и сложите
их. Если вы всё сделали правильно, получится уравнение:
2FeBr3 + 3К2СО3 +3 Н2О → 2Fe(ОН)3 + 6КBr + 3СО2
3. Бурый осадок Fe(ОН)3 при прокаливании образует
оксид Fe2О3.
Если учесть, что сила электролита существенно зависит от того, на какой стадии происходит диссоциация, то соли одной и той же кислоты могут по-разному
подвергаться гидролизу. Так, дигидрофосфат натрия гидролизу практически не подвергается, так как H2PO4– —
остаток электролита средней силы, но зато подвергается ступенчатой диссоциации:
NaH2PO4 → Na+ + H2PO4–
остаток электролита
средней силы

262

Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы

→ Н+ + НРО42–
H2PO4– ←
Вопрос. Какая реакция среды в растворе этой соли?
С другой стороны, фосфат калия содержит анион
той же фосфорной кислоты, который образуется уже
на третьей стадии диссоциации:
НРО42–

→ PO43– + Н+

Вопрос. Насколько сильно происходит данная диссоциация?
Этот процесс практически не идёт, так как между
фосфат-ионом и ионом водорода существует сильное
электростатическое притяжение. Фактически, равновесие диссоциации смещено в левую сторону. Таким
образом, PO43– соответствует очень слабому электролиту,
и все растворимые фосфаты практически полностью
подвергаются гидролизу.

ВЫВОД по главе 7
Электролиты находятся в растворах в виде ионов,
поэтому суть процессов, происходящих в растворах,
наиболее точно отражают молекулярно-ионные уравнения реакций.

ВОПРОСЫ и УПРАЖНЕНИЯ
к главе 7
1. Что такое «электролиты»? В каком состоянии и
почему они могут проводить электрический ток?
2. Верны ли утверждения «растворимое вещество —
всегда сильный электролит» и «малорастворимое
вещество — всегда слабый электролит»? Ответ
обосновать.
3. Как изменится электропроводность раствора,
если слить эквимолярные растворы (равное число моль) гидроксида бария и серной кислоты?
4. Безводный CuCl2 имеет тёмно-жёлтую окраску,
насыщенный водный раствор его — зелёную,
а разбавленный раствор — голубую. Как это можно объяснить?
5. Какая реакция среды устанавливается в растворе
фосфата калия? Гидрофосфата аммония? Дигидрофосфата калия? Почему?
6. Какой содой — Na2CO3 или NaHCO3 нужно:
а) полоскать горло;
б) стирать бельё,
если известно, что для стирки нужна сильно щелочная среда, а такой раствор может вызвать ожог
горла при полоскании?
7. Какой объём газов может выделиться, если слить
горячие растворы: 200 мл 5 %-ного раствора
К2СО3 (ρ = 1,05 г/мл) и 300 мл 10 %-ного раствора хлорида аммония (ρ = 1,1 г/мл). Определить
массовые доли веществ в полученном растворе.

264

Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы

8. В водный раствор хлорида цинка опустили кусочек цинка с зачищенной от оксидов поверхностью. Какой газ выделяется на поверхности
металла?

Задания ЕГЭ
9. Наибольшее количество ионов калия образуется
при диссоциации 1 моль:
1) хлорида калия;
2) пирофосфата калия*;
3) силиката калия;
4) фосфата калия.
10. В растворе одновременно могут находиться ионы:
1) Ag+ и NO3–
2) Ag+ и Cl–
3) Ba2+ и SO42–
4) Fe3+ и OH–
11. Cумма коэффициентов в сокращённом ионномолекулярном уравнении реакции
CuO + HNO3 → Cu(NO3)2 + Н2О
1) 5

2) 6

3) 7

4) 9

12. Сокращённое ионно-молекулярное уравнение
Са2+ + СО32– = СаСО3 соответствует молекулярному уравнению:
1) Са(ОН)2 + СО2 → СаСО3 + Н2О
2) СаО + СО2 → СаСО3
3) Са3(РО4)2 + Н2СО3 → СаСО3 + Н3РО4
4) Са(NО3)2+ K2СО3 → СаСО3 + KNO3
* См. с. 197, а также Самоучитель 2–2, гл. 6.8.

Задания ЕГЭ

265

13. Установите соответствие между названием соли
и отношением её к гидролизу:
А) нитрат аммония;
1) гидролизуется
Б) перхлорат цезия;
по катиону;
В) фосфат натрия;
2) гидролизуется
Г) сульфид алюминия.
по аниону;
3) не гидролизуется;
4) необратимый
гидролиз.
14. Установите соответствие между реагирующими
веществами и признаками протекающей между
ними реакцией:
ВЕЩЕСТВА

ПРИЗНАКИ
РЕАКЦИИ
А) HCl + Na2СО3
1) выделение
бесцветного газа;
Б) СаCl + Na2СО3
2) образование
чёрного осадка;
В) Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 3) образование
белого осадка;
Г) Са(НСО3)2 + NаОН
4) изменение окраски
раствора;
5) видимых
признаков
не наблюдается.
15. Фенолфталеин становится малиновым в растворе соли:
1) фосфат натрия;
2) сульфат аммония;
3) сульфат цезия;
4) хлорид натрия.

266

Глава 7. Электролитическая диссоциация и ионные процессы

16. Установите соответствие между формулой вещества и реакцией среды его водного раствора:
А) (СН3СОО)2Са
Б) FeCl2
В) Na2SiO3
Г) MnBr2

1) среда кислая;
2) среда нейтральная;
3) среда щелочная.

17. Нейтральную среду имеет водный раствор соли,
образованной:
1) сильным основанием и слабой кислотой;
2) сильным основанием и сильной кислотой;
3) слабым основанием и сильной кислотой;
4) слабым основанием и слабой кислотой.
18. Установите соответствие между формулой вещества и окраской лакмуса в его водном растворе:
А) СН3СООLi
1) синяя;
Б) СН3СООNH4
2) красная;
В) Pb(NO3)2
3) фиолетовая;
Г) MnBr2
4) оранжевая.

Глава 8. ОКИСЛИТЕЛЬНО ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ
РЕАКЦИИ

8.1. Понятие об окислительновосстановительных реакциях
Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) —
это процессы, в ходе которых изменяются степени
окисления химических элементов, которые входят
в состав исходных веществ.
Степени окисления изменяются потому, что одни
атомы (элемента-окислителя) перетягивают к себе
электроны от другого атома (элемента-восстановителя).
Говорят, что этот другой атом «отдаёт» электроны.
В результате степень окисления атома-окислителя всегда понижается, а степень окисления восстановителя —
повышается.
Процессы окисления (отдачи электронов) и восстановления (приёма электронов) происходят одновременно, причём число принятых электронов всегда
равно числу отданных электронов, согласно законам
сохранения.
На этом основан способ расстановки коэффициентов методом электронного баланса.
Этот метод подробно рассмотрен в главе 7 Самоучителя 1, 1-я часть.
Тем не менее повторим основные положения метода
и рассмотрим его подробнее (гл. 8.3).

