📋 Справочник · §40–53

### ⚡ Ряд активности

K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb (H₂) Cu Hg Ag Pt Au
■ активные ■ средние ■ малоактивные

### 📊 Что реагирует?

H₂O: K–Al ✔ · Zn–Pb ⚠пар · Cu–Au ✗
HCl разб.: K–Pb ✔ · Cu–Au ✗
р-р соли: если стоит левее в ряду
Fe, Al + конц. H₂SO₄: пассивация ✗

### 🔥 + O₂

2Mg + O₂ → 2MgO
4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃
3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄ (в O₂)
2Na + Cl₂ = 2NaCl

### 💧 + H₂O

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑
Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂↑
3Fe + 4H₂O(пар) = Fe₃O₄ + 4H₂↑

### 🧪 + кислота (разб.)

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑
Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑
2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑

### 🔬 + щёлочь (Al — амфотерный!)

2Al + 2NaOH + 2H₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂↑
Fe и Zn со щелочью НЕ реагируют (в отличие от Al)

### ⚗️ + раствор соли

Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu↓
Cu + 2AgNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2Ag↓
Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu↓

### ⚠️ Конц. кислоты

Cu + 2H₂SO₄(к.) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O
Cu + 4HNO₃(к.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
⚠ Fe и Al — пассивируются в конц. H₂SO₄ и HNO₃ (оксидная плёнка)

### 🔩 Железо: два иона

Fe⁰ − 2e⁻ → Fe²⁺ (HCl, H₂SO₄ разб.)
Fe⁰ − 3e⁻ → Fe³⁺ (Cl₂, конц. HNO₃)
Fe²⁺ + 2OH⁻ → Fe(OH)₂↓ (белый)
Fe³⁺ + 3OH⁻ → Fe(OH)₃↓ (бурый)
4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃

### 🔀 Амфотерность Al₂O₃ и Al(OH)₃

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O
Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O
Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O
Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O

### 🔄 Алюминотермия

Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe
3CuO + 2Al = Al₂O₃ + 3Cu

### 🔎 Качественные реакции

Fe³⁺: KSCN → кроваво-красный цвет
Fe²⁺: K₄[Fe(CN)₆] → синий осадок
Al³⁺: NH₃·H₂O → белый студенистый Al(OH)₃↓
Na⁺: пламя → жёлтый цвет
Cu²⁺: NaOH → голубой Cu(OH)₂↓

### 🧱 Оксиды и гидроксиды Fe

FeO — чёрный, основный оксид (Fe²⁺)
Fe₂O₃ — красно-бурый, основный (Fe³⁺)
Fe₃O₄ — чёрный, смешанный FeO·Fe₂O₃
Fe(OH)₂ — белый (на воздухе → бурый)
Fe(OH)₃ — бурый осадок

### 🔢 Молярные массы (г/моль)

Al=27 · Fe=56 · Na=23 · Ca=40
Mg=24 · Zn=65 · Cu=64 · Pb=207
Al₂O₃=102 · Fe₂O₃=160 · Fe₃O₄=232
NaOH=40 · AlCl₃=133,5 · FeCl₂=127

### ⚖️ Плотность и t°пл.

Li 0,53 · Na 0,97 · Al 2,7 · Fe 7,87
Cu 8,9 · Pb 11,3 · Os 22,6 (макс.)
t°пл: Na 98 · Al 660 · Cu 1085 · Fe 1539
Лёгкие ρ < 5 · Тяжёлые ρ > 5 г/см³

### 📐 Расчёты

n = m / M
m = n · M
V = n · Vₘ (Vₘ = 22,4 дм³/моль)
ω = m(компон.) / m(сплава)
m(Me) = m(сплава) · ω
η = m(практ.) / m(теор.) · 100%

### 🪨 §46 Mg и ЩЗМ

Группа IIA: Be · Mg · Ca · Sr · Ba · Ra
ЩЗМ = Ca, Sr, Ba, Ra (Mg и Be — не ЩЗМ!)
Конфигурация: ns² · С.О. +2
Me⁰ − 2e⁻ = Me²⁺ | Mg→Ra: активность ↑
+ неметаллы
2Mg + O₂ = 2MgO 2Ca + O₂ = 2CaO
Mg + I₂ = MgI₂ Sr + S = SrS
3Mg + N₂ →(t) Mg₃N₂ (нитрид, N: −3)
3Ca + 2P →(t) Ca₃P₂ (фосфид, P: −3)
Ca + H₂ →(t) CaH₂ (гидрид)
+ вода
Mg + 2H₂O →(t) Mg(OH)₂↓ + H₂↑
Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂↑ (н.у.!)
+ кислоты
Mg + H₂SO₄(разб.) = MgSO₄ + H₂↑
Ca + 2HCl = CaCl₂ + H₂↑
Молярные массы (г/моль)
Mg=24 · Ca=40 · Sr=88 · Ba=137 · Ra=226
MgO=40 · CaO=56 · Mg(OH)₂=58 · Ca(OH)₂=74
Ba(OH)₂=171 · MgCO₃=84 · CaCO₃=100
Минералы Ca и Mg
CaCO₃ — кальцит (мел, мрамор)
MgCO₃·CaCO₃ — доломит
CaSO₄·2H₂O — гипс
Ca₃(PO₄)₂ — фосфорит
Биороль
Mg ≈ 70 г — хлорофилл, кости, зубы
Ca ≈ 1700 г — кости (≈1680 г), мышцы, кровь

### 🔮 §47 Соединения Mg и Ca

MgO — белый, тугоплавкий. CaO — негашёная известь
CaO + H₂O = Ca(OH)₂ + Q (бурная реакция)
Ca(OH)₂ — гашёная известь (щёлочь)
Mg(OH)₂ — нерастворим, слабое основание
Соли Ca
CaCO₃ — мел, мрамор (нерастворим)
CaSO₄·2H₂O — гипс | 2CaSO₄·H₂O — алебастр
Ca₃(PO₄)₂ — фосфорит | Ca(HCO₃)₂ — растворим
Гипс ⇌ Алебастр
2CaSO₄·2H₂O →(t) 2CaSO₄·H₂O + 3H₂O↑
2CaSO₄·H₂O + 3H₂O → 2CaSO₄·2H₂O (схватывание)
Цвета пламени
Ca²⁺ — кирпично-красное
Sr²⁺ — малиново-красное
Ba²⁺ — жёлто-зелёное

### 🔍 §48 Качественные реакции. Жёсткость

Ca²⁺: + CO₃²⁻ → CaCO₃↓ (белый)
Ba²⁺: + SO₄²⁻ → BaSO₄↓ (белый, не раств. в к-тах!)
Жёсткость воды
Временная: Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂ — кипячением
Постоянная: CaSO₄, MgCl₂ — содой Na₂CO₃
Ca(HCO₃)₂ →(t) CaCO₃↓ + H₂O + CO₂↑
CaSO₄ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + Na₂SO₄
Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2CaCO₃↓ + 2H₂O
Молярные массы (г/моль)
Ca(HCO₃)₂=162 · CaCO₃=100 · CaSO₄=136
Na₂CO₃=106 · BaSO₄=233 · Ba(NO₃)₂=261

### ⚡ §45 Электролиз

Катод (−) — восстановление
Анод (+) — окисление
Катод: Na⁺ + 1e⁻ → Na⁰
Анод: 2Cl⁻ − 2e⁻ → Cl₂↑
2NaCl→ток2Na + Cl₂↑
CaF₂→Ca + F₂↑ | 2KBr→2K+Br₂↑
M(NaCl)=58,5 · M(Na)=23 · M(Cl₂)=71

### ✨ §49 Алюминий

Группа IIIA, период 3. Конфиг: [Ne]3s²3p¹. С.О. +3
ρ=2,7 г/см³ · t°пл=660°C · серебристо-белый лёгкий металл
Оксидная плёнка Al₂O₃ защищает от воды и кислорода
Пассивация: конц. H₂SO₄ и конц. HNO₃ — Al не реагирует
Реакции
4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃
2Al + 3Cl₂ = 2AlCl₃ (+3!)
2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑
2Al + 3H₂SO₄(разб.) = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑
2Al + 2NaOH + 2H₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂↑
2Al + 3CuCl₂ = 2AlCl₃ + 3Cu↓
Алюминотермия
Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe (термит)
8Al + 3Fe₃O₄ = 4Al₂O₃ + 9Fe
Производство
2Al₂O₃ →(ток, криолит, 960°C) 4Al + 3O₂↑
M(Al)=27 · M(Al₂O₃)=102 · M(AlCl₃)=133,5

