Главная Химия. Самоучитель. Книга для тех, кто хочет сдать экзамены,..

Химия. Самоучитель. Книга для тех, кто хочет сдать экзамены, а также понять и полюбить химию. Элементы общей, неорганической и органической химии

0 / 0
Насколько Вам понравилась эта книга?
Какого качества скаченный файл?
Скачайте книгу, чтобы оценить ее качество
Какого качества скаченные файлы?
Самоучитель основан на методике, которую автор с успехом использует более 20 лет. С её помощью множество школьников смогли поступить на химические факультеты и в медицинские вузы.
Эта книга — именно Самоучитель, а не Учебник. Вы не столкнётесь здесь с простым описанием научных фактов и свойств веществ. Материал структурирован таким образом, что, встретившись со сложными вопросами, которые вызывают затруднения, вы сразу же найдёте пояснение автора. В конце каждой главы приводятся проверочные задания и упражнения для закрепления материала. Любознательному читателю, который просто хочет расширить свой кругозор, Самоучитель даст возможность освоить этот предмет «с нуля». Прочитав его, вы не сможете не влюбиться в эту интереснейшую науку — химию!
Год:
2017
Издательство:
АСТ
Язык:
russian
Страницы:
354
Файл:
PDF, 10,48 MB

Возможно Вас заинтересует Powered by Rec2Me

 

Ключевые фразы

 
h2o136
ch265
0 comments
 

To post a review, please sign in or sign up
Вы можете оставить отзыв о книге и поделиться своим опытом. Другим читателям будет интересно узнать Ваше мнение о прочитанных книгах. Независимо от того, пришлась ли Вам книга по душе или нет, если Вы честно и подробно расскажете об этом, люди смогут найти для себя новые книги, которые их заинтересуют.
1

II-й Международный Мадьярский симпозиум

Год:
2013
Язык:
russian
Файл:
PDF, 14,82 MB
0 / 0
2

Волны и поля в оптоэлектронике

Год:
1988
Язык:
russian
Файл:
PDF, 16,35 MB
0 / 0
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

Френкель, Евгения Николаевна.
Ф86

Химия. Самоучитель. Книга для тех, кто хочет сдать экзамены, а также понять и полюбить химию. Элементы общей,
неорганической и органической химии / Е. Н. Френкель. —
Москва : Издательство АСТ, 2017. — 351 с. — (Средняя и
старшая школа. Лучшие методики обучения).
ISBN 978-5-17-099227-0
Самоучитель основан на методике, которую автор с успехом использует более 20 лет. С ее помощью множество школьников смогли
поступить на химические факультеты и в медицинские вузы.
Эта книга — именно Самоучитель, а не Учебник. Вы не столкнетесь здесь с простым описанием научных фактов и свойств веществ.
Материал структурирован таким образом, что, встретившись со сложными вопросами, которые вызывают затруднения, вы сразу же найдете
пояснение автора. В конце каждой главы приводятся проверочные задания и упражнения для закрепления материала. Любознательному
читателю, который просто хочет расширить свой кругозор, Самоучитель даст возможность освоить этот предмет «с нуля». Прочитав его,
вы не сможете не влюбиться в эту интереснейшую науку — химию!

Макет подготовлен редакцией

ISBN 978-5-17-099227-0

© Френкель Е. Н., 2016
© ООО «Издательство АСТ», 2017

Оглавление

От автора . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7
ЧАСТЬ 1. ЭЛЕМЕНТЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
Глава 1. Основные понятия и законы предмета «Химия» . . . . . . . . . . . 9
1.1. Простейшие понятия: вещество, молекула, атом,
химический элемент. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 9
1.2. Простые и сложные вещества. Валентность. . . . . . . . . . . . . 13
1.3. Уравнения химических реакций . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 17
Глава 2. Основные классы неорганических соединений . . . . . . . . . . . 23
2.1. Оксиды . . . . . . . ; . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23
2.2. Кислоты . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32
2.3. Основания . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 38
2.4. Соли. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 44
Глава 3. Элементарные сведения о строении атома . . . . . . . . . . . . . . . 55
3.1. Структура Периодической системы Менделеева. . . . . . . . . 55
3.2. Ядро атома. Изотопы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 57
3.3. Распределение электронов в поле ядра атома . . . . . . . . . . . 60
3.4. Строение атома и свойства элементов. . . . . . . . . . . . . . . . . . 65
Глава 4. Понятие о химической связи . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 73
4.1. Ионная связь . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 73
4.2. Ковалентная связь. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 75
4.3. Химическая связь и агрегатные состояния вещества.
Кристаллические решётки . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 80
Глава 5. Скорость химической реакции . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 87
5.1. Зависимость скорости химической реакции
от различных факторов. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 87
5.2. Обратимость химических процессов.
Принцип Ле-Шателье. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 95
Глава 6. Растворы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 101
6.1. Понятие о растворах . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 101
6.2. Электролитическая диссоциация . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 105
6.3. Ионно-молекулярные уравнения реакций . . . . . . . . . . . . . 111
6.4. Понятие о рН (водородном показателе) . . . . . . . . . . . . . . . 113
6.5. Гидролиз солей. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 116
Глава 7. Понятие об окислительно-восстановительных реакциях . . . 123

4

Оглавление

ЧАСТЬ 2. ЭЛЕМЕНТЫ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ . . . . . . . 130
Глава 8. Общие свойства металлов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 130
8.1. Внутреннее строение и физические свойства металлов . . . 131
8.2. Сплавы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 133
8.3. Химические свойства металлов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 135
8.4. Коррозия металлов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 139
Глава 9. Щелочные и щёлочноземельные металлы . . . . . . . . . . . . . . 142
9.1. Щелочные металлы. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 142
9.2. Щелочноземельные металлы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 145
Глава 10. Алюминий. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 153
Глава 11. Железо . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 158
11.1. Свойства железа и его соединений. . . . . . . . . . . . . . . . . . . 158
11.2. Получение железа (чугуна и стали) . . . . . . . . . . . . . . . . . . 160
Глава 12. Водород и кислород. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 163
12.1. Водород . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 163
12.2. Кислород. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 165
12.3. Вода . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 166
Глава 13. Углерод и кремний . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 170
13.1. Строение атома и свойства углерода . . . . . . . . . . . . . . . . . 170
13.2. Свойства соединений углерода . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 173
13.3. Строение атома и свойства кремния . . . . . . . . . . . . . . . . . 176
13.4. Кремниевая кислота и силикаты . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 178
Глава 14. Азот и фосфор . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 182
14.1. Строение атома и свойства азота . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 182
14.2. Аммиак и соли аммония . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 184
14.3. Азотная кислота и её соли. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 187
14.4. Строение атома и свойства фосфора . . . . . . . . . . . . . . . . . 189
14.5. Свойства и значение соединений фосфора . . . . . . . . . . . 191
Глава 15. Сера. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 195
15.1. Строение атома и свойства серы. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 195
15.2. Сероводород . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 196
15.3. Сернистый газ и сернистая кислота. . . . . . . . . . . . . . . . . . 197
15.4. Серный ангидрид и серная кислота . . . . . . . . . . . . . . . . . . 198
Глава 16. Галогены . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 202
16.1. Строение атома и свойства галогенов . . . . . . . . . . . . . . . . 202
16.2. Соляная кислота . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 205
РАЗДЕЛ 3. ЭЛЕМЕНТЫ ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ . . . . . . . . . 209
Глава 17. Основные понятия органической химии . . . . . . . . . . . . . . . 210
17.1. Предмет органической химии. Теория строения
органических веществ . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 210

Оглавление

5

17.2. Особенности строения органических соединений . . . . . 212
17.3. Классификация органических соединений . . . . . . . . . . . 213
17.4. Формулы органических соединений . . . . . . . . . . . . . . . . . 214
17.5. Изомерия . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 215
17.6. Гомологи . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 217
17.7. Названия углеводородов. Правила международной
номенклатуры . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 218
Глава 18. Алканы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 225
18.1. Понятие об алканах. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 225
18.2. Гомологический ряд, номенклатура, изомерия . . . . . . . . 225
18.3. Строение молекул . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 226
18.4. Свойства алканов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 226
18.5. Получение и применение алканов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 229
Глава 19. Алкены . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 232
19.1. Гомологический ряд, номенклатура, изомерия . . . . . . . . 232
19.2. Строение молекул . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 234
19.3. Свойства алкенов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 234
19.4. Получение и применение алкенов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 238
19.5. Понятие об алкадиенах (диены) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 239
Глава 20. Алкины . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 244
20.1. Определение. Гомологический ряд,
номенклатура, изомерия . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 244
20.2. Строение молекул . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 245
20.3. Свойства алкинов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 246
20.4. Получение и применение ацетилена . . . . . . . . . . . . . . . . . 248
Глава 21. Циклические углеводороды. Арены . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 251
21.1. Понятие о циклических углеводородах.
Циклоалканы . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 251
21.2. Понятие об ароматических углеводородах . . . . . . . . . . . . 252
21.3. История открытия бензола. Строение молекулы . . . . . . 253
21.3. Гомологический ряд, номенклатура, изомерия . . . . . . . . 255
21.4. Свойства бензола. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 256
21.5. Свойства гомологов бензола . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 259
21.6. Получение бензола и его гомологов. . . . . . . . . . . . . . . . . . 261
Глава 22. Спирты . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 263
22.1. Определение. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 263
22.2. Гомологический ряд, номенклатура, изомерия . . . . . . . . 264
22.3. Строение молекул . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 265
22.4. Свойства одноатомных спиртов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 266
22.5. Получение и применение спиртов (на примере
этилового спирта) . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 268
22.6. Многоатомные спирты. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 269
22.7. Понятие о фенолах . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 271

6

Оглавление

Глава 23. Альдегиды. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 276
23.1. Определение. Гомологический ряд, номенклатура,
изомерия . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 276
23.2. Строение молекул . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 277
23.3. Свойства альдегидов . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 278
23.4. Получение и применение альдегидов на примере
уксусного альдегида . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 280
Глава 24. Карбоновые кислоты. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 282
24.1. Определение. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 282
24.2. Гомологический ряд, номенклатура, изомерия . . . . . . . . 283
24.3. Строение молекул . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 284
24.4. Свойства кислот . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 285
24.5. Получение и применение кислот . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 287
Глава 25. Сложные эфиры. Жиры . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 291
Глава 26. Углеводы. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 297
Глава 27. Азотсодержащие соединения . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 304
27.1. Амины . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 304
27.2. Аминокислоты . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 306
27.3. Белки . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 308
Глава 28. Понятие о полимерах . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 313
ЧАСТЬ 4. РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 316
Глава 29. Основные расчётные понятия . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 317
Глава 30. Задачи, решаемые по стандартным формулам . . . . . . . . . . 320
30.1. Задачи по теме «Газы» . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 320
30.2. Задачи по теме «Способы выражения
концентрации растворов» . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 324
Глава 31. Задачи, решаемые по уравнениям реакций. . . . . . . . . . . . . 330
31.1. Оформление расчётов по уравнениям реакций . . . . . . . . 330
31.2. Задачи по теме «Количественный состав смесей» . . . . . . 333
31.3. Задачи на «избыток–недостаток». . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 337
31.4. Задачи на установление формулы вещества . . . . . . . . . . . 342
31.5. Задачи, в которых учитывается «выход»
полученного вещества . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 349

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 пособии. Эта книга объясняет и учит, особенно в тех случаях, если вы не можете или стесняетесь
обратиться за разъяснениями к учителю.
Эта книга в виде рукописи использовалась с 1991 г.
школьниками, и не было ни одного ученика, который бы «провалился» на экзамене по химии и в школе,
и в вузах. Большинство из них начинало с «нуля»!
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.
Желательно также выполнять все задания которые
встречаются по ходу объяснения нового материала,
а также задания ЕГЭ, которые взяты из реальных сборников ФИПИ разных лет издания. В этом вам помогут
многочисленные обучающие алгоритмы, которые есть
в каждой части Самоучителя.
В Самоучителе приведены, в основном, схемы химических реакций. Коэффициенты нужно расставлять самим, даже если об этом не сказано в задании.