268

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

8.2. Степень окисления и поведение
атомов в ОВР
В правилах расстановки коэффициентов методом
электронного баланса первый пункт гласит: расставить степени окисления.
Степень окисления химического элемента — это условный заряд воображаемого иона, который мог бы получиться при полной диссоциации вещества или в результате полного перехода электронов от атомов с большей
электроотрицательностью к атомам с меньшей электроотрицательностью.
Степень окисления можно определить по химической формуле вещества. При этом следует пользоваться следующими правилами.
1. Степень окисления атомов химических элементов
в простом веществе равна нулю:
0

Сu, Сl2
2. Степени окисления атома металлов в соединениях всегда положительны и равны их валентностям:
+1← I

NaNO3

+3← III

Cr2(SO4)3

3. Степень окисления атома неметалла постоянна
только у F: –1;
• степень окисления атома Н + 1 (кроме гидридов —
+1 –1

Li H );
+1 –1

–1 +2

• степень окисления атома О – 2 (кроме Н2 О2, F2 О).

8.2. Степень окисления и поведение атомов в ОВР

269

4. Степени окисления химических элементов в кислотном остатке соли такие же, как в соответствующей
кислоте:
+2← II

+5 –2

→

+5 –2

Ca3(PO4)2

→

Ca3(PO4)2
+1 +5 –2

H3PO4
+3 ? –8

5. Алгебраическая сумма степеней окисления всех
атомов в любом соединении равна нулю.
Степени окисления данного химического элемента
можно определить, исходя из строения атома:

И хотя степень окисления — «условный заряд воображаемого иона», при помощи этого понятия можно
предсказывать вполне реальное поведение вещества
в окислительно-восстановительном процессе. Например, легко определить, что в перманганате калия
КMnO4 атом марганца имеет степень окисления +7.
Вопрос. Может ли атом марганца иметь бо´льшую степень окисления, чем +7? Почему?
Поскольку у атома марганца семь валентных электронов, степень окисления +7 является высшей (максимально возможной). При достижении этой степени
окисления атом уже задействовал все валентные элек-

270

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

троны. Поэтому в любой ОВР такой атом способен
только принимать электроны, т. е. быть окислителем.
Рассуждая аналогичным образом, можно показать,
что атом Mn (+2) может проявлять и свойства окислителя (принимать электроны, восстанавливаясь до простого вещества), и свойства восстановителя (отдавая
электроны, повышая степень окисления до +7). Это
возможно, поскольку степень окисления +2 является
промежуточной для марганца.
Находясь в низшей степени окисления 0, атом марганца может быть только восстановителем. Это не удивительно, поскольку марганец — металл, а простые вещества металлы способны только отдавать электроны.
Сделаем выводы:
• в низшей степени окисления атом любого химического элемента может быть только восстановителем;
• в высшей степени окисления атом любого химического элемента может быть только окислителем;
• имея промежуточную степень окисления, атом любого химического элемента может быть и окислителем, и восстановителем.
Следует заметить, что высшая степень окисления
обычно совпадает по величине с номером группы, в которой находится химический элемент.
Используя эти правила, обычно рассуждают так:
поскольку КMnO4 содержит атом марганца в высшей
степени окисления +7, то это вещество является окислителем. Свойства восстановителя для него не характерны. Предсказывая таким образом поведение веществ в ОВР, следует различать понятия «вещество»
и «атом». Утверждая, что КMnO4 является окислителем,
мы учитываем, что атомы калия и кислорода находятся
в стабильной, характерной для них степени окисления
и «предпочитают» не изменять её. Но определите, ка-

8.2. Степень окисления и поведение атомов в ОВР

271

кие химические элементы изменяют степень окисления
в реакции:
КMnO4 → К2MnO4 + MnO2 + О2
Вопрос. Какой (или какие) атом(ы) является: а) окислителем; б) восстановителем? Какими свойствами обладает вещество КMnO4 в этой реакции?
Если всё было сделано правильно, то получаем, что
атом Mn(+7) превращается и в Mn(+6), и в Mn(+4),
каждый раз принимая электроны, т. е. в обоих случаях
является окислителем. А вот атом кислорода в степени
окисления –2, который тоже входит в состав перманганата калия КMnO4, отдаёт электроны и является восстановителем. Таким образом, само вещество КMnO4
в данном случае является и окислителем, и восстановителем.
Отсюда выводы:
• в окислительно-восстановительных реакциях
каждый химический элемент «отвечает» только
«за себя»;
• рассуждения о высшей и низшей степени окисления касаются только конкретного химического
элемента, если этот химический элемент участвует в данном процессе.
Например, в хлороводороде HCl атом водорода находится в высшей степени окисления +1, а атом хлора — в низшей –1.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Какие свойства в ОВР проявляет
хлороводород:
1) только окислителя,
2) только восстановителя,

272

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

3) и окислителя, и восстановителя,
4) не участвует в ОВР?
Решение.
Всё зависит о того, какой химический элемент участвует в данном процессе. Например, в реакции с металлами участвует атом водорода:
Zn + HCl → ZnCl2 + H2
или:
Н+ + 1е– → Н0
Поскольку атом водорода принимает электрон,
это — окислитель, поэтому и HCl проявляет свойства
окислителя.
В реакции с диоксидом марганца участвует атом
хлора того же вещества:
HCl + MnO2 → Cl2 + MnCl2 + H2O,
или:
Cl– – 1е– → Cl0
Поскольку атом хлора отдаёт электрон, это — восстановитель, поэтому и HCl в этой реакции является
восстановителем. Таким образом, предсказывая свойства атома, исходя из степени окисления его, не следует переносить эти предсказания на вещество в целом,
можно делать заключение об окислительно-восстановительных свойствах вещества только в данной химической реакции. Кроме того, составляя электронный
баланс, следует описывать свойства не молекулы, а отдельного атома, химического элемента в данной степени окисления.
И наконец, если такие ионы или вещества, содержащие атомы с высшей и низшей степенями окисления,

8.2. Степень окисления и поведение атомов в ОВР

273

находятся в одном растворе, то они неминуемо прореагируют.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Только окислительные свойства
(в водном растворе) проявляет:
1) сульфид натрия;
2) серная кислота;
3) сера;
4) сульфит калия.
Решение. Если имеются в виду свойства атома серы,
то следует заметить, что ни сера (по причине нерастворимости), ни серная кислота в растворе окислительные
свойства не проявляют. Сульфид содержит атом серы
в низшей степени окисления — это восстановитель.
Сульфит содержит атом серы в промежуточной степени
окисления — это и восстановитель, и окислитель. Получаем, что только окислительные свойства проявляет… серная кислота, но за счёт атома водорода, который
находится в высшей степени окисления +1 (в реакциях
с металлами).
ЗАДАНИЕ ЕГЭ (фрагмент; начало см. гл. 7.6). …
Твёрдый остаток (Fe2О3) растворили в иодоводородной
кислоте…
Решение. Поскольку Fe(III) — окислитель, а HI —
восстановитель (низшая степень окисления иода), то
происходит ОВР:
+3

Fe + е– → Fe
–1

I – е– → I

В результате получаем:
Fe2О3 + НI → FeI2 + I2 + Н2О

274

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

Повторим основные правила расстановки коэффициентов методом электронного баланса.