### 🧊 §50 Соединения Al

Al₂O₃ — корунд, белый, tугоплавкий (2050°C), амфотерный оксид
Al(OH)₃ — белый студенистый осадок, амфотерный гидроксид
Al₂O₃
Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O
Al₂O₃ + 2NaOH(сплавл.) = 2NaAlO₂ + H₂O
Al₂O₃ + 2NaOH(р-р) + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]
Al(OH)₃
Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O
Al(OH)₃ + NaOH(конц.) = NaAlO₂ + 2H₂O
Al(OH)₃ + NaOH(р-р) = Na[Al(OH)₄]
2Al(OH)₃ →(t) Al₂O₃ + 3H₂O
Получение Al(OH)₃
AlCl₃ + 3NaOH(недост.) = Al(OH)₃↓ + 3NaCl
AlCl₃ + 4NaOH(избыток) = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl
M(NaAlO₂)=82 · M(Al(OH)₃)=78 · M(AlCl₃)=133,5

### ⚙️ §51 Железо

Группа VIIIB, период 4. Конфиг: [Ar]3d⁶4s². С.О. +2, +3
ρ=7,87 г/см³ · t°пл=1535°C
С кислотами разб. и солями → Fe²⁺ | с Cl₂, O₂ → Fe³⁺
Пассивация: конц. HNO₃, конц. H₂SO₄ — Fe не реагирует
Реакции
2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃ (с.о. +3!)
3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄ (горение в O₂)
Fe + S = FeS
Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑
Fe + H₂SO₄(разб.) = FeSO₄ + H₂↑
Fe + CuCl₂ = FeCl₂ + Cu↓
3Fe + 4H₂O(пар) = Fe₃O₄ + 4H₂↑
Коррозия
4Fe + 3O₂ + 6H₂O = 4Fe(OH)₃ (ржавчина)
3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄ (окалина, при t°)
M(Fe)=56 · M(FeCl₂)=127 · M(FeCl₃)=162,5

### 🧱 §52 Соединения Fe

FeO — чёрный, Fe²⁺ (восстановитель!)
Fe₂O₃ — красно-бурый, Fe³⁺
Fe₃O₄ = FeO·Fe₂O₃ — чёрный, магнит
Fe(OH)₂ — белый/серо-зел. → буреет на воздухе
Fe(OH)₃ — красно-бурый
Реакции оксидов
FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O
6FeO + O₂ = 2Fe₃O₄ (FeO — восстановитель)
Fe₂O₃ + 6HNO₃ = 2Fe(NO₃)₃ + 3H₂O
Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe (термит)
Fe₃O₄ + 8HCl = FeCl₂ + 2FeCl₃ + 4H₂O
Гидроксиды
Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂O
4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃
Fe(OH)₃ + 3HCl = FeCl₃ + 3H₂O
2Fe(OH)₃ →(t) Fe₂O₃ + 3H₂O
Качественные реакции
Fe²⁺: NaOH → серо-зелёный Fe(OH)₂↓ (→ буреет)
Fe³⁺: NaOH → красно-бурый Fe(OH)₃↓
Fe³⁺: KSCN → кроваво-красный р-р
M(Fe₃O₄)=232 · M(Fe(OH)₂)=90 · M(Fe(OH)₃)=107

# Химия 9 — §1–53

Интерактивный справочник · Химия 9 кл — полный курс

⚛️ §1 Строение атома
🔢 §2 Электрон. оболочки
🔗 §3 Валентность
🔗 §4 Ковалентная связь
🔗 §5 Кратные связи
🔗 §6 Ионная связь
🔢 §7 Степень окисл.
💎 §8 Кристалл. решётки
🧪 §9 Смеси
💧 §10 Дисп. системы
⚡ §11 Растворы. ТЭД
🔄 §12 Ионный обмен
💦 §13 Гидролиз
🔬 §14 Оксиды
🧫 §15 Основания
🧪 §16 Кислоты
🧂 §17 Соли
📋 §18 Обобщение
🔥 §19 ОВР понятия
🔢 §20 Степень ок.
⚡ §21 Окислители
⚖️ §22 Эл. баланс
🔥 §23 Важн. ОВ
🧲 §24 Полуреакции
📋 §25 Итог ОВР
💨 §26 Азот. N₂
💧 §27 Аммиак
🧂 §28 Соли аммония
🌡️ §29 HNO₃
🌱 §30 Нитраты
🌿 §31 Фосфор
🏭 §32 Соединения P
🌾 §33 Удобрения
💎 §34 Углерод
💨 §35 Оксиды C
🌊 §36 H₂CO₃
🪨 §37 Кремний
🏭 §38 SiO₂
🏗️ §39 Строит. матер.
⚛️ §40 Строение
🔬 §41 Свойства
⚗️ §42 Реакции
🧪 §43 Алюминий
⚙️ §44 Железо
⚡ §45 Электролиз
🪨 §46 Mg и ЩЗМ
🔮 §47 Соед. Mg,Ca
🔍 §48 Жёсткость
✨ §49 Алюминий
🧊 §50 Соед. Al
⚙️ §51 Железо
🧱 §52 Соед. Fe
🏭 §53 Получение Fe
✏️ Задачи §1–53
§1. Строение атома. Ядро
Z
порядковый номер = число протонов = число электронов
A
массовое число = протоны + нейтроны (A = Z + N)
N
число нейтронов = A − Z
Атом — электронейтральная частица: ядро (p⁺ + n⁰) + электронные оболочки (e⁻). Число протонов = числу электронов → атом нейтрален.
Изотопы — атомы одного элемента с одинаковым Z, но разным числом нейтронов N (→ разное A).

Элемент | Обознач. | Z | A | N = A−Z
--- | --- | --- | --- | ---
Водород | ¹H | 1 | 1 | 0
Дейтерий | ²H | 1 | 2 | 1
Тритий | ³H | 1 | 3 | 2
Углерод-12 | ¹²C | 6 | 12 | 6
Углерод-14 | ¹⁴C | 6 | 14 | 8
Хлор-35 | ³⁵Cl | 17 | 35 | 18
Хлор-37 | ³⁷Cl | 17 | 37 | 20
Железо-56 | ⁵⁶Fe | 26 | 56 | 30

Интерактив: выбери элемент
⚛️ Интерактивная модель атома Бора
Z: Na (Z=11) A: A=23
Попробуй 5+ элементов для бонуса!
§2. Электронные оболочки атомов
Принцип Паули: на одной орбитали не более 2 электронов с противоположными спинами (↑↓).
Правило Хунда: электроны сначала занимают каждую орбиталь подуровня по одному (↑), затем спариваются.
Макс. e⁻ на уровне n: 2n² (n=1: 2; n=2: 8; n=3: 18; n=4: 32)

Уровень n | Подуровни | Орбиталей | Макс. e⁻
--- | --- | --- | ---
1 | 1s | 1 | 2
2 | 2s, 2p | 1+3=4 | 8
3 | 3s, 3p, 3d | 1+3+5=9 | 18
4 | 4s, 4p, 4d, 4f | 1+3+5+7=16 | 32

Электронная конфигурация
🔬 Заполнение подуровней (правило Клечковского)
§3. Валентность атомов в свете электронной теории
Валентность — число ковалентных связей, которые атом образует. В основном состоянии = числу неспаренных электронов. В возбуждённом — больше (за счёт перехода электронов).
⚠ Азот N не имеет d-орбиталей на 2-м уровне → максимальная валентность IV (через д-а механизм). Сера и фосфор — могут возбуждаться до VI и V.

Элемент | Осн. сост. | Возб. сост. | Валентности
--- | --- | --- | ---
H | 1s¹ → 1 неспар. | — | I
C | 2s²2p² → 2 неспар. | 2s¹2p³ → 4 неспар. | II, IV
N | 2s²2p³ → 3 неспар. | нет d-орб. → IV (д-а) | III, IV
O | 2s²2p⁴ → 2 неспар. | — | II
S | 3s²3p⁴ → 2 неспар. | 3s¹3p³3d² → 6 неспар. | II, IV, VI
P | 3s²3p³ → 3 неспар. | 3s¹3p³3d¹ → 5 неспар. | III, V
Cl | 3s²3p⁵ → 1 неспар. | до 3d → I, III, V, VII | I, III, V, VII

Нажми элемент — узнай валентности
H
Водород
Валентность: I
C
Углерод
Валентности: II, IV
Возбуждение: 2s¹2p³
N
Азот
Валентности: III, IV
Нет d-орбит. на 2 уровне!
O
Кислород
Валентность: II
Нет d-орбит., не возбуждается
S
Сера
Валентности: II, IV, VI
Макс. → 3s¹3p³3d²
P
Фосфор
Валентности: III, V
Макс. → 3s¹3p³3d¹
Cl
Хлор
Валентности: I,III,V,VII
d-орбит. доступны
Si
Кремний
Валентности: II, IV
Наиболее устойчива IV
§4. Ковалентная связь. Электроотрицательность
Ковалентная связь — образована за счёт обобществления пары электронов двумя атомами. Чем больше разность ЭО — тем более полярная связь.
ЭО по возрастанию: Cs < K < Na < Li < Mg < Al < H < P < C < S < N < Cl < O < F