8

От автора

В конце каждой главы имеются упражнения, вопросы
и задачи, которые проверяют степень усвоения предложенного материала. Если вы смогли, не подглядывая в текст главы, ответить на эти вопросы, сделать все
упражнения, решить все задачи — замечательно. В противном случае ещё раз перечитайте главу.
В данной книге в последней главе приведены также
способы решения базовых задач по химии. В случае затруднений при решении задачи, условие которой имеется в конце главы, найдите эту задачу среди задач для
самостоятельного решения в главах 29–32, а потом посмотрите, как решается такая задача.
Изучив данный Самоучитель, вы сможете легко ответить на многие вопросы ЕГЭ и просто понять и, возможно, полюбить этот непростой, но очень интересный
предмет ХИМИЯ.

Желаю успехов!

Часть 1.
ЭЛ Е М Е Н Т Ы О Б Щ Е Й Х И М И И
Глава 1. ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ
И ЗАКОНЫ ПРЕДМЕТА «ХИМИЯ»

1.1. Простейшие понятия: вещество, молекула,
атом, химический элемент
Что такое химия? Где мы встречаемся с химическими явлениями? Везде. Сама жизнь — это бесчисленное множество
разнообразных химических реакций, благодаря которым мы
дышим, видим голубое небо, ощущаем изумительный запах
цветов…
Что изучает химия? Химия изучает вещества, а также химические процессы, в которых участвуют эти вещества.
Что такое вещество — понятно: это то, из чего состоит окружающий нас мир и мы сами. Но что такое химический процесс
(явление)?
К химическим явлениям относятся процессы, в результате
которых изменяется состав или строение молекул, образующих данное вещество. Изменились молекулы — изменилось
вещество (оно стало другим!), — изменились его свойства:
• свежее молоко стало кислым;
• зелёные листья стали жёлтыми;
• сырое мясо при обжаривании изменило запах.
Все эти изменения — следствие сложных и многообразных
химических процессов. Итак,
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.

10

Часть 1. Элементы общей химии

В этом определении встречаются такие понятия, как «вещество», «молекула», «атом». Разберём их 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 — вода;
• Na8[(AlSiO4)6SO4] — лазурит.
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).
Наименьшая частица вещества, которая отражает его качественный и количественный состав, называется молекулой.
Молекулы состоят из атомов. Атомы в молекуле соединены
при помощи химических связей. Каждый атом обозначается
при помощи символа (химического знака):
• Н — атом водорода;
• О — атом кислорода.
Число атомов в молекуле обозначают при помощи индекса:
индекс
Н2
2 атома водорода в одной молекуле водорода
Примеры:
• О2 — это молекула вещества кислорода, состоящая
из двух атомов кислорода;
• Н2О — это молекула вещества воды, состоящая из двух
атомов водорода и одного атома кислорода.
Но! Если атомы не связаны химической связью, то их число
обозначают при помощи коэффициента:
коэффициент
2Н
3О

два атома водорода
три атома кислорода

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «Химия»

11

Аналогично изображают число молекул:
• 2Н2 — две молекулы водорода;
• 3Н2О — три молекулы воды.
Почему атомы водорода и кислорода имеют разное название, разный символ? Потому что это атомы разных химических элементов.
Химический элемент — это частицы с одинаковым зарядом
ядер их атомов.
Что такое ядро атома? Почему заряд ядра является признаком принадлежности атома к данному химическому элементу?
Чтобы ответить на эти вопросы, следует уточнить: изменяются ли атомы в химических реакциях? Из чего состоит атом*?
Атом не имеет заряда, хотя и состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов:
ядро

+1

е

электрон

атом водорода
В ходе химических реакций число электронов любого атома
может изменяться, но заряд ядра атома в химических реакциях
НЕ МЕНЯЕТСЯ!
Поэтому заряд ядра атома — своеобразный «паспорт» химического элемента. Все атомы с зарядом ядра +1 принадлежат
химическому элементу под названием «водород». Атомы с зарядом ядра +8 составляют химический элемент «кислород».
Каждому химическому элементу присвоен химический символ (знак), порядковый номер в таблице Менделеева (порядковый номер равен заряду ядра атома); определённое название
и, для некоторых химических элементов, особое прочтение
символа в химической формуле (табл. 1).
Подведём итог. Вещества состоят из молекул, молекулы состоят из атомов, атомы с одинаковым зарядом ядра относятся
к одному и тому же химическому элементу.
Но, если вещество состоит из молекул, то любое изменение
состава или строения молекулы приводит к изменению самого
вещества, его свойств.
* Подробнее о строении атома рассказано в главе 3.

12

Часть 1. Элементы общей химии

Таблица 1
Символы (знаки) химических элементов
Номер

Символ

Прочтение
в формуле

Название

1

H

аш

водород

6

C

це

углерод

7

N

эн

азот

8

O

о

кислород

9

F

фтор

фтор

11

Na

натрий

натрий

12

Mg

магний

магний

13

Al

алюминий

алюминий

14

Si

силициум

кремний

15

P

пэ

фосфор

16

S

эс

сера

17

Cl

хлор

хлор

19

K

калий

калий

20

Ca

кальций

кальций

23

V

ванадий

ванадий

24

Cr

хром

хром

25

Mn

марганец

марганец

26

Fe

феррум

железо

29

Cu

купрум

медь

30

Zn

цинк

цинк

35

Br

бром

бром

47

Ag

аргентум

серебро

50

Sn

станнум

олово

53

I

иод

иод

56

Ba

барий

барий

79

Au

аурум

золото

80

Hg

гидраргирум

ртуть

82

Pb

плюмбум

свинец

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «Химия»

13

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, а в быту её
используют для обесцвечивания волос.
Вопрос. А чем отличаются химические формулы веществ:
H

H

O

O
C

C

H–C–OH

H–C–OH

H O–C–H

H–C–OH
H–C–OH

H–C–OH

H–C–OH

H–C–OH

CH2–OH
(А)

и

CH2–OH
(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 практически не встречается в природе
и не может быть источником энергии.

1.2. Простые и сложные вещества.
Валентность
Вещества бывают простые и сложные. Если молекула состоит из атомов одного химического элемента, — это простое
вещество:
Са, Сl2, О3, S8 и так далее.
Если в состав вещества входят атомы только одного химического элемента — это простое вещество. Причём некоторые

14

Часть 1. Элементы общей химии

химические элементы образуют несколько простых веществ.
Так, химический элемент кислород образует простое вещество
«кислород» О2 и простое вещество «озон» О3*. А химический
элемент углерод 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;

• 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, фуллерен — аллотропные модификации элемента «углерод», а кислород и озон — аллотропные модификации элемента «кислород»
Таким образом, не следует путать эти понятия: «химический
элемент» и «простое вещество», а также «молекула» и «атом».
Очень часто в письменных записях слова «молекула» или
«атом» заменяют соответствующими 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.
* В 2002 г. появилось сообщение о существовании ещё одного простого вещества кислорода — O4.

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «Химия»

15

Молекулы сложных веществ состоят из атомов разных химических элементов:
H2O, NO, H3PO4, C12H22O11 и так далее.
Как известно, в состав сложных веществ входят атомы разных химических элементов. Эти атомы соединяются между
собой химическими связями: ковалентными, ионными, металлическими.
Способность атома образовывать определённое число ковалентных химических связей называется валентностью. (Подробнее см. главу 4 «Химическая связь».) Правильнее всего
определять валентность по графическим или структурным
формулам:
С
валентность Са равна двум (II)
Са
С
валентность С равна четырём (IV)
В таких формулах одна чёрточка 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). Иногда результат определения степени окисления
соответствует реальному значению валентности, но бывают
и неодинаковые результаты.
Задание 1.1. Определите «валентность» (степени окисления)
атомов кальция и углерода по формуле СаС2. Совпадает ли полученный результат с реальным значением валентности?
В устойчивой молекуле не может быть «свободных», «лишних» валентностей! Поэтому для двухэлементной молекулы
число химических связей (валентностей) атомов одного элемента равно общему числу химических связей атомов другого
элемента.
Валентность атомов некоторых химических элементов постоянна (табл. 2).
Для других атомов валентность* можно определить (вычислить) из химической формулы вещества.
* Строго говоря, по нижеизложенным правилам определяют не валентность, а степень окисления (см. главу 7). Но поскольку в некоторых соединениях числовые значения этих понятий совпадают, то иногда по формуле можно определять и валентность.

16

Часть 1. Элементы общей химии

Таблица 2
Значение постоянных валентностей некоторых элементов
Валентность

Символы элементов

I

H, F, Ag, Na, K

II

O, Ca, Мg, Ba, Zn

III

Аl

При этом следует учитывать изложенное выше правило
о химической связи.
х II
Мn O2
х·1 = 4; II·2 = 4, где х — валентность Мn;
х = 4, то есть в этой химической формуле марганец
четырёхвалентен.
Сделаем практические выводы.
1. Если один из атомов в молекуле одновалентен, то валентность второго атома равна числу атомов первого элемента (см.
на индекс!):
IV I
CH4
2. Если число атомов в молекуле одинаково, то валентность
первого атома равна валентности второго атома:
II II
Ca S
3. Если у одного из атомов индекс отсутствует, то его валентность равна произведению валентности второго атома
на его индекс:
? II
II · 3 = 6
SO3
SO3
4. В остальных случаях ставьте валентности «крест-накрест», т. е. валентность первого атома равна числу атомов
второго элемента и наоборот:
V II
P 2 O5

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «Химия»

17

Задание 1.2. Определите валентности элементов в соединениях:
CO2, CO, Mn2O7, Cl2O, P2O3, AlP, Na2S, NH3, Mg3N2
Вначале укажите валентности атомов, у которых она постоянна! Аналогично определяется валентность атомных групп
(ОН), (РО4), (SО4) и так далее.
Задание 1.3. Определите валентности атомных групп (в формулах выделены курсивом):
Ca(OH)2, Fe(OH)3, H3PO4, Ca3(PO4)2, H2SO4, CuSO4
Обратите внимание! Одинаковые группы атомов (OH),
(РО4), (SO4) имеют одинаковые валентности во всех соединениях.
Зная валентности атома или группы атомов можно составить формулу соединения. Для этого пользуются правилами:
• если валентности одинаковы, то и число атомов одинаково, т. е. индексы не ставим: II II
СО
• если валентности кратны (одно число делится на другое),
то число атомов элемента с меньшей валентностью определяем делением:
IV II

COx

IV : II = 2

формула CO2

• в остальных случаях индексы определяют «крест-накрест»:
III II

Al2O3
Задание 1.4. Составьте химические формулы соединений:
III

VI

I

II

V

II IV

а) CrO, CrO, NO, NO, PO, ZnS, SO
III

II

II

I

II

III

б) Fe(SO4), Cu(NO3), Ca(SO4), Mg(PO4)

1.3. Уравнения химических реакций
Вещества, состав которых отражают химические формулы,
могут участвовать в химических процессах (реакциях). Графи-

18

Часть 1. Элементы общей химии

ческая запись, соответствующая данной химической реакции,
называется уравнением химической реакции. Например, при
сгорании (взаимодействии с кислородом) угля происходит
химическая реакция:
С + O2 = CO2
Запись показывает, что один атом углерода С, соединяясь
с одной молекулой кислорода O2, образует одну молекулу
углекислого газа СО2. Число атомов каждого химического элемента до и после реакции должно быть одинаково! Это правило — следствие Закона сохранения массы вещества: масса
исходных веществ равна массе продуктов реакции. Закон был
открыт в 18-м веке М. В. Ломоносовым и, независимо от него,
А. Л. Лавуазье.
Выполняя этот закон, необходимо в уравнениях химических реакций расставлять коэффициенты так, чтобы число
атомов каждого химического элемента не изменялось в результате реакции. Например, при разложении бертолетовой соли
КClO3, получается соль КСl и кислород О2:
КClO3 → КСl + О2
Число атомов калия и хлора одинаково, а кислорода — разное. Уравняем их:
2 КClO3 → КСl + 3О2
Теперь изменилось число атомов калия и хлора до реакции.
Уравняем их:
2КClO3 → 2КСl + 3О2
Теперь между правой и левой частями уравнения можно поставить знак равенства:
2КClO3 = 2КСl + 3О2
Полученная запись показывает, что при разложении двух
молекул КClO3 получается две молекулы КСl и три молекулы
кислорода O2. Число молекул показывают при помощи коэффициентов.
При подборе коэффициентов необязательно считать отдельные атомы. Если в ходе реакции не изменился состав