8.3. Метод электронного баланса.
Типы ОВР
Правила расстановки коэффициентов
методом электронного баланса
1. Расставить степени окисления всех химических
элементов веществ в уравнении реакции.
2. Выписать химические элементы, изменившие
степени окисления, указав число отданных и принятых
электронов. Определить окислитель и восстановитель.
3. Поставить дополнительные коэффициенты, уравняв число отданных и принятых электронов.
4. Составить краткое уравнение окисления-восстановления.
5. Проверить коэффициенты в этом уравнении: они
должны соответствовать числу атомов данного химического элемента в молекуле. Например, если дополнительный коэффициент нечётный, а в молекуле чётное число атомов (например, Сl2), то коэффициенты
удваиваются.
6. Проверенные коэффициенты переносят в уравнение, считая атомы, к тем химическим элементам, которые с данной степенью окисления встречаются в уравнении реакции ОДИН раз.
7. Затем уравнивают последовательно атомы:
• металлов;
• неметаллов;
• водорода.
8. Проверяют баланс по кислороду.
Рассмотрим эти правила на примере.

8.3. Метод электронного баланса. Типы ОВР

275

Требуется уравнять (т. е. расставить коэффициенты
в уравнении реакции):
KMnO4 + HCl → Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O
Выполним пункты 1, 2, 3:
+1 +7 –2

+1 –1

+2 –1

+1 –1

+1 –2

KMnO4 + HCl → Cl2 + MnCl2 + KCl + H2O
+5 –
e

окислитель

Mn
–1e–

–1

восстановитель

4. Проверять полученные коэффициенты удобнее,
составляя краткое уравнение процесса. Из пункта 3
получаем:
+7

–1

Mn + 5Cl → Mn + 5Cl
5. Поскольку число атомов хлора в молекуле Cl2 чётное (2), а коэффициент к хлору нечётный (5), удвоим
все коэффициенты:
+7

–1

2Mn + 10Cl → 2Mn + 10Cl
6. Переносим коэффициенты к атомам марганца и
–1

хлора, кроме атомов Сl , которые встречаются в уравнении реакции более одного раза (три раза):
+7

–1

2KMnO4 + HCl →

+2 –1

–1

5Cl2 + 2MnCl2 + KCl + H2O

Не поставили коэффициент!

276

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

Обратите внимание, что перед молекулой хлора поставлен коэффициент 5, а не 10, так как нужно считать
атомы хлора: 5 · 2 = 10 атомов.
7. Уравняем остальные атомы:
2КMnО4 + 16НСl = 5Сl2 + 2МnСl2 + 2КСl + 8Н2O
8. Атомы кислорода до и после реакции пересчитайте сами (их должно быть по 8).
Рассмотренная окислительно-восстановительная
реакция, в которой атом-окислитель и атом-восстановитель находятся в разных молекулах, называется
межмолекулярной ОВР.
Существуют и другие типы ОВР, например:
0

–1

Cl 2 + KOH → KCl + KClO3 + H2O
0

окислитель

Cl + 1–
e

восстановитель

Cl – 5–
e

–1

Составим краткое суммарное уравнение:
0

–1

Cl + 5Cl → Cl + 5Cl
или
0

–1

6Cl → Cl + 5Cl
Подставим полученные коэффициенты в уравнение
реакции:
0

–1

6Cl → Cl + 5Cl
0

–1

3Cl 2 + KOH → 5KCl + KClO3 + H2O

8.3. Метод электронного баланса. Типы ОВР

277

Используя пункты 5 и 6 алгоритма, расставим
остальные коэффициенты:
0

–1

3Cl 2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O
Вопрос. Какие атомы проявляют в данной реакции
свойства окислителя? Восстановителя?

Вопрос. В состав какой молекулы входят эти атомы?

Вопрос. Какие свойства проявляет эта молекула: окислителя или восстановителя?
Если вы правильно поняли материал, то ваши ответы на вопросы будут следующие:
• свойства окислителя и восстановителя проявляют
атомы хлора в степени окисления 0;
• оба атома входят в состав молекулы хлора;
• поэтому вещество хлор в этой реакции является и
окислителем, и восстановителем.
Такие ОВР, где один и тот же химический элемент
является и окислителем, и восстановителем, называются
реакциями диспропорционирования, или самоокислениясамовосстановления.
Попробуем определить тип ранее рассмотренной
реакции:
+7 –2

КMnO4 → К2MnO4 + MnO2 + О2
Поскольку в реакцию вступает одно вещество, то
и атом-окислитель, и атом-восстановитель входят в состав одной молекулы. Это внутримолекулярная реакция.

278

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

Попытки составить электронный баланс к этой реакции обычно вызывают затруднения, поскольку он
состоит из трёх (а не двух) строчек:
+7

Mn + 1 е → Mn
–

Mn + 3 е → Mn
–

–2

O – 2е → О
–

Но выход есть: сгруппируем атомы-окислители и
атомы-восстановители:
+7

2Mn + 4 е → Mn + Mn
–

–2

O – 2е → О
–

Получаем:
+7

–2

2Mn + (2)O → Mn + Mn + 2О
или
+7 –2

2КMnO4 → К2MnO4 + MnO2 + О2

Вопрос. Почему оказался «неправильным» коэффици–2

ент к атому О ? (В случае затруднения см. пункт 6 алгоритма.)

8.4. Метод электронно-ионных полуреакций

279

Упражнение 8.1. Расставить коэффициенты в уравнениях реакций методом электронного баланса:
а) Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + N2O + H2O
б) Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2S + H2O
в) KMnO4 + H2SO3 → K2SO4 + H2SO4 + MnSO4 + H2O
г) NaOH + S → Na2S + Na2SO3 + H2O
д) Cu(NO3)2 → CuO + NO2 + O2
Определить тип этих реакций.

ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Используя метод электронного баланса, составить уравнение реакции:
As2S3 + HNO3 + … → H3AsO4 + NO + H2SO4

8.4. Метод электронно-ионных полуреакций
Более надёжным способом расстановки коэффициентов для окислительно-восстановительных реакций,
которые происходят в растворе, является метод электронно-ионных полуреакций. Метод основан на том,
что выписывают реальные ионы, которые находятся
в растворе и состав которых изменился в ходе ОВР.
Например, для реакции:
KMnO4 + H2SO3 →
→ K2SO4 + H2SO4 + MnSO4 + H2O,
которая в ионно-молекулярном виде предварительно
может выглядеть так:
K+ + MnO4– + 2H+ + SO32– → 2K+ + SO42– + 2H+ +
+ SO42– + Mn2+ + SO42– + H2O,

280

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

выписывают ионы:
MnO4– → Mn2+
SO32– → SO42–
Затем уравнивают эти полуреакции, считая атомы
водорода и кислорода. В случае необходимости используют «пары»: Н+ и Н2О или ОН– и Н2О.
Например, при уравнивании первой полуреакции
можно рассуждать так: в левой части атомов «О» больше, чем в правой, реакция идёт в кислой среде, значит,
следует использовать пару Н+ и Н2О. Для того чтобы
уравнять «по кислороду», следует добавить 4 молекулы
воды:
MnO4– + Н+ → Mn2+ + 4Н2О
Теперь понятно, что следует в левой части добавить
8 ионов водорода:
MnO4– + 8Н+ → Mn2+ + 4Н2О

1-я полуреакция.