Тип связи | Условие | Примеры
--- | --- | ---
Неполярная ковалентная | ΔЭО = 0 (одинаковые атомы) | H₂, O₂, N₂, Cl₂, F₂
Полярная ковалентная | 0 < ΔЭО < 1,7 | HCl, H₂O, NH₃, CO₂, CH₄
Ионная | ΔЭО > 1,7 | NaCl, KBr, MgO, CaF₂

Нажми молекулу — узнай тип связи
H₂
Какой тип?
Неполярная ковалентная
ΔЭО = 0
HCl
Какой тип?
Полярная ковалентная
ΔЭО = 3,16−2,20 = 0,96; Hδ⁺–Clδ⁻
H₂O
Какой тип?
Полярная ковалентная
ΔЭО(O−H) = 1,40; Hδ⁺–Oδ⁻–Hδ⁺
NaCl
Какой тип?
Ионная
ΔЭО = 3,16−0,93 = 2,23
N₂
Какой тип?
Неполярная ковалентная
ΔЭО = 0; тройная N≡N
NH₃
Какой тип?
Полярная ковалентная
ΔЭО(N−H) = 0,84
CO₂
Какой тип?
Полярная ков. (O=C=O)
Молекула линейная → неполярная в целом
MgO
Какой тип?
Ионная
ΔЭО = 3,44−1,31 = 2,13
Cl₂
Какой тип?
Неполярная ковалентная
ΔЭО = 0
🌡️ Сравнение ЭО и полярность связи
—
O
δ+ δ−
H
Полярная ковалентная
Тепловая карта ЭО (по Полингу)
§5. Кратные связи. Донорно-акцепторный механизм
σ-связь — осевое перекрывание орбиталей вдоль линии связи. Первая связь между атомами — всегда σ.
π-связь — боковое перекрывание p-орбиталей выше и ниже оси. Образует дополнительные (кратные) связи.
Донорно-акцепторный механизм: донор предоставляет готовую пару электронов → акцептор принимает на свободную орбиталь. Связь равноценна обменной.
NH₃ (донор: неподелённая пара) + H⁺ (акцептор: пустая 1s) → NH₄⁺

Молекула | Тип | σ-связей | π-связей | Кратность
--- | --- | --- | --- | ---
H–H | Одинарная | 1 | 0 | 1
O=O | Двойная | 1 | 1 | 2
N≡N | Тройная | 1 | 2 | 3
H₂C=CH₂ | C=C двойная | 5 | 1 | —
HC≡CH | C≡C тройная | 3 | 2 | —

Переключи кратность
Одинарная
Двойная
Тройная
Д-А механизм
H
H
H–H: 1 σ-связь. Пример: H₂, Cl₂, F₂, одинарные C–C в алканах.
O
O
O=O: 1σ + 1π. Пример: O₂, C=O (CO₂), C=C (этилен).
π-связь слабее σ → двойная связь реакционноспособна.
N
N
N≡N: 1σ + 2π. Энергия 946 кДж/моль → N₂ очень инертен.
Пример: N₂, C≡C (ацетилен), C≡N (цианид).
1 NH₃ имеет неподелённую пару электронов на N → выступает донором
2 H⁺ имеет пустую орбиталь → выступает акцептором
3 NH₃ + H⁺ → NH₄⁺ — ион аммония; все 4 связи N–H равноценны
§6. Ионная связь. Металлическая связь
Ионная связь — электростатическое притяжение между разноимённо заряженными ионами. Образуется при передаче электронов от металла к неметаллу.
Металлическая связь — катионы металла удерживаются «электронным газом» (делокализованные электроны). Объясняет: электропроводность, теплопроводность, пластичность.
Образование NaCl:
Na⁰
2,8,1
→ −e⁻
Na⁺
2,8
+
Cl⁰
2,8,7
→ +e⁻
Cl⁻
2,8,8
→
Na⁺Cl⁻
NaCl

Тип | В узлах | Связь | Свойства | Примеры
--- | --- | --- | --- | ---
Ионная | Ионы | Кулоновское притяжение | Высокая т.пл., хрупкость, электролит в р-ре | NaCl, KOH, MgO
Металлическая | Катионы + e⁻ газ | Металлическая | Пластичность, электро- и теплопроводность | Fe, Cu, Al, Na

Определи тип связи
KCl
Тип связи?
Ионная
K⁺ + Cl⁻
Fe
Тип связи?
Металлическая
Fe²⁺/Fe³⁺ + e⁻ газ
CaO
Тип связи?
Ионная
Ca²⁺ + O²⁻
Al
Тип связи?
Металлическая
Al³⁺ + е⁻ газ
Na₂O
Тип связи?
Ионная
2Na⁺ + O²⁻
Cu
Тип связи?
Металлическая
Cu²⁺ + e⁻ газ → пластична
⚡ Анимация образования ионной связи
Na
Z=11
+
→
Cl
Z=17
−
§7. Степень окисления
Степень окисления (СО) — условный заряд атома при допущении, что все общие пары электронов смещены к более электроотрицательному атому.
Правила определения СО:
1. В простых веществах: СО = 0 (H₂, Fe, O₂)
2. H обычно +1 (кроме гидридов: NaH → H = −1)
3. O обычно −2 (кроме: H₂O₂ → O = −1; OF₂ → O = +2)
4. Сумма СО всех атомов в молекуле = 0 (в ионе = заряду иона)

Вещество | Алгоритм | СО элемента
--- | --- | ---
H₂SO₄ | 2(+1) + S + 4(−2) = 0 → S = +6 | S = +6
KMnO₄ | (+1) + Mn + 4(−2) = 0 → Mn = +7 | Mn = +7
HNO₃ | (+1) + N + 3(−2) = 0 → N = +5 | N = +5
H₃PO₄ | 3(+1) + P + 4(−2) = 0 → P = +5 | P = +5
Na₂Cr₂O₇ | 2(+1) + 2Cr + 7(−2) = 0 → Cr = +6 | Cr = +6
NH₄⁺ | N + 4(+1) = +1 → N = −3 | N = −3
Fe₃O₄ | 3Fe + 4(−2) = 0 → Fe = +8/3 ≈ 2,67 (смешанная) | Fe = +8/3

Найди СО — нажми правильный ответ
§8. Кристаллические решётки
Тип кристаллической решётки определяет все физические свойства вещества: твёрдость, температуру плавления, электропроводность, растворимость.
Атомная
💎
В узлах: атомы
Связь: ковалентная (очень прочная)
Свойства: очень твёрдые, высокая т.пл., нелетучие, нерастворимы
Примеры: алмаз, графит, SiO₂, Si
Молекулярная
❄️
В узлах: молекулы
Связь между узлами: ван-дер-Ваальс (слабая)
Свойства: мягкие, низкая т.пл., летучие
Примеры: лёд H₂O, CO₂ (сухой лёд), I₂, HCl
Ионная
🧂
В узлах: ионы (+/−)
Связь: кулоновское притяжение
Свойства: твёрдые, хрупкие, высокая т.пл., электролиты в р-ре
Примеры: NaCl, KBr, MgO, CaF₂
Металлическая
⚙️
В узлах: катионы металла + «e⁻ газ»
Связь: металлическая (делокализованные e⁻)
Свойства: пластичность, электро- и теплопроводность, блеск
Примеры: Fe, Cu, Al, Na, Pb
Нажми на решётку — увидишь свойства. Определи тип для веществ:
💎 3D-модели кристаллических решёток
§9. Смеси. Способы разделения
Смесь — система из двух и более веществ без химического взаимодействия. Состав произволен. Делятся на однородные (гомогенные, нет границы раздела) и неоднородные (гетерогенные).