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «Химия»

19

некоторых атомных групп, то можно учитывать число этих
групп, считая их единым целым:
CaCl2 + Na3PO4 → (CaPO4) + (NaCl)
Последовательность действий такова:
1. Определим валентность исходных атомов и группы PO4:
II I

I III

CaCl2 + Na3PO4 → … + …
2. Перенесём эти числа в правую часть уравнения:
II I

I

III

II III

I

I

CaCl2 + Na3PO4 → (CaPO4) + (NaCl)
3. Составим химические формулы полученных веществ по
валентностям составных частей:
II

III

CaCl2 + Na3PO4 → Ca3(PO4)2 + NaCl
4. Обратим внимание на состав «самого сложного» соединения: Ca3(PO4)2 и уравняем число атомов кальция (их три)
и число групп РО4 (их две):
3СаС12 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2 + NaCl
5. Число атомов натрия и хлора до реакции теперь стало
равным шести; доставим соответствующий коэффициент:
3CaCl2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO4)2 + 6NaCl
Эти правила образуют Алгоритм составления уравнений
химических реакций обмена, так как, пользуясь этой последовательностью, можно уравнять схемы многих химических
реакций, за исключением более сложных окислительно-восстановительных реакций (см. главу 7).
Химические реакции бывают разных типов. Основными
являются:
1. Реакции соединения:
А + В → АВ
Здесь из двух и более веществ образуется одно вещество:

20

Часть 1. Элементы общей химии

Са + С12 = CaCl2
2. Реакции разложения:
АВ → А + В
Здесь из одного вещества получаются два вещества и более
веществ:
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 (это H–OH)
Существуют и другие типы химических реакций.
Задание 1.5. Расставьте коэффициенты в предложенных
выше примерах.
Задание 1.6. Расставьте коэффициенты и определите тип
химической реакции:
Fe(OH)3 → Fe2O3 + H2O
Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2
HNO3 + Cu(OH)2 → Cu(NO3)2 + H2O
P + O2 → P 2 O 5

ВЫВОДЫ по главе 1
Вещества бывают простые и сложные. Состав веществ показывают при помощи химических формул. Формулы веществ

Глава 1. Основные понятия и законы предмета «Химия»

21

составляют, учитывая валентности составных частей этих веществ. Запись химического процесса при помощи формул называется уравнением химической реакции. Химические реакции бывают разных типов: обмена, замещения, разложения,
соединения и другие.

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 на кислоту металла выделяется … водород.
6. Указать число атомов каждого химического элемента
в соединениях:
Al2S3, СаS, МnО2, NH3, Mg3P2, SO3, Са(NО3)2.
7. Определите, какие из веществ являются простыми, а какие — сложными:
Na2O, Na, O2, CaCl2, Cl2.
Прочитайте формулы этих веществ.
8. Выучите значение постоянных валентностей некоторых
элементов (табл. 2). Составьте химические формулы веществ,
обозначив в формулах значение постоянных валентностей:
III

II III

I IV

III

a) NaN, AlS, PH, MgCl, SO, NO;

22

Часть 1. Элементы общей химии
III

II

I

II

II

I

б) NaPO4, ZnSO4, CaNO3, KSiO3, CuOH.
9. Определите валентность химических элементов в соединениях:
N2O, Fe2O3, PbO2, N2O5, HBr, SiH4, H2S, MnO, Al2S3.
10. Расставьте коэффициенты и укажите тип химической
реакции:
а) Mg + O2 → MgO
б) Al + CuCl2 → AlCl3 + Cu
в) NaNO3 → NaNO2 + O2
г) AgNO3 + BaCl2 → AgCl + Ba(NO3)2
д) Al + HCl → AlCl3 + H2
е) KOH + H3PO4 → K3PO4 + H2O
ж) CH4 → C2H2 + H2

Глава 2. ОСНОВНЫЕ К ЛАССЫ
НЕОРГАНИЧЕСКИХ
СОЕДИНЕНИЙ

2.1. Оксиды
Оксиды — сложные вещества, молекулы которых состоят
из атомов двух химических элементов, один из которых — кислород. Атом кислорода в оксидах всегда имеет степень окисления –2.
Определите, какое из следующих соединений — оксид:
PH3, H3PO4, P2O5.
Оксидом является последнее соединение — P2O5 (в состав
РН3 не входит атом кислорода, а в состав H3PO4 входят атомы
трёх химических элементов: H, Р, O).
Оксиды называют по схеме:
оксид чего? (название элемента).
Например: СаО — оксид кальция.
Если оксид образован химическим элементом с переменной
валентностью, то после названия элемента, нужно указать его
валентность.
Например: Fe2О3 — оксид железа III,
FеО — оксид железа II.
Задание 2.1. Среди следующих соединений найдите оксиды
и назовите их:
N2O3, NH3, MnO2, H2O, HCl, NaOH, Na2O, P2O5, H2SO4.
Задание 2.2. Составьте формулы следующих оксидов: оксид
хрома III, оксид углерода IV, оксид магния, оксид серы VI,
оксид азота V, оксид калия, оксид марганца VI.
Многие оксиды могут реагировать с кислотами или основаниями. Продуктами таких реакций являются соли. Поэтому
такие оксиды называются солеобразующими.

24

Часть 1. Элементы общей химии

Однако существует небольшая группа оксидов, которые
к таким реакциям не способны. Такие оксиды называются
несолеобразующими:
H2O, CO, N2O, NO, F2O.
Задание 2.3. Назовите эти несолеобразующие оксиды.
Некоторые оксиды имеют особые (тривиальные) названия:
Н2О — вода,
СО — угарный газ,
СО2 — углекислый газ и др.
Солеобразующие оксиды делятся на три группы: основные,
кислотные, амфотерные.
Точно установить характер оксида можно, только изучая его
химические свойства. Например, кислотные оксиды реагируют с основаниями и не реагируют с кислотами. Основные
оксиды реагируют с кислотами и не реагируют с основаниями.
Амфотерные оксиды могут реагировать и с кислотами, и с основаниями, причём, реагируя с кислотами, они проявляют
свойства основных оксидов, а реагируя с основаниями, — кислотных.
Отсюда вывод: в химических реакциях участвуют вещества
с противоположными свойствами:
• основание и кислота;
• металл и неметалл;
• окислитель и восстановитель.
Впрочем, последние два случая мы рассмотрим позднее (см.
главы 2.4 и 7).
Поэтому, если определить по формуле оксида, какими свойствами он обладает, — можно предсказать, возможна ли эта
реакция или нет! Но КАК это сделать?
Вот некоторые правила:
• неметаллы образуют только кислотные оксиды*;
• металлы могут образовывать разные оксиды — основные,
амфотерные, кислотные — в зависимости от валентности
металла.

* Обратите внимание, что и безразличные оксиды образуются только неметаллами.

Глава 2. Основные классы неорганических соединений

25

Предсказать свойства оксида металла может помочь эта
схема.
I

II

Характер оксида: основный

III

→

Валентность металла:

IV

V

VI

VII

кислотный

амфотерный
ZnO, SnO, PbO
Al2O3, Cr2O3
Итак, основные оксиды металлов от кислотных оксидов
металлов отличить легко: малая валентность металла — основный оксид; большая — кислотный. Но как быть с амфотерными
оксидами? «Любимая» валентность металлов в этих оксидах —
III. Но есть и исключения. Поэтому желательно запомнить
формулы наиболее часто встречающихся амфотерных оксидов:
ZnO, Al2O3, SnO, PbO, Cr2O3.
Задание 2.4. Назовите эти амфотерные оксиды.
Задание 2.5. Классифицируйте нижеприведённые оксиды:
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 элемент входит в состав оксида: металл или неметалл, для чего выписать из таблицы Менделеева символы элементов – неметаллов: они расположены в главных подгруппах выше линии БОР — АСТАТ
и на этой линии. Это:
В

С
Si

N
P
As

O
S
Se
Te

Н
F
Cl
Br
I
At

Рис. 1. Неметаллы в Периодической системе
химических элементов Менделеева

• если в состав оксида входит атом неметалла — то оксид
кислотный;

26

Часть 1. Элементы общей химии

• для атома металла определить валентность, и по схеме
определить характер оксида: основный, амфотерный или
кислотный.
Например:
• Сr2О3 — амфотерный, так как хром — металл с низкой
валентностью III;
• N2O3 — кислотный оксид, так как азот — неметалл;
• СrO3 — кислотный оксид, так как хром — металл с высокой валентностью VI.
Зная характер оксида, можно описать его свойства.

Свойства кислотных оксидов
1. Кислотные оксиды, кроме SiО2, реагируют c водой, образуя кислоту:
CO2 + H2O → H2CO3
Чтобы составить формулу кислоты, нужно «сложить» все
атомы исходных веществ, записывая на первом месте символ
водорода, на втором — символ элемента, образующего оксид,
и на последнем — символ кислорода. Если индексы получились чётными, их можно сократить:
N2O3 + H2O → H2N2O4, или 2HNO2
Эти же реакции можно записать в виде «арифметического
примера»:
+ CO2
H2O
H2CO3

+

N2O3
H2 O
H2N2O4

2HNO2

Задание 2.6. Составьте уравнения реакций с водой для
кислотных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут по
схеме:
кислотный оксид + вода → кислота
2. Кислотные оксиды реагируют с основными оксидами, образуя соль соответствующей кислоты, т. е. кислоты, которая
образуется при взаимодействии этого оксида с водой (см.
выше):

Глава 2. Основные классы неорганических соединений

кислотный
оксид

27

основный
оксид
I

+
+ CO2
H2 O
H 2 CO3

Na2O

II

Na2CO3
соль

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. II;
• составить формулу соли, записав вместо атомов водорода
атом металла из основного оксида с его валентностью
(в данном случае — натрий);
• составить формулу соли по валентности металла и кислотного остатка.
Задание 2.7. Составьте уравнения реакций с оксидом кальция кислотных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут
по схеме:
кислотный оксид + основный оксид → соль
3. Кислотные оксиды реагируют с основаниями, образуя соль
соответствующей кислоты и воду:
II II

+ CO2
H2O
H2CO3

+

Ba(OH)2
основание

BaCO3 + H2O
соль

Принципы составления уравнения те же, что и для реакций
с основными оксидами (см. пункт 2).
Задание 2.8. Составьте уравнения реакций с гидроксидом
натрия NаОН кислотных оксидов из задания 2.5, зная, что
реакции идут по схеме:
кислотный оксид + основание → соль + вода

28

Часть 1. Элементы общей химии

ЗАПОМНИТЕ! Кислотные оксиды и с кислотами и кислотными оксидами НЕ РЕАГИРУЮТ!

Свойства основных оксидов
1. Основные оксиды реагируют с водой, образуя основание.
Реакция происходит, если получающееся основание растворимо в воде.
Общая формула оснований Ме(ОН)х, где х — валентность
металла, равная числу ОН групп.
СаО + Н2О → Са(ОН)2
Fe2O3 + Н2О
?
Последняя реакция не идет, так как основание Fe(ОН)3
нерастворимо в воде. Растворимость веществ в воде можно
определить по таблице растворимости (рис. 2).
К+

Са2+

Fe3+

OH–

р

м

н

Cl–

р

р

р

н

CO

2–
3

Условные обозначения:
р — растворимо в воде;
м — малорастворимо в воде;
н — нерастворимо в воде;
р и м — реагируют с водой.