Рассуждая аналогично, при уравнивании второй полуреакции следует добавить в левую часть Н2О (здесь
меньше атомов кислорода), а в правую — Н+:
SO32– + Н2О → SO42– + 2Н+

2-я полуреакция.

Теперь подсчитаем заряды и скомпенсируем их при
помощи электронов.
Для 1-й полуреакции в левой части имеем 7 положительных зарядов, а в правой — только два. Значит,
для того чтобы уничтожить избыточный положительный заряд, следует добавить 5 электронов:
MnO4– + 8Н+ + 5е → Mn2+ + 4Н2О
–

8.4. Метод электронно-ионных полуреакций

281

Рассуждая аналогично, получаем, что во 2-й полуреакции следует убрать 2 электрона в левой части её:
SO32– + Н2О – 2е → SO42– + 2 Н+
–

Теперь осуществим электронный баланс, умножим
каждую полуреакцию на полученный коэффициент
и суммируем обе полуреакции:
MnO4– + 8Н+ + 5 е → Mn2+ + 4Н2О

SO32– + Н2О – 2 е → SO42– + 2Н+

–

2MnO4– + 16Н+ + 5SO32– + 5Н2О →
→ 2Mn2+ + 8Н2О + 5SO42– + 10Н+
или после сокращения одинаковых частиц:
2MnO4– + 6Н+ + 5SO32– → 2Mn2+ + 5SO42– + 3Н2О
Подставим полученные коэффициенты в уравнение
реакции:
2MnO4– + 6Н+ + 5SO32– → 2Mn2+ + 5SO42– + 3Н2О
2KMnO4 + 5H2SO3 → K2SO4 + H2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O
Остальные коэффициенты подбираем, подсчитав
атомы серы и атомы водорода.
Достоинством этого метода является то, что нет необходимости рассчитывать условные степени окисления. Кроме того, при помощи этого метода получаем
готовые коэффициенты.
Очень часто продукты окислительно-восстановительной реакции зависят от реакции среды. Например,
если в процессе участвует перманганат калия KMnO4, то

282

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

в кислой среде образуются соединения Mn(II), в нейтральной — Mn(IV), а в щелочной — Mn(VI) (рис. 22).
рН < 7

Mn (II) (бесцветный раствор
соли марганца)
рН = 7

Mn (VII)

Mn (IV) (бурый осадок MnО2 )
рН > 7

Mn (VI) (зелёный раствор
К2MnО4)

Рис. 22. Схема восстановления Mn (VII) в зависимости
от реакции среды

Упражнение 8.2. Закончить уравнения реакций, уравнять методом электронно-ионных полуреакций:
а) KMnO4 + К2SO3 + H2SO4 → K2SO4 + … + H2O
б) KMnO4 + К2SO3 + H2O → K2SO4 + … + КOН
в) KMnO4 + К2SO3 + КОН → K2SO4 + … + H2O
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Установите соответствие между реагентами и схемами превращения элемента марганца:
РЕАГЕНТЫ

СХЕМА
ПРЕВРАЩЕНИЯ

А) оксид серы (IV), вода
и перманганат калия;

1) Mn+7 → Mn+2

Б) оксид серы (IV),
едкое кали и перманганат калия;

2) Mn+7 → Mn+4

В) сульфит натрия, вода
и перманганат калия;

3) Mn+7 → Mn+6

8.4. Метод электронно-ионных полуреакций

Г) оксид марганца (IV)
и серная кислота.

283

4) Mn+4 → Mn+2
5) Mn+6 → Mn+2

Решение. Посмотрите внимательно на рис. 22, определите степени окисления марганца в указанных соединениях, реакцию среды и сделайте единственно
правильный выбор:
А –1*
Б—3
В—2
Г—4
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:
Na2SO3 + … + KOH → K2MnO4 + … + Н2О
Определите окислитель и восстановитель.
Решение. Посмотрите внимательно на рис. 22, определите реакцию среды, и вы поймёте, что K2MnO4 получился при восстановлении KMnO4. Окислитель и пропущенное (до реакции) вещество — найдено. Тогда
восстановитель — Na2SO3, который превращается при
этом в сульфат. Остальное сделайте сами.
Метод полуреакций особенно актуален тогда, когда
степени окисления расставить невозможно, например
в органической химии.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:
С6Н5С2Н5 + KMnO4 + H2SО4 →
→ С6Н5СООН + СО2 + … + …
Поэтому в Самоучителе 2–3 он будет рассмотрен
повторно.
*

В этом случае следует учесть, что SO2 + H2O = кислота.

284

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

8.5. Электрохимические процессы.
Электрохимический ряд
металлов
Хотя в ОВР происходит переход электронов, электрический ток не возникает, поскольку не соблюдены
условия его возникновения. Электрический ток — направленное движение электронов — возникает, если
имеется источник электрической энергии и замкнутая
электрическая цепь, которая состоит из проводников
первого или второго рода. Проводниками первого рода
являются металлы, а проводниками второго рода — растворы электролитов. Источник электрической энергии
должен создавать напряжение (разность потенциалов)
на концах цепи. Именно это условие не выполняется
в «обычных» ОВР.
Электрохимические процессы — это ОВР, в ходе которых возникает электрический ток, или ОВР, которые происходят под действием электрического тока.
Электрохимические процессы первого типа происходят при электрохимической коррозии металлов.
Причиной такой коррозии является образование гальванических элементов в металлической конструкции.
Гальванический элемент — химический источник
электрической энергии.
Возникает вопрос: каким образом в результате химического процесса возникает напряжение (разность
потенциалов)?
Для того чтобы ответить на этот вопрос, рассмотрим, что происходит, если погрузить в раствор электролита пластинку металла.
Атомы металла соединены между собой особой
металлической связью. Эта связь возникает за счёт
перекрывания электронных облаков всех атомов, ко-

8.5. Электрохимические процессы. Электрохимический ряд металлов

285

торые образуют этот металл. В местах перекрывания
электронных облаков находятся валентные электроны данного металла, которые слабо связаны с ядром
(вспомните, атомы металла легко расстаются со своими валентными электронами, имея низкое значение
энергии ионизации).
Поэтому многие атомы металла находятся в ионизированном состоянии, в виде катионов, а свободные
электроны образуют «электронный газ». Такие электроны могут свободно перемещаться по зонам проводимости (местам пересечения электронных облаков).
Поэтому эти электроны становятся общими. Итак,
металл представляет собой совокупность атомов и катионов этого металла, которые погружены в «электронный газ».
Когда металл погружают в водный раствор электролита или просто в воду, происходят процессы, которые
очень напоминают процесс электролитической диссоциации.
Вопрос. С какими частицами металла могут взаимодействовать полярные молекулы воды?
В результате взаимодействия с полярными молекулами воды катионы металла переходят в раствор и гидратируются.
Вопрос. Какой заряд возникает в растворе? На пластинке металла?
После перехода части катионов в раствор (он приобретает избыточный положительный заряд) в пластинке
остаётся избыточное количество электронов (пластина