Метод | Принцип | Применяется для | Пример
--- | --- | --- | ---
Фильтрование | Размер частиц | Нерастворимый осадок + жидкость | Мел в воде, песок в воде
Отстаивание | Плотность | Несмешив. жидкости или осадок | Нефть + вода, муть в воде
Перегонка (дистилляция) | Разные t кипения | Смешивающиеся жидкости | Вода + спирт, нефтепродукты
Кристаллизация | Растворимость | Твёрдое вещество из раствора | NaCl из рассола, сахар
Магнит | Магнитные свойства | Смесь с железом | Fe + S, опилки Fe в песке
Делительная воронка | Несмешиваемость | Две жидкости разной плотности | Бензин + вода
Хроматография | Адсорбция | Красители, аминокислоты | Разделение пигментов листа

Выбери правильный метод разделения
1. Смесь Fe-опилок и серы S:
Магнит
Фильтрование
Перегонка
2. Вода + спирт (оба жидкие, смешиваются):
Отстаивание
Перегонка (дистилляция)
Фильтрование
3. NaCl растворён в воде, нужно получить кристаллы соли:
Фильтрование
Перегонка
Кристаллизация (упарка)
4. Бензин + вода (не смешиваются):
Делительная воронка / отстаивание
Перегонка
Фильтрование
§10. Дисперсные системы
Дисперсная система = дисперсионная среда (сплошная) + дисперсная фаза (раздроблённая). Классифицируют по размеру частиц дисперсной фазы.
Истинные растворы
<1 нм
Раствор NaCl
Раствор сахара
Раствор HCl
✓ Прозрачны
✓ Нет эффекта Тиндаля
✓ Не оседают
✓ Проходят через фильтр и мембрану
Коллоидные растворы
1–100 нм
Молоко (эмульсия)
Туман (аэрозоль)
Дым
Кровь, желатин
✓ Опалесценция
✓ Эффект Тиндаля ✓
✓ Не оседают
✗ Не проходят через мембрану
Взвеси
>100 нм
Мел в воде (сусп.)
Речной ил
Масло в воде (эм.)
✓ Непрозрачны
✓ Частицы видны
✗ Быстро оседают
✗ Задерживаются фильтром
Эффект Тиндаля — рассеивание пучка света коллоидными частицами (1–100 нм). Луч виден как светящийся конус (туман в лесу, дым в луче фонаря).
Коагуляция — укрупнение коллоидных частиц при добавлении электролита (нейтрализация зарядов) → выпадение осадка.
Нажми на пример — узнай тип
💡 Эффект Тиндаля — интерактивная демонстрация
Истинный р-р (NaCl)
Коллоид (молоко)
Суспензия (мел/H₂O)
§11. Растворы. Теория электролитической диссоциации
ТЭД (Аррениус, 1887): электролиты при растворении (или плавлении) распадаются на ионы — катионы (+) и анионы (−), которые движутся независимо.
Кислоты → H⁺ + анион кислотного остатка
HCl → H⁺ + Cl⁻ | H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻
Основания → катион металла + OH⁻
NaOH → Na⁺ + OH⁻ | Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2OH⁻
Соли → катион металла + анион кислотного остатка
Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄²⁻ | CaCl₂ → Ca²⁺ + 2Cl⁻

| Сильные электролиты (α ≈ 1) | Слабые электролиты (α ≪ 1)
--- | --- | ---
Кислоты | HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄ | H₂CO₃, H₂S, HF, CH₃COOH, H₃PO₄
Основания | NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ | NH₃·H₂O, Fe(OH)₂, Cu(OH)₂
Соли | Почти все растворимые соли | —

Нажми — узнай уравнение диссоциации
H₂SO₄
Диссоциация?
H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻
(сильная, полная)
Na₃PO₄
Диссоциация?
Na₃PO₄ → 3Na⁺ + PO₄³⁻
(сильный электролит)
Al₂(SO₄)₃
Диссоциация?
Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄²⁻
5 ионов на 1 ф.е.
CH₃COOH
Диссоциация?
CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺
(слабая, обратимая)
Ca(OH)₂
Диссоциация?
Ca(OH)₂ → Ca²⁺ + 2OH⁻
(щёлочь, полная)
Fe₂(SO₄)₃
Диссоциация?
Fe₂(SO₄)₃ → 2Fe³⁺ + 3SO₄²⁻
5 ионов на 1 ф.е.
💧 Анимация диссоциации
§12. Реакции ионного обмена (РИО)
РИО идут до конца, если образуется:
▸ Осадок ↓ (нерастворимое вещество)
▸ Газ ↑ (CO₂, NH₃, H₂S…)
▸ Слабый электролит (H₂O, CH₃COOH, NH₃·H₂O…)
1 МУ — молекулярное уравнение: BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl
2 ПИУ — все сильные электролиты разбиваем на ионы:
Ba²⁺ + 2Cl⁻ + 2Na⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2Cl⁻
3 КИУ — сокращаем одинаковые ионы:
Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓
Нажми — увидишь КИУ
NaOH + HCl
КИУ?
H⁺ + OH⁻ → H₂O
(нейтрализация)
Na₂CO₃ + HCl
КИУ?
CO₃²⁻ + 2H⁺ → H₂O + CO₂↑
(газ)
AgNO₃ + NaCl
КИУ?
Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓
(белый осадок)
KCl + NaNO₃
КИУ?
Реакция НЕ ИДЁТ
(все продукты растворимы)
CuSO₄ + NaOH
КИУ?
Cu²⁺ + 2OH⁻ → Cu(OH)₂↓
(синий осадок)
Na₂S + HCl
КИУ?
S²⁻ + 2H⁺ → H₂S↑
(газ с запахом)
⚗️ Пошаговое составление ионных уравнений
МУ:
ПИУ:
КИУ:
§14. Оксиды
Оксид — бинарное соединение элемента с кислородом. Делятся на: основные (оксиды металлов: Na₂O, CaO), кислотные (оксиды неметаллов: SO₃, CO₂), амфотерные (Al₂O₃, ZnO), несолеобразующие (CO, NO).

Тип | Реагирует с | Уравнения
--- | --- | ---
Основной (Na₂O, CaO) | Кислота, кислотный оксид, H₂O (акт.) | Na₂O + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O CaO + H₂O → Ca(OH)₂
Кислотный (SO₃, CO₂, P₂O₅) | Основание, основной оксид, H₂O | SO₃ + 2NaOH → Na₂SO₄ + H₂O CO₂ + H₂O → H₂CO₃
Амфотерный (Al₂O₃, ZnO) | И кислоты, и основания | Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]

Нажми оксид — узнай тип
Na₂O
Тип?
Основной
+ H₂O → 2NaOH (щёлочь)
SO₃
Тип?
Кислотный
+ H₂O → H₂SO₄
Al₂O₃
Тип?
Амфотерный
+ HCl → AlCl₃; + NaOH → Na[Al(OH)₄]
CO₂
Тип?
Кислотный
+ Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + H₂O
ZnO
Тип?
Амфотерный
+ HCl → ZnCl₂; + NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O
CO
Тип?
Несолеобразующий
Не образует кислоты/соли, восстановитель
§15. Основания
Основания — электролиты, диссоциирующие с образованием OH⁻. Щёлочи — растворимые основания (NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂).

Реакция | Уравнение | Условие
--- | --- | ---
Основание + кислота | NaOH + HCl → NaCl + H₂O | Всегда (нейтрализация)
Основание + кислотный оксид | 2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O | Всегда
Щёлочь + соль | 2NaOH + CuSO₄ → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄ | Если выпадает осадок
Нагрев нераств. основания | Cu(OH)₂ → CuO + H₂O | t°
Щёлочь + амфотерный оксид | 2NaOH + ZnO → Na₂ZnO₂ + H₂O | —
Щёлочь + амф. гидроксид | NaOH + Al(OH)₃ → Na[Al(OH)₄] | —

Реакция идёт или нет?
§16. Кислоты
Кислоты — электролиты, диссоциирующие с образованием H⁺. Классифицируют по: числу H⁺ (одно-/двух-/трёхосновные), наличию O (кисл./бескисл.), силе (сильные/слабые).

Реакция | Уравнение | Условие
--- | --- | ---
Кислота + основание | HCl + NaOH → NaCl + H₂O | Нейтрализация, всегда
Кислота + основной оксид | H₂SO₄ + CuO → CuSO₄ + H₂O | Всегда
Кислота + металл (до H₂) | Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑ | Металл до H₂ в ряду активности
Кислота + соль | Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂↑ | Если образуется ↓, ↑ или слабый эл-т

⚠ Конц. H₂SO₄ и HNO₃ — особые окислители: реагируют с металлами иначе (не выделяют H₂!). Пассивируют Fe, Al, Cr.
Реагирует металл с кислотой?
§17. Соли
Соли — электролиты, диссоциирующие на катион металла (или NH₄⁺) и анион кислотного остатка. Средние (NaCl), кислые (NaHCO₃, NaH₂PO₄), основные (FeOHCl).