Рис. 2. Таблица растворимости (фрагмент)

При определении возможности протекания данной реакции можно использовать и другое правило.
Основный оксид реагирует с водой, если он образован активным металлом. Такие металлы стоят в ряду напряжений
до магния (см. табл. 3).
Li K Ba Ca Na Mg…
Задание 2.9. Составьте уравнения реакций с водой для
основных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут по
схеме:
основный оксид + вода → основание
2. Основные оксиды реагируют с кислотами, образуя соль
и воду:

Глава 2. Основные классы неорганических соединений

II

I

II

29

I

СаО + 2 HNO3 → Ca(NO3)2 + H2O
оксид
кислота
основный

соль

Обратите внимание: при составлении формулы соли нужно
вместо атомов водорода в формуле кислоты написать символ металла, а затем составить полученную формулу по валентности.
Задание 2.10. Составьте уравнения реакций с Н2SО4 для
основных оксидов из задания 2.5, зная, что реакции идут по
схеме:
основный оксид + кислота → соль + вода
3. Основные оксиды реагируют с кислотными оксидами, образуя соль (см. задание 2.7).
4. Некоторые основные оксиды реагируют при нагревании
с водородом, при этом образуется металл и вода:
CuO + H2 → Cu + H2O
ЗАПОМНИТЕ! Основные оксиды с основаниями и основными
оксидами НЕ РЕАГИРУЮТ!
Таблица 3
Растворимость солей, кислот и оснований в воде
Ионы

H+

–

OH

–
3

K+ Na+ Ag+ Ba2+ Ca2+ Mg2+ Zn2+ Cu2+ Pb2+ Fe3+ Al3+
Р

Р

–

Р

М

М

Н

Н

М

Н

Н

NO

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

–

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

Р

Cl
–
2

Р

Р

Р

Н

Р

–

–

Н

Н

Н

Н

–

SO42–

Р

Р

Р

М

Н

М

Р

Р

Р

М

Р

Р

2–
3

Р

Р

Р

М

Н

Н

М

Н

–

Н

–

–

2–
3

Н

Р

Р

–

Н

Н

Н

Н

–

Н

–

–

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

S

CO

SiO
PO

3–
4
–

CH3COO

P — растворимые; М — малорастворимые; Н — нерастворимые; – — разлагаются
под водой или не существуют
Ряд активности металлов/электрохимический ряд напряжений
активность металлов уменьшается
Li Rb K Cs Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

30

Часть 1. Элементы общей химии

ВЫВОД. В реакцию легче всего вступают вещества с противоположными свойствами, и не вступают в реакцию вещества
со сходными свойствами.

Свойства амфотерных оксидов
Амфотерные оксиды (от греч. amphi — двойной) проявляют
двойственные свойства: они могут реагировать и с кислотами,
и с основаниями (точнее, со щелочами). При этом образуются
соль и вода.
Например,
ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
оксид кислота соль
амфотерный
как основный
оксид
I II

ZnO + 2КОН → К2ZnO2 + H2O
как основание
кислотный
оксид
II

ZnO + Н2О

Н2ZnO2*

Задание 2.11. Составьте уравнения реакций с КОН и с НNО3
для амфотерных оксидов из задания 2.5.
Задание 2.12. С какими веществами (Н2О, NаОН, НСl) могут реагировать оксиды:
Cr2O3, CrO, SO3, V2O5?
Составьте уравнения необходимых реакций. При составлении уравнений реакций помните:
• реагируют вещества с противоположными свойствами;
• сначала определите, какой это оксид (см. задание 2.5);
• затем, исходя из свойств этого оксида, составьте уравнения, пользуясь схемами заданий 2.6–2.10 и выше* Такая реакция не происходит, но эта схема позволяет определить
состав «кислотного остатка» и его валентность, а затем составить
химическую формулу соли.

Глава 2. Основные классы неорганических соединений

31

приведенными уравнениями реакций для амфотерных
оксидов.

Способы получения оксидов
Оксиды могут быть получены при разложении некоторых
кислот, оснований, солей:
H2SO3 → SO2 + H2O
Cu(OH)2 → CuO + H2O
Са(НСО3)2 → Н2О + СО2 + СаСО3
Оксиды обычно получают при сгорании в кислороде простых и сложных веществ:
Mg + O2 → MgO
C + O2 → CO2
H2 + O2 → H2O
Обратите внимание! При сгорании сложных веществ образуются оксиды элементов, которые входят в его состав.
Исключение составляют только азот и галогены (F, Cl, Br, I),
которые выделяются в виде простых веществ. Например:
CH4 + O2 → CO2 + H2O
NH3 + O2 → N2 + H2O

ВЫВОДЫ по главе 2.1
Молекулы оксидов состоят из атомов двух элементов.
Один из этих элементов — кислород.
Оксиды, образующие соли, бывают кислотные, амфотерные и основные.
Оксиды реагируют с веществами, которые проявляют противоположные свойства.
Основные оксиды — с кислотными оксидами или кислотами.
Кислотные оксиды — с основными оксидами или основаниями.
Амфотерные — и с кислотами, и с основаниями (щелочами).
В каждой из таких реакций образуется соль и вода.

32

Часть 1. Элементы общей химии

2.2. Кислоты
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.
В формулах неорганических кислот этот атом водорода записывается на первом месте*:
КНСО3

Н2СО3

не кислота

КОН

кислота не кислота

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:
H3PO4
H3PO4

–1H

–2H

кислоты

I

(H2PO4)
II

(HPO4)
кислотные
остатки

У органических кислот не все атомы водорода в молекуле
способны замещаться на атом металла:
* В химических формулах органических кислот атом водорода стоит
в конце, например, CH3–COOH уксусная кислота.

Глава 2. Основные классы неорганических соединений

I

CH3COOH
не активный
атом

33

кислотный остаток

(CH3COO)

активный
атом

Задание 2.13. Определите состав и валентность кислотных
остатков для кислот, учитывая, что все атомы водорода кислот
участвуют в реакции:
HNO3, H2S, NaHCO3, H2SO3, KOH, HMnO4.
По числу атомов водорода кислоты делят на одноосновные
и многоосновные:
• НС1 — одноосновная, так как один атом водорода;
• Н2СО3 — двухосновная, так как два атома водорода.
По составу кислоты делят на:
• бескислородные: НСl, Н2S;
• кислородсодержащие: НСlO, Н2SO4.
Бескислородные кислоты представляют собой растворы некоторых газов в воде, при этом и растворённому газу, и полученному раствору приписывают 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, её перевозить в металлических ёмкостях нельзя!
Этот раствор называется «соляная кислота».
Названия бескислородных кислот составляют по принципу:
«ЭЛЕМЕНТ» + «ВОДОРОД»ная кислота
• H2S — сероводородная кислота (это раствор газа сероводорода в воде);
• НСl — хлороводородная (соляная) кислота (это раствор
газа хлороводорода в воде);
• НF — фтороводородная (плавиковая) кислота (это раствор газа фтороводорода в воде).
Кислородсодержащие кислоты могут быть получены
при действии воды на кислотные оксиды (см. задание 2.6).

34

Часть 1. Элементы общей химии

Исходные кислотные оксиды называются «АНГИДРИДЫ
кислот»:
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
Таким образом, Р2O5 — ангидрид фосфорной кислоты, а также некоторых других, менее устойчивых кислот.
Обратите внимание: название кислородосодержащей кислоты содержит в виде корня название элемента, входящего
в состав ангидрида:
фосфор Р → Р2О5 → Н3РО4, фосфорная кислота.
Если элементу соответствуют несколько кислот, то для кислоты с большей валентностью элемента, входящего в состав
ангидрида, в названии употребляют суффикс «Н» или «В». Для
кислот с меньшей валентностью элемента в названиях добавляют еще один суффикс «ИСТ».
Валентность элемента проще всего определять по формуле
ангидрида:
III

N2O3

HNO2

азотистая

HNO3

азотная

H2SO3

сернистая

H2SO4

серная

N
V

N2O5
IV

SO2
S
VI

SO3

Глава 2. Основные классы неорганических соединений

35

Обратим внимание, что в названии сернистой кислоты основной суффикс -ИСТ-, а суффикс -Н- введён дополнительно
для благозвучия.
Сведём всё известное о названиях кислот в таблицу 4.
Таблица 4
Состав и названия кислот
Ангидрид

Кислота

Название

нет

НС1

Соляная, хлороводородная

CO2

Н2СОз

Угольная

SiO2

?

Кремниевая

N2O3

?

Азотистая

N2O5

?

Азотная

SO2

?

?

SO3

?

?

P2O5

?

?

CrO3

?

Хромовая

нет

H2S

Сероводородная

Задание 2.14. Заполнить табл. 4, заменив знаки вопросов
формулами и названиями соответствующих кислот.
Задание 2.15. Напишите НА ПАМЯТЬ формулы кислот:
кремниевой, сернистой, серной, сероводородной, азотистой,
азотной, соляной, фосфорной, угольной.
Укажите ангидриды этих кислот (там, где они существуют).

Свойства кислот
Главным свойством всех кислот является их способность
образовывать соли. Соли образуются в любой реакции, в которой участвует кислота, при этом замещаются активные атомы
водорода (один, все или несколько).
1. Кислоты реагируют с металлами. При этом атом водорода
кислоты замещается на атом металла — в результате образуется растворимая соль* и водород:
* Если образуется нерастворимая соль, то эта соль закрывает поверхность металла и реакция останавливается.

36

Часть 1. Элементы общей химии

II

Mg + H2SO4

II II

MgSO4 + H2

металл
до «Н»

соль
(р)

Не все металлы способны вытеснять водород из растворов
кислот: этот процесс возможен только для тех металлов, которые стоят в ряду напряжений ДО водорода (рис. 3 или таблица 3).
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
Рис. 3. Ряд напряжений

Задание 2.16. Составьте уравнения возможных реакций:
серная кислота + алюминий →
соляная кислота + серебро →
бромоводородная кислота + цинк →
При составлении уравнений пользуйтесь рядом напряжений и схемой реакции:
кислота + металл (до водорода) → соль + водород
Не забывайте, составляя формулы солей, учитывать валентность металла и кислотного остатка.
Некоторые кислоты могут растворять металлы, которые
стоят в ряду напряжения после водорода, но водород при этом
не выделяется:
Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O
2. Кислоты реагируют с основаниями, образуя соль и воду*.
Это реакция обмена, и поэтому валентность составных частей
в результате реакции не меняется:
* Реакция между кислотой и основанием называется реакцией нейтрализации.

Глава 2. Основные классы неорганических соединений

III
II
H3PO4 + Ca(OH)2
кислота основание

37

II III
Ca3(PO4)2 + H2O
соль

Расставим коэффициенты:
2Н3РО4 + 3Са(ОН)2 = Са3(РО4)2 + 6Н2О
Задание 2.17. Составьте аналогичные уравнения реакций
по схеме:
кислота + основание → соль + вода
для:
• серной кислоты и Fe(ОН)3;
• соляной кислоты и Ва(ОН)2;
• сернистой кислоты и NаОН.
Не забудьте:
• составить формулу соли по валентности металла и кислотного остатка;
• расставить коэффициенты.
3. Кислоты могут реагировать с солями. При этом сильная
кислота вытесняет более слабую из её соли.
К сильным кислотам относятся: серная, азотная, соляная
и др.
К слабым кислотам относятся: угольная, кремниевая, сероводородная, азотистая.
Происходит реакция обмена: образуется новая соль и новая
кислота.
2HNO3 + CaCO3 → Ca(NO3)2 + H2CO3
соль слабой
кислоты Н2СО3

Более подробно о подобных реакциях см. в главе 6.
Задание 2.18. Составьте НА ПАМЯТЬ формулы: а) сильных,
б) слабых кислот.
Задание 2.19. Составьте уравнения реакций по схеме:
(более сильная) кислота + соль →
соль + кислота (более слабая):

38

Часть 1. Элементы общей химии

• соляная кислота + FeS →
• азотная кислота + Na2SiO3 →
• серная кислота + K2CO3 →
4. И, наконец, выяснив свойства кислот, зададим себе вопрос: а можно ли обнаружить кислоту в растворе? Например,
в одном стакане налита вода, а в другом — раствор кислоты.
Как определить, где кислота? Хотя многие кислоты кислые
на вкус, пробовать их НЕЛЬЗЯ — это опасно! Выручают особые вещества — ИНДИКАТОРЫ. Это соединения, которые
изменяют цвет в присутствии кислот:
синий ЛАКМУС становится красным;
оранжевый МЕТИЛОРАНЖ тоже становится красным.

ВЫВОДЫ по главе 2.2
Кислоты классифицируются:
• по числу атомов водорода на одноосновные, двухосновные и т. д.,
• по наличию атома кислорода в составе молекулы на бескислородные и кислородсодержащие,
• по силе на сильные и слабые,
• по устойчивости на устойчивые и неустойчивые.
Кислоты реагируют:
• с активными металлами (до «Н»),
• с основаниями,
• с основными и амфотерными оксидами,
• с солями более слабых кислот.
Кислоты обнаруживаются индикаторами в кислой («красной») области.