Электрод

286

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

Окисленная
форма
Восстановленная форма

Е °, В

Усиление окислительных свойств
Li+

K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Mn2+ Zn2+

–3,04 –2,92 –2,87 –2,71 –2,37 –1,66 –1,18 –0,76

Рис. 23. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов

приобретает избыточный отрицательный заряд). Поэтому на границе «металл — раствор» возникает разность потенциалов Е(Меn+/Ме). Потенциал, который
возникает на пластинке, называется электродным
потенциалом, а сам металл, погружённый в раствор
электролита, — электродом. Электродный потенциал невозможно измерить непосредственно, но можно
его сравнить с потенциалом другого электрода. Таким
электродом сравнения является водородный электрод:
2Н+/Н2. Эта запись говорит о том, что газ водород находится в контакте с ионами водорода. Что же реально
представляет собой водородный электрод?
Газ водород растворяется в некоторых металлах
(платина, палладий). Пластинку такого металла, насыщенного водородом, погружают в раствор кислоты*.
Потенциал такого электрода принимают за 0 В, а разность потенциалов, измеренную в стандартных условиях, называют стандартным электродным потенциалом.
Чем меньше значение этого потенциала, тем больше
значение отрицательного заряда, тем активнее металл
растворяется в водном растворе.
* Стандартный водородный электрод состоит из платиновой
пластинки, которая погружена в одномолярный раствор серной кислоты и омывается струёй газообразного водорода под
давлением 101,325 кПа при 25 °C.

8.5. Электрохимические процессы. Электрохимический ряд металлов

Cr3+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ 2H+ Cu2+ Hg22+ Ag+
Cr

2Hg

287

Pt2+ Au3+
Pt

Усиление восстановительных свойств
–0,74 –0,44 –0,25 –0,14 –0,13

0,00

0,34

0,79

0,80

1,20

1,50

Рис. 23. Ряд стандартных электродных потенциалов металлов

Если расположить металлы по возрастанию стандартных электродных потенциалов, то получится
электрохимический ряд напряжений металлов (ряд стандартных электродных потенциалов металлов) (рис. 23).
В этом ряду активность металлов уменьшается слева
направо. В данном случае речь идёт о той активности,
которую проявляют реальные металлы (а не их отдельные атомы) в растворах. Поэтому по положению металла в этом ряду можно определить следующие свойства
его.
1. Металл способен вытеснять водород из растворов кислот, если этот металл стоит в ряду напряжений
до водорода.
2. Металл способен реагировать с водой, если его
потенциал меньше, чем –0,41 В.
3. Более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли, если более активный металл
не реагирует с водой.
Рассмотрим эти правила более подробно.
1. Краткое уравнение этого процесса:
Ме + Н+ → Меn+ + Н2
показывает, что окислителем в данном процессе является катион водорода из кислоты. Значит, если роль

288

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

окислителя играет анион кислоты, то ряд напряжений
«ни при чём» и водород в такой реакции НЕ выделяется. Такими кислотами, чьи анионы могут реагировать
с металлами, являются HNO3 (любой концентрации)
и концентрированная H2SO4. С этими кислотами могут
реагировать металлы, которые стоят в ряду напряжений
и до, и после водорода, водород при этом не выделяется!
Упражнение 8.3. Составьте краткие молекулярно-ионные уравнения для реакций:
а) Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + N2O + H2O
б) Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2S + H2O
Определите, какой атом (ион) является окислителем.
Кроме того, следует учитывать, что если в результате такой реакции образуется нерастворимая соль, то
она покрывает поверхность металла, что исключает его
контакт с кислотой. Поэтому такая реакция прекращается, едва начавшись. Например, фосфорная кислота
практически не взаимодействует с многовалентными
металлами. Более того, ею обрабатывают поверхность
стальных изделий, чтобы они не подвергались коррозии.
2. Металлы, более активные, чем железо (его потенциал –0,41 В), могут реагировать с водой, но по-разному:
• металлы, которые стоят в ряду напряжений после
алюминия, реагируют в измельчённом состоянии
с водяными парами при нагревании; при этом образуется оксид металла и водород:
Zn + H2O → ZnO + H2

8.5. Электрохимические процессы. Электрохимический ряд металлов

289

• более активные металлы реагируют с водой при
обычных условиях, образуя гидроксид и водород:
Na + H2O → NaOH + H2
Возникает вопрос: почему же алюминий не реагирует с водой? Мы же кипятим в алюминиевой посуде
воду — и ничего? Дело в том, что алюминий покрыт
тонкой, но прочной оксидной плёнкой (Al2O3), которая
с водой не реагирует.
3. Более активный металл вытесняет менее активный из растворов его солей:
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
обратный процесс не идет:
Cu + FeSO4
Если в раствор соли опустить металл, который реагирует с водой, то прежде всего будет происходить
именно реакция с водой, а потом продукт этой реакции
реагирует с солью. Например, более активный натрий
не вытесняет железо из соли железа:
Na + FeSO4 → Na2SO4 + Fe
Дело в том, что натрий реагирует с водой:
Na + H2O → NaOH + H2
А полученная щёлочь реагирует с солью:
FeSO4 + NaOH → Fe(OH)2 + Na2SO4
Суммарное уравнение реакции выглядит так:
Na + FeSO4 + Н2О → Fe(OH)2 + Na2SO4 + Н2

290

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

Обратите внимание: действительно, металл (железо)
из соли НЕ вытесняется.
Интересно, что при погружении в раствор соли
алюминиевой пластинки реакция вытеснения металла тоже не происходит, хотя алюминий с водой не реагирует.

Вопрос. Почему?

Алюминий с водой не реагирует потому, что алюминий покрыт оксидной плёнкой. Но если эту плёнку
разрушить, реакция начнётся и протекать будет достаточно активно. Простейший способ разрушения этой
плёнки — посолить раствор. Хлорид-ионы замещают
атомы кислорода в оксиде, и плёнка растворяется. Поэтому алюминий реагирует с хлоридами менее активных металлов, а с прочими солями этих же металлов
не реагирует:
Al + CuCl2 → AlCl3 + Cu
Al + CuSO4

Упражнение 8.4. Закончить уравнения реакций:
а) Al + FeSO4 →

е) Zn + H2O →

б) Mg + H3PO4 →

ж) Cu + AgNO3 →

в) Cu + HNO3 →

з) Al + NiCl2 →

г) Pb + H2O →

и) Ba + H2O →

д) K + CuSO4 →

к) Fe + H2SO4 →

8.6. Гальванический элемент. Коррозия металлов

291

8.6. Гальванический элемент.
Коррозия металлов
Электрохимический ряд напряжений подсказывает
причину, по которой на металлической пластинке возникает заряд (электродный потенциал). Если в раствор
электролита погрузить два металла разной активности,
то между ними возникает разность потенциалов.
Вопрос. Чему равна разность потенциалов между цинковой и медной пластинкой? (См. электрохимический
ряд напряжений металлов, рис. 23.)
Таким образом, соблюдается первое условие возникновения электрического тока. Поскольку раствор
электролита электропроводен, то выполняется и второе условие, если пластинки соединены друг с другом
проволочкой или непосредственно. Поэтому контакт
двух металлов разной активности, погружённых в раствор электролита, образует химический источник
электрической энергии — гальванический элемент.
Рассмотрим, как работает гальванический элемент,
состоящий из цинковой и медной пластинок, которые погружены в соляную кислоту. Если между ними
нет контакта, то растворяется в кислоте только цинк
и с его поверхности медленно поднимаются пузырьки
водорода. Но если пластинки соприкоснулись, то скорость процесса резко возрастает, но водород будет выделяться с поверхности … меди (!).
В чём дело? Неужели медь вступила в реакцию? Нет.
По-прежнему окисляется (растворяется в кислоте)
только цинк:
Zn – 2e– → Zn2+