Реакция | Уравнение | Условие
--- | --- | ---
Соль + кислота (сильная) | Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂↑ | Если более слабая кислота вытесняется
Соль + щёлочь | CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄ | Если осадок
Соль + соль | BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl | Если осадок
Соль + металл (акт.) | Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu↓ | Если металл активнее металла в соли
Соль (термолиз) | CaCO₃ → CaO + CO₂↑ | При нагреве

Назови анион — нажми формулу
NaCl
Анион?
Хлорид Cl⁻
→ хлорид натрия
CaSO₄
Анион?
Сульфат SO₄²⁻
→ сульфат кальция
K₂CO₃
Анион?
Карбонат CO₃²⁻
→ карбонат калия
Fe(NO₃)₃
Анион?
Нитрат NO₃⁻
→ нитрат железа(III)
Na₃PO₄
Анион?
Фосфат PO₄³⁻
→ фосфат натрия
NaHCO₃
Тип соли?
Кислая соль
Гидрокарбонат натрия (HCO₃⁻)
§18. Обобщение классов неорганических соединений
Генетический ряд — последовательность взаимных превращений веществ одного элемента, связывающая все классы неорганических соединений.
Генетический ряд металла (Na):
Na
+O₂ →
Na₂O
+H₂O →
NaOH
+HCl →
NaCl
Генетический ряд неметалла (S):
S
+O₂ →
SO₂
+H₂O →
H₂SO₃
+NaOH →
Na₂SO₃

Класс | Пример | Связь с другими классами
--- | --- | ---
Металл | Na, Ca, Al | → осн. оксид (+O₂); → соль (+кислота)
Основной оксид | Na₂O, CaO | → основание (+H₂O); → соль (+к-та или кисл. окс.)
Основание | NaOH, Ca(OH)₂ | → соль (+кислота); → оксид (+t, нераств.)
Кислота | HCl, H₂SO₄ | → соль (+основание/осн.окс./металл)
Кислотный оксид | SO₃, CO₂ | → кислота (+H₂O); → соль (+основание/осн.окс.)
Соль | NaCl, CuSO₄ | → основание (+щёлочь); → кислота (+сильная к-та)

Амфотерные вещества (Al₂O₃, Al(OH)₃, ZnO, Zn(OH)₂) реагируют и с кислотами, и с щёлочами.
🏗️ Построй генетический ряд
§19. Окислительно-восстановительные реакции. Понятие
ОВР — реакции с изменением степеней окисления атомов (перенос электронов от восстановителя к окислителю).
Окисление — отдача e⁻ → СО повышается
Восстановитель отдаёт e⁻ и окисляется
Восстановление — приём e⁻ → СО понижается
Окислитель принимает e⁻ и восстанавливается

Реакция | Окислитель | Восстановитель
--- | --- | ---
2Mg + O₂ → 2MgO | O₂ (O⁰ → O²⁻) | Mg (Mg⁰ → Mg²⁺)
Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑ | H⁺ (H⁺ → H⁰) | Zn (Zn⁰ → Zn²⁺)
Fe + S → FeS | S (S⁰ → S²⁻) | Fe (Fe⁰ → Fe²⁺)
2Fe₂O₃ + 3C → 4Fe + 3CO₂ | Fe³⁺ (Fe³⁺ → Fe⁰) | C (C⁰ → C⁴⁺)

Нажми — определи окислитель и восстановитель
2Na + Cl₂ → 2NaCl
Окисл. / Восст.?
Окислитель: Cl₂ (Cl⁰→Cl⁻)
Восстановитель: Na (Na⁰→Na⁺)
Cu + 2AgNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2Ag
Окисл. / Восст.?
Окислитель: Ag⁺ (→Ag⁰)
Восстановитель: Cu (Cu⁰→Cu²⁺)
2H₂O₂ → 2H₂O + O₂
Диспропорц.?
Да! O⁻¹→O²⁻ (окисл.) и O⁻¹→O⁰ (восст.)
H₂O₂ — и окислитель, и восстановитель
🎴 Мемо-игра: термины ОВР
§20. Метод электронного баланса (МЭБ)
Суть МЭБ: число электронов, отданных восстановителем = числу электронов, принятых окислителем.
1Расставить СО всем атомам → найти изменяющиеся
2Написать полуреакции окисления и восстановления
3Найти НОК → коэффициенты перед восстановителем и окислителем
4Расставить остальные коэффициенты, проверить баланс атомов
Пример: Fe + Cl₂ → FeCl₃
Fe⁰ − 3e⁻ → Fe³⁺ |×2
(восстановитель, окисляется)
Cl₂⁰ + 2e⁻ → 2Cl⁻ |×3
(окислитель, восстанавливается)
НОК(3,2) = 6: Fe×2, Cl₂×3
Ответ: 2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃
Разбор реакций пошагово — нажми
Cu + H₂SO₄(конц)
МЭБ →?
Cu⁰−2e⁻→Cu²⁺ (×1)
S⁺⁶+2e⁻→S⁺⁴ (×1)
Cu+2H₂SO₄→CuSO₄+SO₂↑+2H₂O
Zn + HNO₃(разб)
МЭБ →?
Zn⁰−2e⁻→Zn²⁺ (×4)
N⁺⁵+8e⁻→N⁻³ (×1)
4Zn+10HNO₃(разб)→4Zn(NO₃)₂+NH₄NO₃+3H₂O
MnO₂ + HCl
МЭБ →?
Mn⁺⁴+2e⁻→Mn²⁺ (×1)
Cl⁻−1e⁻→Cl⁰ (×2)
MnO₂+4HCl→MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O
⚖️ Метод электронного баланса: пошаговый разбор
§31. Фосфор. Аллотропия
Три аллотропии фосфора: белый P₄ (ядовит, самовоспламеняется), красный (полимер, менее ядовит), чёрный (слоистый, полупроводник).
Белый P₄
⚠️
Молекулы P₄ (тетраэдры)
t°всп ≈ 34°C — самовоспламеняется!
Ядовит, хранят под водой
Светится в темноте
Красный P
🔴
Полимерная структура
Нет чёткой t°пл, t°восп ≈ 260°C
Менее ядовит
Применение: коробки спичек (тёрка)
Чёрный P
⬛
Слоистая структура (как графит)
Полупроводник
Наиболее термодинамически стабилен
Получают при высоком давлении

Реакция P | Уравнение
--- | ---
Горение (изб. O₂) | 4P + 5O₂ → 2P₂O₅
С хлором (нед. Cl₂) | 2P + 3Cl₂ → 2PCl₃
С хлором (изб. Cl₂) | 2P + 5Cl₂ → 2PCl₅
С металлами | 3Ca + 2P → Ca₃P₂ (фосфид)

§32. Соединения фосфора. H₃PO₄
P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄ — ортофосфорная кислота, трёхосновная, средней силы. Не летучая, нет окислительных свойств при обычной t.

Нейтрализация H₃PO₄ | Соль | Пример
--- | --- | ---
Полная (3 OH⁻ на 1 H₃PO₄) | Ортофосфат (PO₄³⁻) | 3NaOH + H₃PO₄ → Na₃PO₄ + 3H₂O
2/3 (2 OH⁻) | Гидрофосфат (HPO₄²⁻) | 2NaOH + H₃PO₄ → Na₂HPO₄ + 2H₂O
1/3 (1 OH⁻) | Дигидрофосфат (H₂PO₄⁻) | NaOH + H₃PO₄ → NaH₂PO₄ + H₂O

Качественная реакция на PO₄³⁻: 3Ag⁺ + PO₄³⁻ → Ag₃PO₄↓ (жёлтый осадок)
Нажми — узнай соль
P₂O₅ + H₂O
Продукт?
P₂O₅ + 3H₂O → 2H₃PO₄
Ортофосфорная кислота
Ca₃(PO₄)₂ + H₂SO₄
Продукт?
Ca₃(PO₄)₂ + 3H₂SO₄ → 3CaSO₄ + 2H₃PO₄
Суперфосфат
Ag⁺ + H₃PO₄
Осадок?
3Ag⁺ + PO₄³⁻ → Ag₃PO₄↓
Жёлтый осадок — кач. р-я на PO₄³⁻
⚠️ Правило разбавления H₂SO₄
✗ Воду в кислоту
✓ Кислоту в воду
🍬 Обугливание сахара конц. H₂SO₄
C₁₂H₂₂O₁₁
§33. Минеральные удобрения

Группа | Удобрение | Формула | % N/P/K
--- | --- | --- | ---
Азотные | Аммиачная селитра | NH₄NO₃ | 34% N
Мочевина (карбамид) | CO(NH₂)₂ | 46% N
Сульфат аммония | (NH₄)₂SO₄ | 21% N
Фосфорные | Суперфосфат простой | Ca(H₂PO₄)₂ + CaSO₄ | ~20% P₂O₅
Двойной суперфосфат | Ca(H₂PO₄)₂ | ~45% P₂O₅
Калийные | Хлорид калия | KCl | ~60% K₂O
Сульфат калия | K₂SO₄ | ~54% K₂O
Комплексные | Нитрофоска, нитроаммофоска | N+P+K | NPK