2.3. Основания
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.
Валентность ОН-группы равна I.

Глава 2. Основные классы неорганических соединений

39

Основания называют по схеме:
гидроксид (чего?) металла (n),
где n — переменная валентность металла.
Например:
• Са(ОН)2 — гидроксид кальция,
• Fе(OH)3 — гидроксид железа (III),
• NH4OH — гидроксид аммония.
Обратите внимание. В состав последнего основания не входит атом металла. Это исключение. Валентность группы NН4
(аммоний) равна I.
Основания бывают растворимые в воде и нерастворимые
в воде. Это легко определить по таблице растворимости.
Растворимые в воде основания называются ЩЕЛОЧАМИ
В состав щелочей входят атомы активных металлов (они находятся в начале ряда напряжений, до магния). Гидроксид аммония тоже относится к щелочам, так как существует только
в растворах.
Задание 2.20. Составьте, пользуясь таблицей растворимости
или рядом напряжений, химические формулы 2–3 щелочей.

Свойства и способы получения щелочей
Щёлочи можно получить действием активного металла (К,
Nа, Cа, Ва) или его оксида на воду:
2Nа + 2H2O = 2NаОН + H2
СаO + H2O = Са(ОH)2
1. Растворы щелочей реагируют с кислотными и амфотерными оксидами (см. главу 2.1) и с кислотами (см. гл. 2.2). Последняя реакция называется реакцией НЕЙТРАЛИЗАЦИИ:
3NаОН + Н3РО4 = Na3РО4 + 3Н2О
основание

кислота

соль

Реакция нейтрализации характерна для всех кислот!
2. Растворы щелочей реагируют с растворами солей. Реакция происходит, если образуется хотя бы одно нерастворимое
соединение. Эта реакция относится к реакциям обмена, т. е.
в результате получается новая соль и новое основание:

40

Часть 1. Элементы общей химии

1. Последняя реакция не происходит, так как оба полученных вещества растворимы в воде.
2. Валентности составных частей исходных молекул определяйте по кислотному остатку или по числу групп ОН.
3. Полученные значения валентностей используйте при составлении формул полученных веществ.
4. Растворимость получаемых веществ определяйте по таблице растворимости.
Задание 2.21. Расставьте коэффициенты в вышеприведённых уравнениях реакций.
Задание 2.22. Составьте уравнения реакций обмена:
• Fe(NO3)3 + гидроксид калия →
• Na2SO3 + гидроксид кальция →
• K3PO4 + гидроксид аммония →
Определите, какая из реакций не происходит и почему.
3. Растворы щелочей, как и растворы кислот, способны изменять окраску индикаторов:
фиолетовый лакмус синеет,
оранжевый метилоранж желтеет,
бесцветный фенолфталеин краснеет.
Все изменения окрасок индикаторов можно свести в таблицу 5.
Обратите внимание: если к воде добавить кислоты, то в растворе будет кислая среда; если добавить щелочь — щелочная;
в чистой воде среда нейтральная.
Вопрос 1. Можно ли при помощи фенолфталеина узнать, что
налито в стакане: вода? НCl? КОН? А при помощи лакмуса?

Глава 2. Основные классы неорганических соединений

41

Таблица 5
Цвета индикаторов в различных растворах (средах)
Вещество

кислота

вода

щёлочь

кислая

нейтральная

щелочная

лакмуc

красный

фиолетовый

синий

метилоранж

красный

оранжевый

желтый

Среда
Индикатор

фенолфталеин

бесцветный

красный

Вопрос 2. Почему реакция между кислотой и щелочью названа
реакцией нейтрализации?

Свойства и способы получения
нерастворимых в воде оснований
Среди нерастворимых в воде оснований следует выделить
особую группу веществ — амфотерные гидроксиды. Их свойства будут рассмотрены ниже. Способы получения их такие же, как и 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
Попробуем определить, какие вещества нужно взять для
того, чтобы получить гидроксид марганца (II):
Mn(OH)2
(Mn)

(OH)

Растворимая соль
марганца

Щелочь

MnCl2 + 2KOH = Mn(OH)2 + 2KCl
«находим» по таблице
растворимости
(см. таблицу 3)

42

Часть 1. Элементы общей химии

→

Задание 2.23. Напишите уравнения реакций, при помощи
которых можно получить: а) гидроксид железа (III), б) гидроксид железа (II).
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.
1. Нерастворимые основания могут реагировать с кислотами, если при этом происходит растворение исходного нерастворимого вещества (осадка):
Cu(OH)2 + H2SO4 → CuSO4 + 2H2O
основание
н

кислота

соль
р

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

Fe(OH)3
II

Cu(OH)2
I

AgOH

t

III

Fe2O3 + H2O

н. у.

II

CuO + H2O
I

в момент
получения

Ag2O + H2O

Свойства амфотерных гидроксидов
Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным оксидам. Это означает, что в состав амфотерного гидроксида входит тот же атом металла и с той же валентностью, что и в состав амфотерного оксида:
III

III

Al2O3
Al(OH)3
Как вы думаете, почему эти вещества называются амфотерными? (Если ответить не можете — загляните в главу 2.1.)
Ответ простой — амфотерные соединения проявляют двойственные свойства, т. е. реагируют) и с кислотами, и со щелочами (и растворяются при этом):

Глава 2. Основные классы неорганических соединений

43

Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O
как
кислота соль
основание
р
н
III

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

основание

соль
р

H3AlO3
н

Если эта реакция происходит с растворами щелочей, то
вместо вещества состава Na3AlO3 (или NaAlO2)* образуется
сложное комплексное соединение:
Na3[Al(OH)6] или Na[Al(OH)4]
Задание 2.24. Составьте уравнения реакций с кислотой
и со щёлочью для амфотерных гидроксидов: а) гидроксида
цинка; б) гидроксида хрома (III).

ВЫВОДЫ по главе 2.3
Молекулы неорганических оснований содержат гидроксогруппу ОН.
Все неорганические основания, кроме NH4OH, содержат
атом металла.
Основания делят на растворимые в воде (щёлочи) и нерастворимые в воде.
Растворы щёлочей реагируют:
• с кислотами (реакция нейтрализации);
• с кислотными и амфотерными оксидами;
• с растворами солей.
Щёлочи обнаруживаются индикаторами в щелочной («синей») области.

* Ортоалюминиевая кислота H3AlO3 теряет молекулу H2O, и образуется метаалюминиевая кислота HAlO2, в которой кислотный остаток AlO2 имеет валентность I.

44

Часть 1. Элементы общей химии

Нерастворимые в воде основания не изменяют окраску индикатора, могут реагировать с некоторыми кислотами и кислотными оксидами. Термически неустойчивы.

2.4. Соли
Соли — это продукт реакции между кислотой и основанием,
например реакции нейтрализации. Даже если такая реакция
невозможна, ЛЮБОЙ соли можно поставить в соответствие
основание и кислоту. Поэтому в состав любой соли входит
остаток основания (обычно атом металла или группа NH4)
и остаток кислоты (кислотный остаток).
Задание 2.25. Попробуйте определить для каждой из этих
солей
NH4NO3,

K2CO3,

CaHPO4,

CuOHCl,

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 три вида
солей.
Средние соли. Такие соли получаются, если кислота и основание полностью прореагировали:
2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
средняя
соль

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.
Кислые соли образуются в результате гидролиза некоторых
солей, а также при взаимодействии средней соли с ангидридом «своей» кислоты:

Глава 2. Основные классы неорганических соединений

CaCO3

+

H2O

средняя соль
угольной
кислоты

+

СО2

=

45

Ca(HCO3)2

ангидрид
угольной
кислоты

кислая соль
угольной
кислоты

Кислые соли могут проявлять некоторые свойства кислот,
например они могут реагировать с щелочами:
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O
кислая соль
как кислота

щёлочь средняя соль

Основные 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. Основные соли
образуются в результате гидролиза некоторых солей. Основные соли могут проявлять некоторые свойства оснований.
Например, они могут реагировать с кислотами:
CaOHCl

+

HCl = CaCl2 + H2O

основная соль кислота
как основание

средняя
соль

Вспомните, 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 способы получения
солей можно условно разбить на 2 группы:
• I — получение солей из веществ, которые не являются
солями;
• II — получение солей из других солей.
Реакции I группы основаны на том, что в реакцию вступают
противоположные по свойствам вещества (рис. 4).
Приведём конкретные примеры:
1. Металл + неметалл (галоген или сера):
Fe + S → FeS
2. Металл + кислота:
Fe + HCl → FeCl2 + H2

46

Часть 1. Элементы общей химии

Рис. 4. Генетическая связь между классами
неорганических веществ

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
Задание 2.26. Расставьте коэффициенты в этих уравнениях.
Приведите свои примеры каждого типа.
Реакции II группы являются реакциями обмена или замещения. В каждой из таких реакций участвует соль, и поэтому
способы получения солей по группе II фактически являются
химическими свойствами солей:
7. Более активный металл вытесняет менее активный из
растворов его солей:
Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
обратный процесс не идёт:
Cu + FeSO4
Активность металлов можно определять по ряду напряжений:

Глава 2. Основные классы неорганических соединений

47

Li К Ba Са Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H Cu Hg Ag Au
В этом ряду любой металл активнее всех металлов, стоящих
после него (правее него).
8. Сильная кислота вытесняет более слабую кислоту из её
соли:
HNO3 + CaCO3 → Ca(NO3)2 + H2CO3
9. Щёлочь, реагируя с солью, образует новое основание
и новую соль:
→

КОН + АlСl3 → Аl(OH)3

+ КСl

Эта реакция происходит, если оба исходных вещества растворимы, а хотя бы одно из полученных веществ — нерастворимо.
10. Соль, вступая в реакцию обмена с другой солью, образует две новые соли:
2AgNO3 + BaCl2 = Ba(NO3)2 + 2AgCl
Эта реакция также происходит, если оба исходных вещества
растворимы, а хотя бы одно из полученных веществ — нерастворимо.
Например, эта реакция:
K3PO4 + NaCl → Na3PO4 + KCl
р

р

невозможна, так как обе полученные соли растворимы. А этот
процесс:
СаСО3 + NaCl →
невозможен потому, что СаСО3 (мел) нерастворим в воде.

Названия солей
Названия солей происходят от латинского названия химического элемента, который входит в состав кислотного остатка
(исключая кислород):
• S — сульфур;
• N — нитрогениум;
• С — карбонеум;
• Si — силициум.
Например:

48

Часть 1. Элементы общей химии

S (сульфур)

H2S
→ K2S
H2SO3 → K2SO3
H2SO4 → K2SO4

сульф…
сульф…
сульф…

Очевидно, что для солей разного состава должны быть разные названия. Это достигается введением суффиксов:
• для солей бескислородных кислот -ИД-;
• для солей кислородсодержащих кислот -ИТ- (меньшая
валентность элемента), АТ- (бо´льшая валентность элемента).
Задание 2.27. Составьте названия вышеприведённых солей
серусодержащих кислот.
При правильной работе должно получиться:
K2S
сульфИД
K2SO3
cульфИТ
K2SO4
сульфАТ
Аналогично составляют названия остальных солей (табл. 6).
Таблица 6
Названия солей
Название
кислоты

Формула
кислоты

Формула

Название соли

Соляная

Al…

Хлорид

Бромоводородная

K…

Бромид

Иодоводородная

Ca…

Иодид

Сероводородная

Na…

Сульфид

Сернистая

K…

Сульфит

Серная

Al…

Сульфат

Азотистая

K…

Нитрит

Азотная

Mg…

Нитрат

Ортофосфорная

Ca…

Фосфат

Угольная

K…

Карбонат

Кремниевая

Na…

Силикат

Задание 2.28. Дополните таблицу 6, составив химические
формулы солей тех металлов, которые указаны в таблице.

Глава 2. Основные классы неорганических соединений

49

При составлении названий кислых солей используют частицу «гидро»:
КНСО3 — ГИДРОкарбонат калия.
При составлении названий основных солей используют частицу «гидроксо»:
АlOНСl2 — ГИДРОКСОхлорид алюминия.
Задание 2.29. Назовите все соли, которые встречаются
в тексте и уравнениях реакций этого раздела.
Задание 2.30. Составьте по 3–4 уравнения реакций получения:
• бромида магния;
• сульфата цинка.