292

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

Поскольку между пластинками возникла разность
потенциалов, причём на цинковой пластинке избыток электронов, начинается направленное движение
заряженных частиц (электронов). Они за счёт разности
потенциалов переходят на медную пластинку, где восстанавливают водород:
(Cu): Н+ + е– → Н.
Поэтому водород выделяется с поверхности меди.
Пластинки, которые образуют гальванический элемент, называются электродами, причём,
• электрод, на котором идёт окисление, называется
анодом, а
• электрод, на котором идёт восстановление, называется катодом.
В данном случае анодом является цинковая пластинка, а катодом — медная. Схему этого гальванического
элемента можно изобразить так: Zn/Cu, раствор HCl.
Подведём итог:
1) гальванический элемент возникает, если имеется
контакт двух металлов, опущенных в раствор электролита;
2) в гальваническом элементе окисляется более активный металл; это — анод;
3) менее активный металл (катод) не изменяется,
на нём восстанавливаются катионы (или другие частицы) из раствора.
Такие (микро)гальванические элементы являются
причиной электрохимической коррозии.
Коррозия — самопроизвольный процесс окисления
металла под действием факторов окружающей среды.
Коррозия бывает химическая и электрохимическая.
В первом случае металл окисляется под действием
кислорода, кислот, причём процесс не сопровождается

8.6. Гальванический элемент. Коррозия металлов

293

появлением электрического тока. Процесс идёт медленно и вполне предсказуем.
Причиной электрохимической коррозии являются
(микро)гальванические элементы, которые возникают
самопроизвольно практически в любом металлическом
изделии, которое содержит металлическую или токопроводящую примесь. Раствором электролита в этом
случае является атмосферная влага, которая всегда
содержит растворённый кислород и углекислоту. Например, стальные изделия содержат примесь углерода
(токопроводящая примесь). Если на изделие попадает
влага, то создаются условия для работы гальванического элемента. При этом окисляется железо как более
активный металл:
Fe – 2e– → Fe2+
Катодом является углерод (или сплав железа с углеродом — цементит). На нём происходит восстановление компонентов атмосферной влаги:
2H2O + O2 → 4OH–
В результате образуется гидроксид железа (II), который, окисляясь, превращается в ржавчину:
Fe2+ + OH– → Fe(OH)2 → Fe(OH)3 → xFe2O3 · yH2O
ржавчина

Таким образом, чтобы уменьшить потери от атмосферной коррозии, следует устранить причины, которые её вызывают. Поскольку гальванический элемент
не работает без электролита, металлические предметы
следует изолировать от влаги. Это можно сделать разными способами, например хранить изделие в сухом
месте, что далеко не всегда возможно. Кроме того,
можно поверхность предмета покрасить, смазать во-

294

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

доотталкивающим составом, создать искусственную
оксидную плёнку.
В последнем случае в состав сплава вводят хром,
который «любезно» распространяет собственную оксидную плёнку на поверхность всего металла. Сталь
становится нержавеющей.
Изделия из нержавеющей стали дороги. Поэтому
для защиты от коррозии используют тот факт, что катод в гальваническом элементе не изменяется, т. е.
не участвует в процессе.
Поэтому если сохраняемое изделие покрыть или
к сохраняемому изделию приварить более активный
металл, то, пока он не разрушится, изделие — катод —
корродировать не будет. Этот способ защиты называется протекторной защитой. В данном случае покрытие
из более активного металла будет анодом, соответственно, покрытие называется анодным.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Для защиты железного изделия от
коррозии в качестве катодного покрытия используют:
1) медь, 2) олово, 3) серебро, 4) цинк.
Аналогом протекторной защиты является электрозащита, когда за счёт внешнего источника электрической энергии создают на рельсах, мостах, трубопроводах потенциал, который превращает эти протяжённые
изделия в катод. А анод, сделанный из металлолома,
где-то мирно ржавеет.
Есть ещё один способ борьбы с коррозией: получение металлов высокой чистоты. В этом случае исчезает обязательное условие образования гальванического
элемента — второй металл. Получение таких металлов
и их очистка (рафинирование) возможно при помощи
электролиза.

8.7. Электролиз

295

8.7. Электролиз
Электролиз — это окислительно-восстановительные реакции, которые протекают в растворах или
расплавах электролитов под действием постоянного
электрического тока.
Если электролиз происходит в расплаве, то при нагревании происходит термическая диссоциация вещества:
CaCl2 → Ca2+ + 2Cl–
Затем катионы переходят к катоду, где происходит
их восстановление:
К (–): Са2+ + 2е– → Са
Анионы переходят к аноду и окисляются:
А (+): 2 Cl– — 2е– → Cl2
Таким образом, на электродах получается металлический кальций и газообразный хлор. Однако на плавление солей и других твёрдых веществ затрачивается
слишком много теплоты (энергии).
Поэтому очень часто проводят электролиз растворов. Возникает вопрос: можно ли получить те же простые вещества электролизом раствора? Рассмотрим,
что происходит при электролизе раствора хлорида
кальция CaCl2.
При растворении соли в воде происходит электролитическая диссоциация её:
CaCl2 → Ca2+ + 2 Cl–
Поскольку вода слабо диссоциирует:
→ Н+ + ОН–,
Н2О ←

296

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

у электродов находятся не по одному, а по два вида
ионов:
Катод (–): Са2+

Анод (+): Cl–

Н+

ОН–

Для того чтобы узнать, какой из ионов будет участвовать в ОВР, нужно знать следующие правила электролиза растворов:
1. На катоде восстанавливаются катионы металлов,
которые стоят в ряду напряжений после алюминия. Вместо катионов более активных металлов восстанавливаются катионы водорода.
2. На аноде окисляются анионы бескислородных
кислот (кроме F–), а вместо анионов кислородсодержащих кислот окисляются анионы ОН– по схеме:
4ОН– – 4е → О2 + 2Н2О
–

Применим эти правила в нашем случае. На катоде будет восстанавливаться водород, поскольку кальций — более активный металл, чем алюминий. На аноде по-прежнему будет окисляться хлор Cl– как анион
бескислородной кислоты. Получаем следующую схему
процесса электролиза раствора CaCl2:
CaCl2 → Ca2+ + 2 Cl–
→
Н2О ←
К (–): Са2+
Н+ + е– → Н0
точнее, 2Н+ + 2е– → Н2