Известкование почвы: CaCO₃ (известняк) или Ca(OH)₂ вносят для нейтрализации кислых почв: Ca(OH)₂ + 2H⁺ → Ca²⁺ + 2H₂O
Нажми — узнай удобрение
NH₄NO₃
Группа?
Азотное — аммиачная селитра
34% N, широко применяется
KCl
Группа?
Калийное — хлорид калия
Из природного сильвинита KCl·NaCl
Ca(H₂PO₄)₂
Группа?
Фосфорное — суперфосфат
Ca₃(PO₄)₂ + 2H₂SO₄ → Ca(H₂PO₄)₂ + 2CaSO₄
§34. Углерод. Аллотропия
Алмаз
💎
Атомная решётка; каждый C — 4 связи
Твёрдость 10 (Моос)
Не проводит ток
Применение: режущие инструменты, ювелирное дело
Графит
✏️
Слоистая структура (гексагон. сетки)
Слои слабо связаны (ван-дер-Ваальс)
Мягкий, электропроводен
Применение: карандаши, электроды, смазки
Фуллерен C₆₀
⚽
60 атомов C — «футбольный мяч»
12 пятиугольников + 20 шестиугольников
Открыт в 1985 г.
Молекулярная решётка

Реакция C | Уравнение | Роль C
--- | --- | ---
Горение (изб. O₂) | C + O₂ → CO₂ | Восстановитель
Горение (нед. O₂) | 2C + O₂ → 2CO | Восстановитель
Восстановление оксидов | 2CuO + C → 2Cu + CO₂ | Восстановитель (металлургия)
Адсорбция | — | Активированный уголь поглощает газы

💎 3D-галерея аллотропных модификаций углерода
§35. Оксиды углерода CO и CO₂
CO — угарный газ
Бесцветный, без запаха, ядовит (блокирует гемоглобин → COHb)
Несолеобразующий оксид
Горит: 2CO + O₂ → 2CO₂
Восстановитель: Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂
CO₂ — углекислый газ
Кислотный оксид; тяжелее воздуха
+ H₂O → H₂CO₃
+ Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + H₂O (кач. р-я!)
Парниковый эффект (поглощает ИК)
CO или CO₂? — нажми
Ядовит, блокирует Hb
CO или CO₂?
CO (угарный газ)
COHb прочнее OHb → нарушение О₂ переноса
Мутит известковую воду
CO или CO₂?
CO₂
CO₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + H₂O
Восстанавливает Fe из Fe₂O₃
CO или CO₂?
CO
Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂ (доменная печь)
Парниковый эффект
CO или CO₂?
CO₂
Поглощает ИК-излучение → нагрев атмосферы
§36. Угольная кислота. Жёсткость воды
H₂CO₃ — слабая двухосновная кислота; существует только в растворе: CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃. Соли: карбонаты (CO₃²⁻) и гидрокарбонаты (HCO₃⁻).
Врем.
Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂ — устраняется кипячением
Пост.
CaSO₄, MgSO₄ — не устраняется кипячением
Полная
временная + постоянная жёсткость

Тип жёсткости | Причина | Устранение | Уравнение
--- | --- | --- | ---
Временная | Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂ | Кипячение | Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ + H₂O + CO₂↑
Постоянная | CaSO₄, MgSO₄ | Na₂CO₃ или Na₃PO₄ | Ca²⁺ + CO₃²⁻ → CaCO₃↓

Как устранить жёсткость?
Временная жёсткость
Метод?
Кипячение:
Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ + H₂O + CO₂↑
Постоянная жёсткость
Метод?
Добавить Na₂CO₃:
Ca²⁺ + CO₃²⁻ → CaCO₃↓
Na₂CO₃ + HCl
Продукты?
Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂↑
💧 Демонстрация жёсткости воды
Мягкая вода
Много пены 🫧
Жёсткая вода
Накипь + осадок 🪨
§37. Кремний Si
Si — полупроводник (между металлом и диэлектриком). Атомная решётка (как алмаз). В природе: SiO₂, силикаты — самые распространённые минералы земной коры.

Реакция Si | Уравнение | Особенность
--- | --- | ---
С O₂ | Si + O₂ → SiO₂ | При нагреве
С HF (единств. кислота!) | Si + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂↑ | HF — единственная кислота, растворяющая Si
Со щёлочами | Si + 2NaOH + H₂O → Na₂SiO₃ + 2H₂↑ | Амфотерные свойства
С металлами | 2Ca + Si → Ca₂Si (силицид) | При нагреве

Применение Si: полупроводниковая электроника (транзисторы, процессоры), солнечные батареи, оптоволокно (SiO₂).
Нажми — реакция Si
Si + HF
Реакция?
Si + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂↑
Только HF растворяет Si (и SiO₂)!
Si + NaOH
Реакция?
Si + 2NaOH + H₂O → Na₂SiO₃ + 2H₂↑
Амфотерный характер Si
Si + HCl(конц.)
Реакция?
Реакция не идёт!
Si устойчив к большинству кислот
§38. SiO₂ и силикаты
SiO₂ — кислотный оксид; очень твёрдый (атомная решётка), t°пл ≈ 1700°C. Не реагирует с водой, но реагирует с щёлочами и HF.

Реакция SiO₂ | Уравнение
--- | ---
+ NaOH (расплав/р-р) | SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O
+ Na₂CO₃ (сплавление) | SiO₂ + Na₂CO₃ → Na₂SiO₃ + CO₂↑
+ HF | SiO₂ + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂O (травление стекла)
С H₂O | Реакция НЕ ИДЁТ

Na₂SiO₃ — «жидкое стекло»: р-р в воде; огнезащитное покрытие, клей.
H₂SiO₃ — слабее H₂CO₃; белый гель; H₂SiO₃ → SiO₂ + H₂O при нагреве.
Стекло: Na₂CO₃ + CaCO₃ + SiO₂ → Na₂O·CaO·6SiO₂ (сплавление).
Реагирует ли SiO₂?
SiO₂ + HF
Реакция?
Да! SiO₂ + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂O
Травление стекла, обработка Si
SiO₂ + H₂O
Реакция?
Нет реакции
SiO₂ не растворяется в воде
SiO₂ + NaOH
Реакция?
SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O
«Жидкое стекло»
SiO₂ + HCl
Реакция?
Нет реакции
(только HF реагирует с SiO₂)
§39. Строительные материалы на основе силикатов
Силикатная промышленность производит стекло, цемент, керамику (кирпич, фарфор, фаянс) — основные строительные материалы.
Известь
🪨
CaCO₃ → CaO + CO₂ (обжиг, ~1000°C)
CaO + H₂O → Ca(OH)₂ + Q (гашение)
Ca(OH)₂ → «гашёная известь», «пушонка»
Известковый раствор затвердевает: Ca(OH)₂+CO₂→CaCO₃
Цемент
🏗️
Сырьё: CaCO₃ (известняк) + Al₂Si₂O₅(OH)₄ (глина)
Обжиг → Ca-алюмосиликаты
+ вода → гидратация → твердение
Бетон = цемент + песок + гравий + вода
Стекло
🪟
Na₂CO₃ + CaCO₃ + SiO₂ (1500°C)
→ Na₂SiO₃ + CaSiO₃ + 2CO₂
Состав: Na₂O·CaO·6SiO₂
HF травит стекло!
Керамика
🏺
Сырьё: каолин Al₂Si₂O₅(OH)₄
+ полевой шпат + кварц
Обжиг 1300–1400°C → фарфор (плотный)
Кирпич: более низкий обжиг

Реакция | Уравнение
--- | ---
Обжиг известняка | CaCO₃ → CaO + CO₂↑ (~1000°C)
Гашение извести | CaO + H₂O → Ca(OH)₂ + Q
Карбонизация | Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O

🏭 Производство силикатных материалов
§22. ОВР в водных растворах. Влияние среды
Среда реакции (кислая / нейтральная / щелочная) определяет продукты восстановления сильных окислителей — KMnO₄, K₂Cr₂O₇.