ВЫВОДЫ по главе 2.4
Соли состоят из остатков веществ, которые проявляют
противоположные свойства: кислоты и основания.

Вопросы, задачи и упражнения к главе 2
1. Классифицируйте и дайте химические названия этим известным веществам:
• поваренная соль — NaCl;
• питьевая сода — NaHCO3;
• стиральная сода — Na2CO3;
• песок — SiO2;
• каустическая сода — NaOH;
• мел, мрамор, известняк — CaCO3;
• калийная селитра — KNO3;
• угарный газ — CO;
• силикатный клей — Na2SiO3 (концентрированный раствор);
• негашёная известь — CaO;
• гашёная известь — Ca(OH)2;
• известковая вода — Ca(OH)2 (прозрачный раствор);

50

Часть 1. Элементы общей химии

• известковое молоко — Ca(OH)2 (непрозрачная смесь, похожая на молоко);
• ляпис — AgNO3;
• поташ — K2CO3;
• углекислый газ — CO2;
• аммиачная селитра — NH4NO3;
• нашатырь — NH4Cl;
• вода — H2O;
• нашатырный спирт — NH4OH;
• сернистый газ — SO2.
Результаты занесите в таблицу:
Тривиальные
названия

Химическая
формула

Химическое
название

Класс
соединения

Глауберова
соль

Na2SO4 · 10H2O

Десятиводный
сульфат натрия

Средняя соль,
кристаллогидрат

Пиролюзит

MnO2

Оксид
марганца (IV)

Амфотерный
оксид

Сернистый газ

Запомните эти химические формулы и общеизвестные названия!
2. Составить схемы реакций:
• кислотный оксид + вода → ?
• кислотный оксид + щёлочь → ? + ?
• основный оксид + вода → ? (указать, когда эта реакция
возможна)
• основный оксид + кислота → ? + ?
• кислотный оксид + основный оксид → ?
• амфотерный оксид + кислота → ? + ?
• амфотерный оксид + щёлочь → ? + ?
Составить уравнения соответствующих реакций.

Глава 2. Основные классы неорганических соединений

51

3. В упражнении 1 (таблице) найдите формулы оксидов.
Выпишите и классифицируйте их. Напишите уравнения реакций для этих оксидов с Н2О, NаОН, НС1, пользуясь схемами
упражнения 2.
4. Закончить уравнения тех реакций, которые возможны:
• оксид натрия + щёлочь →
• оксид азота (III) + щёлочь →
• оксид хрома (III) + щёлочь →
• оксид бария + вода →
• оксид азота (III) + вода →
• оксид хрома (III) + вода →
• оксид кальция + азотная кислота (HNO3) →
• оксид хрома (VI) + азотная кислота →
• оксид хрома (III) + азотная кислота →
• оксид фосфора (V) + оксид магния →
Если процесс невозможен, пояснить, почему.
5. Составить схемы реакций:
• кислота + металл → ? + ?
• кислота + щёлочь → ? + ?
• основание + кислота → ? + ?
• кислота + основный оксид → ? + ?
• амфотерный оксид + кислота → ? + ?
• соль + кислота → ? + ? (указать, когда эта реакция возможна).
Какое вещество образуется во всех этих реакциях? Составить уравнения соответствующих реакций.
6. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать раствор кислоты:
• серебро,
• магний,
• оксид фосфора (V);
• оксид меди (II);
• оксид алюминия;
• фосфорная кислота;
• известковая вода;
• гидроксид алюминия;
• силикатный клей;
• известняк;
• аммиачная селитра?
Составить уравнения соответствующих реакций, пользуясь
схемами упражнения 5.

52

Часть 1. Элементы общей химии

7. Закончить уравнения тех реакций, которые возможны:
а) гидроксид железа (III) + серная кислота →
б) углекислый газ + гидроксид бария →
в) гидроксид цинка + каустическая сода →
г) известковая вода + гидроксид калия →
д) сернистый газ + гашёная известь →
е) гидроксид цинка + хлорид калия →
ж) оксид железа (II) + вода →
з) оксид бария + вода →
8. С какими из перечисленных ниже веществ будет реагировать раствор щёлочи:
• оксид фосфора (V);
• оксид меди (II);
• оксид алюминия;
• фосфорная кислота;
• гидроксид кальция;
• гидроксид алюминия;
• силикат калия;
• карбонат кальция;
• сульфат хрома (III)?
Будет ли с этими же веществами реагировать гидроксид
меди (II)? Составить уравнения возможных реакций.
9. Закончить уравнения тех реакций, которые возможны
(технические названия см. в упражнении 1):
• серная кислота + хлорид алюминия →
• соляная кислота + питьевая сода →
• бромоводородная кислота + известняк →
• оксид хрома (VI) + азотная кислота →
• соляная кислота + ляпис →
• сернистая кислота + щёлочь →
• соляная кислота + сульфид железа (II) →
• нашатырь + известковая вода →
• цинк + сульфат железа (II) →
• железо + нитрат алюминия →
Назвать полученные соли.
10. С какими из перечисленных ниже веществ
• гидроксид натрия;
• соляная кислота;
• оксид кальция;
• гидроксид цинка;
• оксид серы (VI);

Глава 2. Основные классы неорганических соединений

53

будут реагировать:
а) оксид алюминия;
б) карбонат натрия;
в) оксид меди;
г) азотная кислота?
11. Как, исходя из натрия, получить гидроксид натрия;
исходя из железа, получить гидроксид железа;
исходя из меди, получить гидроксид меди;
исходя из серы, получить серную кислоту;
исходя из хлора, получить поваренную соль (двумя способами)?
12. Осуществить превращения:
а) фосфор → … → фосфорная кислота → соль (назвать её);
б) кальций → негашёная известь → гашёная известь → соль
(назвать её);
в) уголь (углерод) → углекислый газ → угольная кислота
→ карбонат натрия → углекислый газ;
г) хлорид цинка → гидроксид цинка → нитрат цинка → ги+ щёлочь

дроксид цинка
?
д) песок → силикатный клей → кремниевая кислота.
Вы можете проверить степень усвоения материала этой
главы, выполнив упражнения ЕГЭ из разделов № 6, 9–12, 27,
а также решив задачи раздела 26.
В части 4 «Решение задач» внимательно прочитайте разделы 29 и 31.1. Попробуйте решить следующие задачи.
13. Определить массу:
а) оксида алюминия, количеством 0,1 моль;
б) серной кислоты, количеством 1,5 моль;
в) сульфата алюминия, количеством 0,2 моль.
14. Определить количество вещества (моль):
а) оксида магния, массой 4,8 г;
б) азотной кислоты, массой 126 г;
в) нитрата аммония, массой 40 г.
«Подсказки» см. в главе 29.
15. Сколько молей фосфора нужно сжечь, чтобы получить
28,4 г оксида фосфора V?
16. Какой объём кислорода потребуется для сгорания 8,8 г
пропана? (Пропан: С3Н8.)
17. Какой объём кислорода потребуется для полного сгорания 6,2 г фосфора? Сколько молей оксида фосфора при этом
получится?

54

Часть 1. Элементы общей химии

18. Какой объём водорода потребуется на восстановление 10,6 г Fe 3О 4 до железа? (Реакция идет по схеме:
МеxОy + Н2 → Ме + H2O)
19. Сколько граммов оксида алюминия можно растворить
при помощи 15 г гидроксида натрия?
20. Сколько граммов исходных веществ нужно взять для
получения 0,5 моль железа (III)?
21. Сколько граммов нитрата серебра вступит в реакцию,
если в раствор этой соли поместить 1 г порошка меди?
22. Какой объём углекислого газа можно получить при взаимодействии 200 г питьевой соды с избытком ортофосфорной
кислоты?
23. Какой объём газа может выделиться при обработке
19,4 г сульфида цинка в избытке раствора серной кислоты?
24. Какой объём газа может выделиться при растворении
сульфита натрия в избытке раствора серной кислоты, если
было получено 5 л газа? Сколько граммов соли было при этом
получено?
25. Какой объём сернистого газа (см. упр. 1) вступил в реакцию с избытком раствора гидроксида натрия, если при этом
образовалось 0,2 моль соли?
«Подсказки» к задачам 15–25 см. в главе 31.1.
26. Вычислить массовую долю хлороводорода в растворе,
полученном при растворении 11,2 л этого газа в 1 л воды.
«Подсказку» см. в главе 30.2, задача 10.
Сколько граммов 10 %-ного раствора щёлочи 8 г потребуется для растворения оксида фосфора V?
26. Какой объём углекислого газа можно получить из 60 г
известняка, содержащего 72 % СаСО3?
«Подсказки» к задачам 23–26 см. в главе 30.3 и 31.2.
27. При взаимодействии 16 г раствора серной кислоты
с раствором хлорида бария получили 9 г осадка. Определить
массовую долю кислоты в исходном растворе.
28. Сколько граммов 10 %-ной соляной кислоты нужно
взять для нейтрализации 40 г 15 %-ного раствора щёлочи?
29. Какой объём водорода выделится при взаимодействии
8 г алюминия с раствором, который содержит 29 г серной
кислоты? «Подсказку» к задаче 29 см. в главе 31.3.

Глава 3. ЭЛЕМЕНТАРНЫЕ СВЕДЕНИЯ
О СТРОЕНИИ АТОМА .
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН
МЕНДЕЛЕЕВА

Вспомните:
• что такое атом;
• из чего состоит атом;
• изменяется ли атом в химических реакциях?
АТОМ — это электронейтральная частица, состоящая
из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.
Число электронов в ходе химических процессов может
изменяться, но заряд ядра всегда остается неизменным. Зная
распределение электронов в атоме (строение атома), можно
предсказать многие свойства данного химического элемента,
а также простых и сложных веществ, в состав которых этот
элемент входит.
Строение атома, т. е. состав ядра, распределение электронов вокруг ядра, несложно определить по положению элемента в Периодической системе.

3.1. Структура Периодической системы
Менделеева
В Периодической системе Менделеева химические элементы располагаются в определённой последовательности.
Эта последовательность тесно связана со строением атома
этих элементов. Каждому химическому элементу в системе присвоен порядковый номер, кроме того, для него можно
указать:
• номер периода;
• номер группы;
• вид подгруппы.

56

Часть 1. Элементы общей химии

Зная точный «адрес» химического элемента, т. е. его группу,
подгруппу и номер периода, можно однозначно определить
строение его атома.
Период — это горизонтальный ряд химических элементов.
В современной Периодической системе семь периодов. Первые три — малые, так как они содержат 2 или 8 элементов:
• 1-й период — Н, Не — 2 элемента;
• 2-й период — Li…Nе — 8 элементов;
• 3-й период — Na…Аr — 8 элементов.
Остальные периоды — большие. Каждый из них содержит
2–3 ряда элементов:
• 4-й период (2 ряда) — К…Кr — 18 элементов;
• 6-й период (3 ряда) — Сs…Rn — 32 элемента. В этот период входит ряд лантаноидов.
Группа — вертикальный ряд химических элементов. Всего
групп восемь. Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной подгруппы и побочной подгруппы (см. рис. 5).

Главная
подгруппа
Побочная
подгруппа
Рис. 5. Главная и побочная подгруппы ПСХЭ Менделеева

Главную подгруппу (подгруппу А) образуют химические
элементы малых периодов и больших периодов. На рисунке
5 показано, что главную подгруппу пятой группы составляют элементы малых периодов (N, P) и больших периодов (As,
Sb, Bi).
Побочную подгруппу (подгруппу Б) образуют химические элементы только больших периодов. В нашем случае это V,
Nb, Ta.
Визуально эти подгруппы различить легко: главная подгруппа «высокая», начинается с первого или второго периода.
Побочная подгруппа — «низкая», начинается с 4-го периода.

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома

57

Итак, каждый химический элемент Периодической системы имеет свой адрес:
• период;
• группу;
• подгруппу;
• порядковый номер.
Например, ванадий (V) — это химический элемент 4-го периода, V группы, побочной подгруппы, порядковый номер 23.
Задание 3.1. Укажите период, группу и подгруппу для химических элементов с порядковыми номерами 8, 26, 31, 35, 54.
Задание 3.2. Укажите порядковый номер и название химического элемента, если известно, что он находится:
а) в 4-м периоде, VI группе, побочной подгруппе;
б) в 5-м периоде, IV группе, главной подгруппе.
Каким образом можно связать эти сведения об элементе
со строением его атома?