Н+ + ОН–
А (+): 2 Cl– — 2е– → Сl2
ОН–

8.7. Электролиз

297

В растворе остаются ионы Са2+ и ОН–, т. е. образуется раствор гидроксида кальция.
Зная продукты реакции, можно составить молекулярное уравнение электролиза:
Электрический ток

CaCl2 + Н2О

Са(ОН)2 + Н2 + Сl2

Такое уравнение реакции следует использовать при
решении задач, где упоминается электролиз.
Упражнение 8.5. Составить схемы электролиза раствора и суммарные уравнения происходящих реакций
для нитрата алюминия, сульфата меди (II) и бромида
цинка.
Строго говоря, при электролизе солей и соединений
металлов, которые в электрохимическом ряду стоят
после алюминия, но до водорода, совместно с металлом выделяется и водород. Его массой при решении
задач можно пренебречь.
ЗАДАНИЕ ЕГЭ. При электролизе водного раствора
нитрата никеля (II) на катоде выделяется:
а) Н2 б) О2 в) Ni г) Ni и Н2
Электроды, на которых происходят окислительновосстановительные процессы, могут быть инертными
и растворимыми. Вышеприведённые рассуждения
справедливы для инертных электродов, которые не участвуют в процессе (угольные электроды). Если анод
сделан из металла, то именно он, а не анион из раствора, окисляется:
Ме – n е → Меn+
–

298

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

Ионы металла переходят в раствор или расплав
и восстанавливаются на катоде. Таким образом и проводят рафинирование (очистку) металлов. При этом
учитывают порядок восстановления ионов металла
на электродах: чем ниже активность металла (выше
стандартный электродный потенциал), тем легче восстанавливается на катоде (и труднее окисляется на аноде) данный металл. Например, если анод состоит из железа с примесью меди, то вначале растворяются ионы
железа.
Если в растворе будут только ионы железа, то на катоде будет восстанавливаться чистое железо. Но если
в растворе будут присутствовать ионы менее активного
металла (никеля, меди), то именно эти ионы будут восстанавливаться раньше железа.
Вопрос. В каком порядке будут восстанавливаться
ионы железа, никеля и меди?
Электролиз применяется не только для получения
и очистки некоторых металлов, но и для получения некоторых неметаллов (хлор, кислород), щелочей и кислот. Кроме того, при помощи электролиза наносят тонкие слои металла на различные поверхности.
В этом случае используют так называемые активные
электроды.
Например, делают анод из меди. Поскольку на аноде идёт процесс окисления, медь охотно отдаёт электроны, превращается в катион и переходит в раствор
или расплав своей соли. Поскольку других катионов
в растворе или расплаве нет, то на катоде восстанавливается только медь. Так проводят рафинирование
(очистку) металлов и покрытие изделий тонким слоем
металлов, в том числе благородных.

8.8. Типы химических реакций

299

ЗАДАНИЕ ЕГЭ. Установите соответствие между
исходными веществами, условиями и продуктами
электролиза:
ВЕЩЕСТВА
И УСЛОВИЯ
ЭЛЕКТРОЛИЗА
А) расплав CuCl2 с графитовыми электродами;
Б) расплав CuCl2 с медными электродами;
В) раствор CuCl2 с графитовыми электродами;
Г) раствор CuCl2 с медными электродами.

ПРОДУКТЫ
ЭЛЕКТРОЛИЗА
1) Cu, Cl2;
2) Cu, Н2, О2, НCl;
3) Cu, Н2, Cl2;

4) анод растворяется,
на катоде выделяется металл;
5) анод растворяется,
на катоде выделяется металл и водород.
Решение. Если составить схему электролиза расплава
и раствора этой соли, используя вышеуказанные правила, получим, что продукты электролиза (Cu, Cl2) не зависят от этих условий. Поэтому, если инертный (графитовый) электрод заменить на металл, ионы в растворе
и расплаве будут одинаковыми (Cu2+ и Cl–), поэтому
и продукты электролиза будут одинаковыми. Причём
на катоде будет выделяться только металл, поскольку
медь стоит после водорода.
Ответы: А, В — 1; Б, Г — 4.

8.8. Типы химических реакций
Подведём некоторые итоги, рассмотрев типы химических реакций. Химические реакции бывают разных
типов.

300

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

Основными являются:
1. Реакции соединения:
А + В → АВ
Здесь из двух и более веществ образуется одно вещество:
Са + С12 = CaCl2
2. Реакции разложения:
АВ → А + В
Здесь из одного вещества получаются два вещества
и более:
Ca(HCO3)2 → CaCO3 + CO2 + H2O
3. Реакции замещения:
А + ВХ → АХ + В
Здесь реагируют простое и сложное вещества, образуются также простое и сложное вещества, причём
простое вещество замещает часть атомов сложного
вещества:
Fe + CuSO4 → Cu + FeSO4
4. Реакции обмена:
АВ + XY → АY + XВ
Здесь реагируют два сложных вещества и получаются два сложных вещества. В ходе реакции сложные
вещества обмениваются своими составными частями:
Al(OH)3 + HCl → AlCl3 + H2O(H–OH)

Вывод по главе 8

301

Существуют и другие типы химических реакций.
Например, с точки зрения термохимии различают экзотермические реакции (идут с выделением теплоты)
и эндотермические процессы (идут с поглощением
теплоты).
Некоторые реакции перечисленных типов (кроме
реакций обмена) могут быть окислительно-восстановительными (ОВР).
Вопрос. Какие реакции относятся к ОВР?
Существуют разные типы ОВР, например: межмолекулярные, внутримолекулярные и диспропорционирования (см. главу 8.3).
В органической химии рассматривают и другие
типы реакций — см. главу 6.7 Самоучителя 2–3.

ВЫВОД по главе 8
Окислительно-восстановительные реакции — это
реакции, в которых изменяются степени окисления
химических элементов. Эти процессы могут приносить
несомненную пользу (электролиз, дыхание, фотосинтез, горение топлива), но и наносить огромный ущерб
(пожары, коррозия металлов).

ВОПРОСЫ и УПРАЖНЕНИЯ
к главе 8
1. Какие вещества являются сильными окислителями? Восстановителями? Привести по 2–3 примера веществ каждого типа.
2. Какие свойства в ОВР проявляют выделенные
атомы:
КClO4; Na2SO3; H2SO4; CaCl2; KNO2; NH3; N2;
Al?
3. Какие типы окислительно-восстановительных
реакций вам известны?
4. Закончить и уравнять (любым методом). Указать
окислитель, восстановитель. Указать тип каждой
из реакций:
а) K2MnO4 + H2O →
→ MnO2 + KMnO4 + KOH
б) KMnO4 + H2O → O2 + KOH + …
в) KMnO4 + H2O2 + H2SO4 →
→ O2 + … + K2SO4 + H2O
г) KMnO4 +H2C2O4 + H2SO4 →
→ K2SO4 + H2O + …+ СО2
д) KMnO4 + H2O + С3Н6 →
→ С3Н6(ОН)2 + … + КОН

Вопросы и упражнения к главе 8

303

5. Составить молекулярные уравнения, определив,
какая из них является ОВР:
а) Bi + NO3– + H+ → Bi3+ + NO + H2O
б) Bi3+ + H2O → BiOH2+ + H+
6. В раствор сульфата меди (II) опустили пластинки цинка и меди. Соединили их проволокой. Через некоторое время масса цинка уменьшилась
на 2 г. Как изменится масса меди?
7. Почему нельзя хранить раствор медного купороса в оцинкованном ведре?
8. Составить схему гальванического элемента для
систем:
а) Mn/Fe, раствор H2SO4
б) Cu/Ni, раствор NiCl2
Указать анод, катод, составить процессы, происходящие на электродах.
9. При электролизе 25%-ного водного раствора нитрата серебра на инертных электродах на аноде
выделилось 8,4 л кислорода. Чему равна масса
серебра и масса исходного раствора?
10. Электролиз 400 мл 6%-ного раствора сульфата
меди (II) (пл. = 1,02 г/мл) продолжали до тех
пор, пока масса раствора не уменьшилась на 10 г.
Определить массовые доли соединений в оставшемся растворе и массы продуктов, которые выделились на инертных электродах.