Реакция | Особенности | Уравнение
--- | --- | ---
Cu + HNO₃ конц. | N⁺⁵ → N⁺⁴ (NO₂) | Cu + 4HNO₃(к) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O
Cu + HNO₃ разб. | N⁺⁵ → N⁺² (NO) | 3Cu + 8HNO₃(р) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O
Fe + HNO₃ разб. | Fe⁰ → Fe³⁺ (избыток к-ты) | Fe + 4HNO₃(р) → Fe(NO₃)₃ + NO↑ + 2H₂O
Fe + конц. H₂SO₄ / HNO₃ (хол.) | Пассивация! | Реакции не идут
Zn + H₂SO₄ конц. | S⁺⁶ → S⁺⁴ (SO₂) | Zn + 2H₂SO₄(к) → ZnSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

Выбери металл + кислоту — узнай продукт
🧪 Интерактивный pH-метр
pH 0–14
Лакмус
Метилоранж
Фенолфталеин
7.0
§23. Электрохимическая коррозия металлов
Электрохимическая коррозия возникает при контакте двух разных металлов в присутствии электролита. Образуется гальваническая пара: более активный металл — анод (разрушается), менее активный — катод.
Пара Fe–Cu в растворе электролита:
Анод (−): Fe⁰ − 2e⁻ → Fe²⁺
(Fe активнее Cu → разрушается)
Катод (+): O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻
(в нейтральной среде)
Fe²⁺ + 2OH⁻ → Fe(OH)₂ → [+O₂] → Fe(OH)₃ → Fe₂O₃·nH₂O (ржавчина)

Метод защиты | Суть | Пример
--- | --- | ---
Покрытие (анодное) | Покрытие более активным Me (жертва) | Оцинкованное железо (Zn)
Покрытие (катодное) | Покрытие менее активным Me | Луженое железо (Sn), никелирование
Протекторная защита | Прикрепление более активного Me | Zn-протектор для Fe-трубы
Катодная защита | Внешний ток делает объект катодом | Трубопроводы
Легирование | Сплав с Cr, Ni → нержавеющая сталь | Нержавейка (18% Cr, 8% Ni)

Кто разрушится — нажми пару
Fe–Cu
Анод (разруш.)?
Анод: Fe (активнее)
Катод: Cu
Fe–Zn
Анод (разруш.)?
Анод: Zn (активнее Fe)
Катод: Fe → Fe защищено!
Al–Fe
Анод (разруш.)?
Анод: Al (активнее Fe)
Катод: Fe → Fe защищено!
Fe–Sn
Анод (разруш.)?
Анод: Fe (активнее Sn)
Катод: Sn → Fe быстро ржавеет при повреждении покрытия
🔋 Симулятор гальванической пары
+
—
—
Анод (−) ЭДС = ? Катод (+)
§24. Электролиз
Электролиз — разложение вещества под действием постоянного тока. Катод (−): восстановление катионов. Анод (+): окисление анионов.

Система | Катод (−) | Анод (+)
--- | --- | ---
Расплав NaCl | Na⁺+e⁻→Na (металл) | 2Cl⁻−2e⁻→Cl₂↑
Раствор CuSO₄ | Cu²⁺+2e⁻→Cu↓ | 2H₂O−4e⁻→O₂↑+4H⁺
Раствор NaCl | 2H₂O+2e⁻→H₂↑+2OH⁻ | 2Cl⁻−2e⁻→Cl₂↑
Раствор H₂SO₄ | 2H⁺+2e⁻→H₂↑ | 2H₂O−4e⁻→O₂↑+4H⁺

Применения: рафинирование Cu и Au; получение Al (электролиз расплава Al₂O₃); получение Cl₂ и NaOH (электролиз р-ра NaCl); гальванопластика.
Закон Фарадея: m = (M · I · t) / (n · F), где F = 96485 Кл/моль, n — число e⁻.
Что выделяется на электродах?
Расплав AlCl₃
Катод / Анод?
Катод: Al³⁺+3e⁻→Al
Анод: 2Cl⁻−2e⁻→Cl₂↑
Р-р AgNO₃
Катод / Анод?
Катод: Ag⁺+e⁻→Ag↓ (серебрение)
Анод: 2H₂O→O₂↑+4H⁺+4e⁻
Р-р Na₂SO₄
Катод / Анод?
Катод: 2H₂O+2e⁻→H₂↑+2OH⁻
Анод: 2H₂O→O₂↑+4H⁺+4e⁻
⚡ Симулятор электролиза
~ Источник тока
− Анод
+ Катод
Анод (−)
электролит
Катод (+)
§25. Тепловой эффект химических реакций
Тепловой эффект (ΔH) — теплота, поглощаемая или выделяемая в ходе реакции.
Экзотермические: ΔH < 0 (тепло выделяется)
Эндотермические: ΔH > 0 (тепло поглощается)
Закон Гесса: тепловой эффект реакции не зависит от пути (промежуточных стадий), а определяется только начальным и конечным состоянием системы.

Реакция | ΔH, кДж/моль | Тип
--- | --- | ---
C + O₂ → CO₂ | −393,5 | Экзо
2H₂ + O₂ → 2H₂O(ж) | −572 | Экзо
CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O | −890 | Экзо
N₂ + O₂ → 2NO | +180 | Эндо
CaCO₃ → CaO + CO₂ | +178 | Эндо
H⁺ + OH⁻ → H₂O | −57,3 | Экзо (нейтрализация)

Экзо или эндо? — нажми реакцию
Горение угля
Тип?
Экзотермическая (ΔH < 0)
Тепло выделяется
Разложение H₂O
Тип?
Эндотермическая (ΔH > 0)
Требует энергии (электролиз)
NaOH + HCl
Тип?
Экзотермическая
ΔH = −57,3 кДж/моль H₂O
Синтез NH₃
Тип?
Экзотермическая
N₂+3H₂→2NH₃, ΔH = −92 кДж
Обжиг CaCO₃
Тип?
Эндотермическая
CaCO₃→CaO+CO₂, ΔH = +178 кДж
Горение H₂
Тип?
Экзотермическая
2H₂+O₂→2H₂O, ΔH = −572 кДж
🔥 Энергетическая диаграмма реакции
ΔH: 178 кДж/моль
§26. Азот. Строение N₂. Свойства
78%
N₂ в воздухе
N≡N
тройная связь, E = 946 кДж/моль
−3→+5
диапазон степеней окисления
N₂ — бесцветный газ без запаха; химически инертен при н.у. из-за прочной тройной связи. Реагирует только при высоких t°, давлении или с очень активными металлами.

Реакция | Уравнение | Условия
--- | --- | ---
С O₂ | N₂ + O₂ ⇌ 2NO | >2000°C или электрическая дуга
С H₂ (синтез NH₃) | N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ | Fe-кат., 450°C, 150–200 атм
С активными Ме | 3Mg + N₂ → Mg₃N₂ 6Li + N₂ → 2Li₃N | При нагреве

Нажми реакцию — условия и уравнение
N₂ + O₂
Условия?
N₂ + O₂ ⇌ 2NO
>2000°C (молния, дуга)
СО азота: 0 → +2
N₂ + H₂
Условия?
N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃
Fe-кат., 450°C, 200 атм
СО N: 0 → −3
N₂ + Mg
Условия?
3Mg + N₂ → Mg₃N₂
При нагреве. Нитрид магния.
§27. Аммиак NH₃
−33°C
температура кипения NH₃
700:1
объёмов NH₃ растворяется в 1 объёме H₂O
−3
степень окисления N в NH₃
Получение: в лаборатории — нагрев NH₄Cl + Ca(OH)₂; в промышленности — синтез Габера: N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃ (Fe, 450°C, 200 атм).

Реакция | Уравнение | Роль NH₃
--- | --- | ---
С водой | NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻ | Слабое основание (донор)
С кислотами | NH₃ + HCl → NH₄Cl↓ (белый дым) | Основание
Горение (без кат.) | 4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O | Восстановитель
Окисление с кат. (Pt) | 4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O | Восстановитель; производство HNO₃

Свойства NH₃ — нажми реакцию
NH₃ + HNO₃
Продукт?
NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃
Нитрат аммония — удобрение
NH₃ + H₂SO₄
Продукт?
2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄
Сульфат аммония — удобрение
NH₃ + Pt + O₂
Продукт?
4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O
Первая стадия получения HNO₃
NH₃ + H₂O
Среда р-ра?
NH₃·H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻
Щелочная (слабое основание)
🔵 3D-модель молекулы NH₃ (пирамидальная)
N
H
H
H
Жёлтое облако — неподелённая пара e⁻ азота.
Нажми на неё → реакция с H⁺!
⛲ Опыт «Фонтан аммиака»
NH₃
H₂O (инд.)
§28. Соли аммония
Соли аммония (NH₄⁺) — все растворимы в воде. Гидролиз по катиону → кислая среда (pH < 7).