3.2. Ядро атома. Изотопы
Атом состоит из ядра, которое имеет положительный заряд,
и электронов, которые имеют отрицательный заряд. В целом
атом электронейтрален.
Положительный заряд ядра атома равен порядковому номеру
химического элемента.
Ядро атома — сложная частица. В ней сосредоточена почти
вся масса атома. Поскольку химический элемент — совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра, то около символа
элемента указывают (рис. 6).
массовое число
атома

27

13
Al

Al

алюминий

13

26,982
порядковый номер
(заряд ядра)
Рис. 6. Координаты химического элемента
в Периодической системе Менделеева

58

Часть 1. Элементы общей химии

По этим данным можно определить состав ядра. Ядро состоит из протонов и нейтронов.
Протон (р) имеет массу, равную 1 (1,0073 а. е. м.) и заряд,
равный +1. Нейтрон (n) заряда не имеет (нейтрален), а масса
его приблизительно равна массе протона (1,0087 а. е. м.).
Какие частицы определяют заряд ядра? Протоны! Причём
число протонов равно (по величине) заряду ядра атома, т. е. порядковому номеру:
–
число нейтронов

27
13
14

Al

(13p + 14n)
ядро атома

Число нейтронов определяют по разности между величинами: «масса ядра» и «порядковый номер».
Задание 3.3. Определите состав ядер атомов, если химический элемент находится в:
а) 3-м периоде, VII группе, главной подгруппе;
б) 4-м периоде, IV группе, побочной подгруппе;
в) 5-м периоде, I группе, главной подгруппе.
Обратите внимание, что при определении массового числа ядра атома приходится округлять атомную массу, указанную в Периодической системе! Почему? Ведь массы протона
и нейтрона практически целочисленны, а массой электронов
можно пренебречь.
Для того,чтобы ответить на этот вопрос, нужно понять:
а) что происходит с атомом в ходе химических процессов;
б) что такое «химический элемент».
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, его
заряд. Поэтому заряд ядра атома является своеобразным «паспортом» химического элемента.
Химический элемент — совокупность атомов или ионов
с одинаковым зарядом ядра.
Для того чтобы разобраться, попробуйте определить, какие из ядер, состав которых указан ниже, принадлежат одному
и тому же химическому элементу:

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома

59

А: (20р + 20n)
Б: (19р + 20n)
В: (20р + 19n)
Атомам одного химического элемента принадлежат ядра
А и В, так как они содержат одинаковое число протонов, т. е.
заряд этих ядер одинаковый. Но ведь у них разная масса! Исследования показывают, что масса атома не оказывает существенного влияния на его химические свойства. Поэтому
атомы одного и того же химического элемента (одинаковое
число протонов), но с разной массой (разное число нейтронов) являются ИЗОТОПАМИ* этого элемента.
В таблице Менделеева указана средняя атомная масса всех
природных изотопов данного элемента (Аr). Изотопы и их
химические соединения отличаются друг от друга по физическим свойствам, но химические свойства у изотопов одного
химического элемента одинаковы. Так, изотоп углерода-14
(14С) имеет такие же химические свойства, как и углерод-12
(12С), который входит в ткани любого живого организма, отличаясь от него только радиоактивностью. Поэтому изотопы
применяют для диагностики и лечения различных заболеваний, для научных исследований.
Элемент «водород» встречается в природе в виде трёх изотопов:
1

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

Химический элемент «кислород» также представлен тремя
природными изотопами:
16

О, 17О, 18О.

Задание 3.4. Укажите состав ядер этих изотопов водорода
и кислорода.
Если разные вещества содержат атомы одного и того же химического элемента, это не означает, что эти вещества имеют
одни те же свойства. Например, химический элемент «хлор»
в виде атомарного хлора Cl• разрушает метан, а также атмо* Слово «изотоп» означает по смыслу «одно место», т. е. все изотопы данного химического элемента находятся в одной клетке
ПСХЭ.

60

Часть 1. Элементы общей химии

сферный озон. Тот же элемент в виде молекулярного хлора
Cl2 ядовит, активно реагирует с водой, многими металлами,
а ионы хлора (химический элемент — тот же!) в составе NaCl
химически инертен, а с биологической точки зрения не только
безвреден, но и полезен для нас. Эти ионы являются макроэлементами нашей пищи, которые входят в состав крови, желудочного сока. Суточная потребность — до 6 граммов.
Но вернемся к описанию строения атома.

3.3. Распределение электронов в поле ядра атома
Как известно, ядро атома в химических процессах не меняется. А что меняется? Общее число электронов и распределение электронов. Общее число электронов определить несложно: оно равно порядковому номеру, т. е. заряду ядра атома:
27
13

Al

(13p + 14n)

13е

Электроны имеют отрицательный заряд –1, а масса их ничтожна: 1/1840 от массы протона.
Отрицательно заряженные электроны отталкиваются и поэтому находятся на разных расстояниях от ядра. При этом
электроны, имеющие приблизительно равный запас энергии, образуют энергетический уровень.
Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода, в котором находится химический элемент. Энергетические уровни условно обозначают так (рис. 7).
1

2

3

Al
3-й период

3 энергетических уровня

Рис. 7. Обозначение энергетических уровней атома

Задание 3.5. Определите число энергетических уровней
в атомах кислорода, магния, кальция, свинца.
На каждом энергетическом уровне может находиться ограниченное число электронов:
• на первом энергетическом уровне не более 2 электронов;

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома

61

• на втором энергетическом уровне не более 8 электронов;
• на третьем энергетическом уровне не более 18 электронов.
ЗАПОМНИТЕ ЭТИ ЧИСЛА!
Они показывают, что, например, на втором энергетическом
уровне может находиться 2 или 5 или 7 электронов, но не может быть 9 или 12 электронов.
Важно знать, что, независимо от номера энергетического
уровня, на внешнем (последнем) уровне не может быть больше восьми электронов. Внешний восьмиэлектронный энергетический уровень является наиболее устойчивым и называется
завершённым. Такие энергетические уровни имеются у самых
неактивных элементов — благородных газов.
Как определить число электронов на внешнем уровне
остальных атомов? Для этого существует простое правило:
число внешних электронов равно:
• для элементов главных подгрупп — номеру группы;
• для элементов побочных подгрупп — оно не может быть
больше двух (рис. 8).
Например:

Рис. 8. Схема определения числа внешних электронов атомов

Задание 3.6. Укажите число внешних электронов для
химических элементов с порядковыми номерами 15, 25,
30, 53.
Задание 3.7. Найдите в Периодической системе химические
элементы, в атомах которых имеется завершённый внешний
уровень.
Очень важно правильно определять число внешних электронов, так как именно с ними связаны важнейшие свойства

62

Часть 1. Элементы общей химии

атома. Так, в химических реакциях атомы стремятся «приобрести» устойчивый, завершённый внешний уровень (8е–). Для
этого атомы, на внешнем уровне которых мало электронов,
«предпочитают» их отдать.
Химические элементы, атомы которых способны только
отдавать электроны, относятся к МЕТАЛЛАМ. Очевидно, что
на внешнем уровне атома металла должно быть мало электронов: 1, 2, 3.
Если на внешнем энергетическом уровне атома много электронов, то такие атомы стремятся принять электроны до завершения внешнего энергетического уровня, т. е. до восьми
электронов. Такие элементы относятся к НЕМЕТАЛЛАМ.
Вопрос. К каким элементам (металлам или неметаллам) относятся химические элементы побочных подгрупп? Почему?
Металлы и неметаллы главных подгрупп в таблице Менделеева отделяет линия, которую можно провести от бора к астату. Выше этой линии (и на линии) располагаются неметаллы,
ниже — металлы.
Задание 3.8. Определить, к металлам или неметаллам относятся: фосфор, ванадий, кобальт, селен, висмут. Вывод сделайте, определив положение элемента в Периодической системе химических элементов и число электронов на внешнем
уровне.
Для того чтобы составить распределение электрона по
остальным уровням и подуровням, следует воспользоваться
следующим АЛГОРИТМОМ:
1. Определить общее число электронов в атоме (по порядковому номеру).
2. Определить число энергетических уровней (по номеру
периода).
3. Определить число внешних электронов (по виду подгруппы и номеру группы).
4. Указать число электронов на всех уровнях, кроме предпоследнего.
5. Рассчитать число электронов на предпоследнем уровне.
Например, согласно пунктам 1…4 для атома марганца определено:

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома

63

Получили распределение электронов в атоме марганца
(рис. 9):
55
25

2 8 13 2

Mn (25p + 30n)
+25e

ядро
атом

Рис. 9. Распределение электронов в атоме марганца

Задание 3.9. Отработайте алгоритм, составив схемы строения атомов для элементов № 16, 26, 33, 37.
Укажите: металлы это или неметаллы? Ответ поясните.
Составляя вышеприведенные схемы строения атома, мы
не учитывали, что электроны в атоме занимают не только
определённые уровни, но и определённые подуровни каждого уровня. Вид подуровня обозначается латинской буквой:
s, p, d.
Число возможных подуровней равно номеру уровня, т. е.
• первый уровень состоит из одного s-подуровня;
• второй уровень состоит из двух подуровней: s и р и т. д.
На каждом подуровне может находиться строго ограниченное число электронов:
• на s-подуровне — не больше 2е–;
• на р-подуровне — не больше 6е–;
• на d-подуровне — не больше 10е–.
Подуровни одного уровня заполняются в строго определённом порядке:
s→p→d
Таким образом, р-подуровнь не может начать заполняться, если не заполнен s-подуровень данного энергетического

64

Часть 1. Элементы общей химии

уровня и т. д. Исходя из этого правила, несложно составить
электронную конфигурацию атома марганца (рис. 10).

Рис. 10. Расчёт числа электронов на d-подуровне атома марганца

В целом электронная конфигурация атома марганца выглядит так:
Мn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d 5 4s 2
Здесь и далее приняты обозначения (рис. 11).
Число электронов
Номер уровня

3d

5

Вид подуровня
Рис. 11. Схема обозначений электронов подуровня

Задание 3.10. Составьте электронные конфигурации атомов
для химических элементов № 16, 26, 33, 37.
Для чего необходимо составлять электронные конфигурации атомов? Для того чтобы определять свойства этих химических элементов!
Для этого следует помнить: в химических процессах участвуют только валентные электроны.
Валентные электроны находятся на внешнем энергетическом
уровне и незавершённом d-подуровне предвнешнего уровня.
Определим число валентных электронов для марганца:
Мn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2
завершённые
уровни
и подуровни

или сокращённо:
Мn…3d 5 4s2

валентные
электроны

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома

65

3.4. Строение атома и свойства элементов
Мы получили краткую электронную формулу атома марганца, которая отражает распределение его валентных электронов. Что можно определить по этой формуле?
1. Какие свойства — металла или неметалла — преобладают
у этого элемента?
Ответ: марганец — металл, так как на внешнем (четвёртом)
уровне 2 электрона.
2. Какой процесс характерен для металла?
Ответ: всегда только отдача электронов.
3. Какие электроны и сколько их будет отдавать атом марганца?
Ответы:
• два внешних электрона (они дальше всех от ядра и слабее
притягиваются им);
• семь (2+5) валентных электронов (так как в этом случае
на третьем уровне атома останется восемь электронов,
т. е. образуется завершённый уже внешний уровень).
Все эти рассуждения и заключения можно отразить при помощи схемы (рис. 12).

Рис. 12. Схема отдачи электронов атомом марганца

Полученные условные заряды атома называются степенью
окисления.
Рассматривая строение атомов кислорода и водорода и рассуждая аналогично, можно показать, что типичными степенями окисления для кислорода является –2, а для водорода +1.
Вопрос. С каким из этих химических элементов может образовывать соединения марганец, если учесть полученные выше
степени окисления его?

