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

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

SO32- + H2O − 2 ē → SO42- + 2 H+ ×3

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

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

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

5.Расстановка стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции.

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

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

1.2. Классификация веществ

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

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

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

12

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

•кислородосодержащие производные углеводородов – СсHhOo

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

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

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

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

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

13

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

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

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

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

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

Получение гидроксидов: а) гидратация оксидов

CaO + H2O→Ca(OH)2, SO3 + H2O→ H2SO4,

14

N2O3+H2O→2HNO2, P2O5+2H2O→2H3PO4;

б) нерастворимые гидроксиды

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

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

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

творении в воде подвергаются электролитической диссоциации.

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

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

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

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

Молекулярное уравнение:

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

Полное ионное:

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

15

Краткое ионное:

OH- + H+ = H2O.

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

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

ностью кислоты.

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

П р и м е р. Одноосновные:

HNO3↔ H++ NO3-; HCl ↔ H++ Cl-;

двухосновные:

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

трехосновные:

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

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

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

16

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

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

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

Растворимые в воде основания называются щелочами. Их вод-

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

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

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

основной тип диссоциации

Zn(OH)2 ↔ Zn 2++2 OH-;

кислотный тип диссоциации

Zn(OH)2 ↔ 2 H++ ZnO22-.

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

17

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

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

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

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

ний:

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

Н2SO4+Ba(OH)2→BaSO4↓+2Н2О;

2Н++SO42-+Ba2++2ОН-→BaSO4↓+2Н2О.

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

слот:

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

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

18

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

основные свойства

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

кислотные свойства

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

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

П р и м е р: основной оксид

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

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

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

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

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

19