304

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

Задания ЕГЭ
11. Установите соответствие между формулой вещества и степенью окисления атома серы в нём.
ФОРМУЛА
ВЕЩЕСТВА

СТЕПЕНЬ
ОКИСЛЕНИЯ

А) Nа2S2

1) +1

Б) SOCl2

2) +2

В) Н2S3O10

3) –1

Г) Cа(HSО4)2

4) +4
5) –2
6) +6

12. Установите соответствие между формулой иона
и степенью окисления центрального атома в нём:
ФОРМУЛА ИОНА
ОКИСЛЕНИЯ

СТЕПЕНЬ

А) NCl4+

1) +7

–

2) +2

Б) BF4

В) S2O72-

3) +3
2+

Г) Cu(NH3)4

4) +4

Д) [Cr(H2O)2F4]–

5) +5
6) +6

13. Могут одновременно находиться в водном растворе, не реагируя друг с другом:
1) CuSO4 и BaCl2
2) Fe(NO3)2 и K2S

Задания ЕГЭ

305

3) NaCl и К3РО4
4) HI и HNO3
14. Окислительно-восстановительная реакция протекает между:
1) SiO2 и PbO
2) SO2 и Li2O
3) NO2 и H2O
4) СаO и H2O
15. Водород является окислителем в реакции с
1) оксидом меди;
2) хлором;
3) кальцием;
4) серой.
16. Установите соответствие между окислительновосстановительной реакцией и свойством, которое проявляет азот в ней:
УРАВНЕНИЕ
РЕАКЦИИ

СВОЙСТВО
АЗОТА

А) NН4НСО3 =
= NН3 + H2O + СО2

1) окислитель;

Б) СuO + NН3 →
→ N2 + H2O + Сu

2) восстановитель;

В) NН3 + О2 →
→ NО + H2O

3) и окислитель,
и восстановитель;

Г) Li + N2→ Li3N

4) ни окислитель,
ни восстановитель.

17. Установите соответствие между окислительновосстановительной реакцией и коэффициентом
перед формулой восстановителя.

306

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

УРАВНЕНИЕ
РЕАКЦИИ

КОЭФФИЦИЕНТ

А) НNО3 + Сu → Сu(NО3)2 + H2O + NО2

1) 1

Б) СuO + NН3 → N2 + H2O + Сu

2) 2

В) NН3 + О2 → NО + H2O

3) 4

Г) Li + N2→ Li3N

4) 5
5) 6

18. Установите соответствие между формулой соли
и продуктом, образующимся на катоде при электролизе её водного раствора:
ФОРМУЛА СОЛИ

ПРОДУКТ НА КАТОДЕ

А) NiSО4

1) Ni, H2

Б) NaClO4

2) NiO

В) LiCl

3) Na

Г) AgNO3

4) H2
5) Li
6) Ag

19. Установите соответствие между формулой соли
и продуктами, образующимися на инертных
электродах при электролизе её водного раствора:
ФОРМУЛА СОЛИ

ПРОДУКТЫ
ЭЛЕКТРОЛИЗА

А) К2SО4

1) Са, О2, Cl2

Б) FеCl2

2) Fe, Н2, Cl2

В) Fе(NO3)3

3) К, Н2, SO3

Г) CаCl2

4) Fе, Н2, О2
5) Н2, Cl2
6) Н2, О2

Задания ЕГЭ

307

20. Установите соответствие между формулой соли
и продуктом, образующимся на аноде при электролизе её водного раствора:
ФОРМУЛА СОЛИ

ПРОДУКТ НА АНОДЕ

А) КВr

1) О2

Б) RbF

2) Cl2

В) Cu(NO3)2

3) Br2

Г) CuCl2

4) F2
5) NO2

21. Установите соответствие между исходными веществами, условиями и продуктами электролиза:
ВЕЩЕСТВА И УСЛОВИЯ
ЭЛЕКТРОЛИЗА

ПРОДУКТЫ
ЭЛЕКТРОЛИЗА

А) расплав КВr с графитовыми электродами;

1) Br2, О2, К, Н2

Б) раствор КВr с инертными 2) Br2, К
электродами;
В) раствор CuВr2 с графитовыми электродами;

3) КOН, Н2, Br2

Г) раствор НВr
с инертными электродами.

4) Cu, Н2, Br2
5) Cu, Вr2
6) Н2, Br2

22. Используя метод электронного баланса, составьте уравнения реакций:
FeSO4 + … + … → … + MnSO4 + К2SO4 + Н2О
SO2 + КMnO4 + … → … + MnSO4 + Н2SO4

308

Глава 8. Окислительно- восстановительные реакции

23. Электролиз водного раствора хлорида натрия
применяется для получения:
1) натрия и кислорода;
2) гидрида натрия, хлора и кислорода;
3) натрия, хлора и водорода;
4) гидроксида натрия, хлора и водорода.
24. Не может быть получен при электролизе водного
раствора соли:
1) свинец;
2) калий;
3) серебро;
4) цинк.
25. Для защиты железного изделия от коррозии в качестве анодного покрытия используют:
1) медь;
2) олово;
3) серебро;
4) цинк.

Литература

1. Глинка Н. Л. Общая химия: учебное пособие. —
М.: КНОРУС, 2012. — 752 с.
2. Дикерсон Р., Грей Г., Хейт Дж. Основные законы
химии: В 2 т. Пер. с англ. — М.: Мир, 1982. — Т. 1. —
652 с.
3. Некрасов Б. В. Основы общей химии. — Т. 1. —
М.: Химия, 1973. — 656 с.
4. Полинг Л. Общая химия. Пер. с англ. — М.: Мир,
1974. — 846 с.

12+
Издание для дополнительного образования

Евгения Николаевна Френкель
ОБЩАЯ ХИМИЯ. САМОУЧИТЕЛЬ.
Эффективная методика,
которая поможет сдать экзамены и понять химию
Подписано в печать 14.08.2017. Формат 84 108/32.
Усл. печ. л. 16,8. Тираж
экз. Заказ №
Общероссийский классификатор продукции ОК-005-93,
том 2–953000, книги, брошюры.
ООО «Издательство АСТ»
129085, г. Москва, Звездный бульвар, д. 21, стр. 1, комн. 39

Макет подготовлен редакцией