66

Часть 1. Элементы общей химии

Только с кислородом, так как его атом имеет противоположную по заряду (знаку) степень окисления. В этом случае
несложно составить формулы соответствующих оксидов марганца (здесь степени окисления соответствуют валентностям
этих химических элементов):
+7 –2

Mn2O7

+2 –2

и

MnO

Строение атома марганца подсказывает, что большей степени окисления, чем +7, у марганца быть не может, так как
в этом случае пришлось бы затрагивать устойчивый, теперь
уже завершённый предвнешний уровень. Поэтому степень
окисления +7 является высшей, а соответствующий оксид
Мn2О7 — высшим оксидом марганца.
Для закрепления всех этих понятий рассмотрим строение
атома теллура и некоторые его свойства (см. рис. 13). Этот рисунок показывает, что теллур относится к неметаллам, так как,
во-первых, у него на внешнем уровне шесть электронов
и, во-вторых, его символ находится в главной подгруппе выше
линии В — At. Поэтому его атом может и принимать (до завершения внешнего уровня, и отдавать электроны. В результате, в отличие от металлов, неметалл теллур может проявлять
низшую степень окисления (–2) и образовывать летучие водородные соединения с водородом (Н2Те). Высшая степень
окисления атома теллура (+6), как и у металлов соответствует

Рис. 13. Строение атома, степени окисления
и простейшие соединения теллура

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома

67

номеру группы и, находясь в этой степени окисления, теллур
образует высший оксид ТеО3.
Задание 3.11. Изобразить электронные конфигурации атомов Nа, Rb, С1, I, Si, Sn. Определить свойства этих химических элементов, формулы их простейших соединений (с кислородом и с водородом).
Сделаем выводы.
1. В химических реакциях участвуют только валентные электроны, которые могут находиться только на последних двух
уровнях.
2. Атомы металлов могут только отдавать эти электроны (все или несколько), принимая положительные степени
окисления.
3. Атомы неметаллов могут принимать (недостающие до
восьми) электроны, получая при этом отрицательные степени
окисления, и отдавать валентные электроны (все или несколько), принимая при этом положительные степени окисления.
Возникает вопрос: как составить краткую электронную
формулу (распределение валентных электронов), сразу, не составляя длинных электронных конфигураций? Для этого нужно помнить несколько простых правил.
1. Номер периода соответствует числу энергетических уровней у атомов химических элементов этого периода.
2. Номер группы, как правило, совпадает с числом валентных электронов, (исключение составляют только подгруппы
меди и железа).
3. Подгруппа (главная или побочная) включает химические
элементы, у которых имеется одинаковое распределение валентных электронов, причём в атомах элементов главной и побочной подгруппы электроны распределяются по-разному.
3.1. У элементов главных подгрупп все валентные электроны находятся на внешнем уровне, например:
Sb …5s2 5p3 →2 + 3 = 5 ВАЛЕНТНЫХ ЭЛЕКТРОНОВ
5-й период

V группа, главная → 5 валентных электронов
Поэтому для всех химических элементов главной подгруппы пятой группы (пять валентных электронов) распределение
этих электронов следующее:

68

Часть 1. Элементы общей химии

… n s2 n p3
3.2. У элементов побочных подгрупп число внешних электронов не превышает двух, например:
Ta … 5d3 6s2
6-й период

5 валентных электронов ← V группа, побочная → 2 электрона
на внешнем уровне*.
Для большинства химических элементов побочных подгрупп, у которых на внешнем энергетическом уровне два
электрона, остальные (N – 2) валентные электроны будут находиться на d-подуровне предвнешнего уровня (N – номер
группы), например:
…(n – 1) d1 n s2
Вопрос. Для элементов какой группы составлена такая запись?
Задание 3.12. Составьте краткие электронные формулы для
атомов химических элементов № 35 и 42, а затем составьте
распределение электронов в этих атомах по алгоритму. Убедитесь, что ваше «предсказание» сбылось.
Сравним теперь свойства химических элементов одной
подгруппы, например:
Nа … 3s1 и Rb … 5s1
Что общего в строении атомов этих элементов? На внешнем
уровне каждого атома по одному электрону — это активные
металлы. Металлическая активность связана со способностью
отдавать электроны: чем легче отдает электроны атом, тем
сильнее выражены его металлические свойства.
Что удерживает электроны в атоме? Притяжение их к ядру.
Чем ближе электроны к ядру, тем сильнее они притягиваются
ядром атома, тем труднее их «оторвать».
* За счёт «провала электрона» число внешних электронов может
быть меньше. Но число валентных электронов при этом не меняется, поэтому свойства элемента будут такими же. Эти случаи
рассмотрены в Самоучителе второго уровня, часть 1.

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома

69

Исходя из этого, сделаем вывод: какой элемент — Nа или
Rb — легче отдает внешний электрон? Какой из них является более активным металлом? Очевидно, рубидий, так как
его валентные электроны находятся дальше от ядра (и слабее
удерживаются ядром).
Вывод. В главных подгруппах сверху вниз металлические
свойства усиливаются, так как возрастает радиус атома и валентные электроны слабее притягиваются к ядру.
Сравним свойства:
Cl …3s2 3p5 и I …5s2 5p5
Оба химических элемента — неметаллы, так как до завершения внешнего уровня не хватает одного электрона, и эти
атомы будут активно притягивать недостающий электрон.
При этом, чем сильнее притягивает атом неметалла недостающий электрон, тем сильнее проявляются его неметаллические
свойства (способность принимать электроны).
За счёт чего происходит притяжение электрона? За счёт положительного заряда ядра атома. Но в таком случае чем ближе
электрон к ядру, тем сильнее их взаимное притяжение, тем
активнее неметалл.
Сделаем вывод, у какого элемента сильнее выражены неметаллические свойства: у хлора или у иода? Очевидно, у хлора,
так как его валентные электроны ближе к ядру.
Вывод. Активность неметаллов в подгруппах сверху вниз
убывает, так как возрастает радиус атома и все труднее притянуть недостающие электроны.
Сравним свойства кремния и олова:
Si … 3s2 3p2
Sn … 5s2 5p2
На внешнем уровне обоих атомов по четыре электрона. Тем
не менее эти элементы в Периодической системе находятся
по разные стороны от линии, соединяющей бор и астат (см.
правило в главе 2.1). Поэтому:
• у кремния, символ которого находится выше линии
В–At, сильнее проявляются неметаллические свойства;
• у олова, символ которого находится ниже линии В–At,
сильнее проявляются металлические свойства;
Почему? Потому что в атоме олова четыре валентных электрона находятся так далеко от ядра, что присоединение недостающих четырех электронов затруднено, в то время как

70

Часть 1. Элементы общей химии

отдача электронов с пятого энергетического уровня происходит достаточно легко. Для кремния возможны оба процесса,
причём первый (приём электронов) — преобладает.
Выводы:
• чем меньше электронов в атоме и чем дальше они от ядра,
тем сильнее проявляются металлические свойства;
• чем больше внешних электронов в атоме, чем ближе они
к ядру, тем сильнее проявляются неметаллические свойства.
Сравним строение атомов и свойства химических элементов одного периода:
…3s23р3
…3s23р5
…3s1
Вопрос. О каком периоде и каких элементах идёт речь?
Видно, что 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?
Основываясь на этих и других выводах, сформулированных
в этой главе, можно для любого химического элемента Периодической системы составить алгоритм описания свойств химического элемента по его положению в Периодической системе.
1. Составить схему строения атома, т. е. определить состав
ядра, распределение электронов по энергетическим уровням
и подуровням:
• определить общее число электронов в атоме (по порядковому номеру);
• определить число энергетических уровней (по номеру
периода);
• определить число внешних электронов (по виду подгруппы и номеру группы);
• указать число электронов на всех энергетических уровнях, кроме предпоследнего;

Глава 3. Элементарные сведения о строении атома

71

• рассчитать число электронов на предпоследнем уровне.
2. Определить число валентных электронов и число внешних
электронов.
3. Определить, какие свойства — металла или неметалла —
сильнее проявляются у данного химического элемента (по положению в ПСХЭ).
4. Определить число отдаваемых (принимаемых) электронов.
5. Определить высшую и низшую степени окисления химического элемента.
6. Составить для этих степеней окисления химические формулы простейших соединений с кислородом и водородом.
7. Определить характер оксида (см. гл. 2.1) и составить уравнения его реакции с водой.
8. Для указанных (пункт 6) веществ составить уравнения
характерных реакций (см. главу 2).
Задание 3.13. Составить по данной схеме описания атомов
серы, селена, кальция и стронция и свойства этих химических
элементов. Какие общие свойства имеют их оксиды? Гидроксиды?
Если вы выполнили упражнения 3.11 и 3.12, то легко заметить, что не только атомы элементов одной подгруппы,
но и их соединения имеют общие свойства и похожий состав.
Это отражено в Периодическом законе Менделеева: свойства
химических элементов, а также свойства простых и сложных
веществ, образованных ими, находятся в периодической зависимости от ЗАРЯДА ЯДЕР ИХ АТОМОВ.
Физический смысл Периодического закона ясен: свойства
химических элементов периодически повторяются потому,
что периодически повторяются конфигурации валентных
электронов (распределение электронов внешнего и предпоследнего уровней).
Так, у химических элементов одной и той же подгруппы
одинаковое распределение валентных электронов и, значит,
похожие свойства.

ВЫВОДЫ по главе 3
Строение атома связано с положением элемента в Периодической системе. Зная строение атома, можно предска-

72

Часть 1. Элементы общей химии

зать свойства элемента и его соединений. Эти свойства находятся в периодической зависимости от заряда ядер атомов
элементов, в соответствии с Периодическим законом Менделеева.

Вопросы и упражнения к главе 3
1. Как устроен атом?
2. Описать полностью (см. алгоритм) строение атома следующих элементов:
F, Cl, Ni, Cu, Sr, Se, Zr.
3. Что такое валентные электроны? Где они находятся?
4. Назвать химические элементы, которые имеют следующее распределение валентных электронов:
… 5р6 6s1; … 3d3 4s2; …4s2 4р3.
Описать их свойства, используя алгоритм (пункты 2–6).
5. Не составляя полных электронных формул, указать распределение валентных электронов в атомах элементов:
№ 53, № 75, № 83, № 87.
Описать их свойства, используя алгоритм (пункты 2–6).
6. Составив краткие электронные формулы выделенных
химических элементов, опре-делить их возможные степени
окисления и составить уравнения реакций:
а) гидроксид галлия + селеновая кислота;
б) гидроксид кадмия + бромоводород;
в) калий + фосфор;
г) алюминий + теллур.
7. Как изменяются металлические и неметаллические свойства химических элементов в группе и периоде? Какой из этих
элементов более активный металл (неметалл):
а) калий или кальций? б) натрий или рубидий?
в) сера или селен? г) сера или хлор?
Ответ обосновать, ссылаясь на положение его в ПСХЭ
и строение атома.
8. Сформулировать Периодический закон, указать его физический смысл.

Глава 4. ПОНЯТИЕ
О ХИМИЧЕСКОЙ СВЯЗИ

В предыдущих главах данного пособия есть много рассуждений о том, что вещество состоит из молекул, что молекулы
состоят из атомов. А не возникал ли у вас вопрос: почему атомы, составляющие молекулу, не разлетаются в разные стороны? Что удерживает атомы в молекуле?
Их удерживает химическая связь.
Химическая связь — совокупность сил, которые удерживают
атомы в молекуле или кристалле.
Для того чтобы понять природу химической связи, достаточно вспомнить простой физический опыт. Два шарика, висящие рядом на ниточках, никак не «реагируют» друг на друга.
Но если придать одному шарику положительный заряд, а другому — отрицательный, они притянутся друг к другу. Не эта ли
сила притягивает атомы друг к другу? Действительно, исследования показали, что химическая связь имеет электрическую
природу.
Откуда же возникают заряды в нейтральных атомах?

4.1. Ионная связь
При описании строения атомов было показано, что все
атомы, за исключением атомов благородных газов, стремятся
присоединить или отдать электроны. Причина — образование
устойчивого восьмиэлектронного внешнего уровня (как у благородных газов). При приёме или отдаче электронов возникают
электрические заряды и, как следствие, электростатическое
взаимодействие частиц. Так возникает ионная связь.
Ионная связь — это связь между ионами.
Ионы — это устойчивые заряженные частицы, которые образуются в результате приема или отдачи электронов.
Например,