Реакция | Уравнение | Применение
--- | --- | ---
+ щёлочь (нагрев) | NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃↑ + H₂O | Качественная реакция на NH₄⁺
Разложение NH₄Cl | NH₄Cl → NH₃↑ + HCl↑ (возгонка) | Пары вновь соединяются
Разложение NH₄NO₃ | NH₄NO₃ → N₂O↑ + 2H₂O (умеренн. нагрев) | «Веселящий газ»

Соль | Формула | Удобрение / применение
--- | --- | ---
Нитрат аммония (аммиачная селитра) | NH₄NO₃ | 34% N, азотное удобрение
Сульфат аммония | (NH₄)₂SO₄ | 21% N, удобрение
Хлорид аммония (нашатырь) | NH₄Cl | Пайка, медицина
Карбонат аммония | (NH₄)₂CO₃ | Разрыхлитель (выпечка)

Качественная реакция на NH₄⁺
1Добавить NaOH и нагреть
2NH₄⁺ + OH⁻ → NH₃↑ + H₂O — выделяется аммиак
3Влажная лакмусовая бумажка синеет → NH₃ обнаружен!
§29. Азотная кислота HNO₃
+5
СО азота в HNO₃
NO₂
продукт с конц. HNO₃
NO
продукт с разб. HNO₃
Получение (3 стадии):
1) 4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O (Pt, 800°C)
2) 2NO + O₂ → 2NO₂
3) 3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO

Реагент | Конц. HNO₃ | Разб. HNO₃
--- | --- | ---
Cu, Ag (неакт. Ме) | Cu+4HNO₃→Cu(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O | 3Cu+8HNO₃→3Cu(NO₃)₂+2NO+4H₂O
Zn (акт. Ме) | Zn+4HNO₃→Zn(NO₃)₂+2NO₂+2H₂O | 4Zn+10HNO₃→4Zn(NO₃)₂+NH₄NO₃+3H₂O
Fe, Al, Cr | Пассивация (оксидная плёнка, реакции нет)

Конц. или разб.? — нажми
Cu + конц. HNO₃
Продукт N?
NO₂↑ (бурый газ)
N: +5 → +4
Cu + разб. HNO₃
Продукт N?
NO↑ (бесцветный, синеет на воздухе)
N: +5 → +2
Fe + конц. HNO₃
Реакция?
Пассивация! Реакции нет.
(Al, Cr — аналогично)
Zn + оч. разб. HNO₃
Продукт N?
NH₄⁺ (N: +5 → −3)
4Zn+10HNO₃→4Zn(NO₃)₂+NH₄NO₃+3H₂O
🧪 HNO₃ конц. vs разб. — реакция с Cu
Конц. HNO₃ (хол.)
Cu не реагирует
(пассивация!)
Конц. HNO₃ (гор.)
NO₂ бурый газ
Cu(NO₃)₂ р-р синий
Разб. HNO₃
NO (бесцветн.) газ
Cu(NO₃)₂ синий р-р
§30. Нитраты
Все нитраты растворимы в воде. При нагреве разлагаются — продукты зависят от положения металла в ряду активности.

Группа металлов | Продукты разложения | Пример
--- | --- | ---
Активные (Li, Na, K, Ca) | Нитрит + O₂ | 2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂↑
Средней активности (Mg…Cu) | Оксид металла + NO₂ + O₂ | 2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑
Малоактивные (Ag, Hg, Au) | Металл + NO₂ + O₂ | 2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂↑ + O₂↑
NH₄NO₃ | N₂O + H₂O | NH₄NO₃ → N₂O↑ + 2H₂O

Применение нитратов: азотные удобрения (NH₄NO₃ — аммиачная селитра, NaNO₃ — натриевая, KNO₃ — калийная), пищевые добавки E249–252, порох (KNO₃+C+S).
Продукты разложения — нажми
NaNO₃ (t)
Продукты?
2NaNO₃ → 2NaNO₂ + O₂↑
(Na — активный металл)
Fe(NO₃)₃ (t)
Продукты?
4Fe(NO₃)₃ → 2Fe₂O₃ + 12NO₂↑ + 3O₂↑
(Fe — средней акт.)
AgNO₃ (t)
Продукты?
2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂↑ + O₂↑
(Ag — малоактивный)
§21. Типичные окислители и восстановители

Окислитель | Продукт восстановления | Зависит от среды
--- | --- | ---
KMnO₄ (Mn⁺⁷) | Mn²⁺ (кисл.) / MnO₂ (нейтр.) / MnO₄²⁻ (щелочн.) | Да (сильно)
K₂Cr₂O₇ (Cr⁺⁶) | Cr³⁺ | Обычно кислая среда
HNO₃ конц. | NO₂ | Нет
HNO₃ разб. | NO (активн. Me: N₂O, N₂, NH₄⁺) | Зависит от Me
H₂SO₄ конц. | SO₂ | Нет
Cl₂, Br₂ | Cl⁻, Br⁻ | Нет
O₂ | O²⁻ | Нет
H₂O₂ | H₂O или O₂ (двойная роль) | —

Восстановитель | Продукт окисления
--- | ---
Металлы (Zn, Fe, Na…) | Катионы Zn²⁺, Fe²⁺/³⁺, Na⁺
H₂ | H⁺ (H₂O)
C, CO | CO₂
H₂S (S²⁻) | S⁰ или SO₂ (S⁴⁺)
HI, HBr | I₂, Br₂
SO₂ (S⁴⁺) | SO₃ или SO₄²⁻ (S⁶⁺)

KMnO₄ в разных средах — нажми
KMnO₄ + H₂SO₄
Кислая среда
MnO₄⁻ + 8H⁺ + 5e⁻ → Mn²⁺ + 4H₂O
Раствор обесцвечивается
KMnO₄ (нейтр.)
Нейтральная среда
MnO₄⁻ + 2H₂O + 3e⁻ → MnO₂↓ + 4OH⁻
Бурый осадок MnO₂
KMnO₄ + KOH
Щелочная среда
MnO₄⁻ + e⁻ → MnO₄²⁻
Зелёный манганат
🟣 KMnO₄ в разных средах
Кислая среда (H⁺)
→ Mn²⁺ (бесцветный)
Нейтральная
→ MnO₂ (бурый)
Щелочная (OH⁻)
→ MnO₄²⁻ (зелёный)
§13. Гидролиз солей
Гидролиз — реакция ионов соли с водой, приводящая к изменению pH раствора. Происходит, если кислота или основание, образующие соль, — слабые.

Состав соли | Гидролиз | Среда | Пример
--- | --- | --- | ---
Сл. кислота + Сил. основание | По аниону | Щелочная (pH > 7) | Na₂CO₃, CH₃COONa, Na₂S
Сил. кислота + Сл. основание | По катиону | Кислая (pH < 7) | NH₄Cl, AlCl₃, FeCl₃, ZnSO₄
Оба сильные | Не гидролизуется | Нейтральная (pH = 7) | NaCl, KNO₃, Na₂SO₄
Оба слабые | Полный гидролиз | ≈ нейтральная | Al₂S₃ + H₂O → Al(OH)₃ + H₂S

CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻ → щелочная среда
NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O + H⁺ → кислая среда
Al³⁺ + H₂O ⇌ AlOH²⁺ + H⁺ → кислая среда
Определи среду раствора соли
95
из 118 элементов
— металлы
~25%
массы земной коры
— металлы
Al
алюминий
самый распространённый
Положение металлов в периодической системе
I А / II А

### А-группы

27 металлов

Группы IA (кроме H), IIA + элементы IIIA–VIA левее ступенчатой линии

Na K Ca Mg Al Pb

Конфигурация: ns¹⁻², ns²np¹

I–VIII Б

### Б-группы (переходные)

68 металлов

Все элементы групп IB–VIIIB. Все металлы, начиная с 4-го периода

Fe Cu Zn Au Ag Cr

d-блок: конфигурация (n−1)d¹⁻¹⁰ns⁰⁻²

### Схема периодической системы: металлы и неметаллы

Металлы (95) Полуметаллы (7) Неметаллы (16) Водород H

Синяя линия — ступенчатая граница B→Og; металлы расположены левее и ниже

Строение атомов металлов

### Валентные электроны

1, 2 или 3 e⁻

На внешнем уровне у большинства металлов 1–3 электрона. Их связь с ядром ослаблена из-за большого радиуса атома.

### Главное свойство

Me⁰ − ne⁻ = Meⁿ⁺

Атомы металлов отдают валентные электроны → образуют положительно заряженные ионы (катионы).

Примеры: K⁰ − 1e⁻ → K⁺; Mg⁰ − 2e⁻ → Mg²⁺; Fe⁰ − 3e⁻ → Fe³⁺

электрон
валентный электрон — — — орбита (энергетический уровень)

### Натрий Na (Z=11)

K₁=2   K₂=8 K₃=1
Na⁰ − 1e⁻ → Na⁺

### Магний Mg (Z=12)

K₁=2   K₂=8 K₃=2
Mg⁰ − 2e⁻ → Mg²⁺

### Алюминий Al (Z=13)

K₁=2   K₂=8 K₃=3
Al⁰ − 3e⁻ → Al³⁺

### Кальций Ca (Z=20)

K₁=2   K₂=8   K₃=8 K₄=2
Ca⁰ − 2e⁻ → Ca²⁺

### Железо Fe (Z=26) · переходный металл

K₁=2   K₂=8   K₃=14 K₄=2
Fe⁰ − 2e⁻ → Fe²⁺ (HCl, H₂SO₄ разб.)
Fe⁰ − 3e⁻ → Fe³⁺ (Cl₂, конц. HNO₃)
📌 Переходный металл — частично заполненная 3d-орбиталь (3d⁶4s²).
📌 Образует два типа катионов: Fe²⁺ и Fe³⁺.
📌 Fe²⁺ + NaOH → белый осадок Fe(OH)₂ (буреет на воздухе)
📌 Fe³⁺ + NaOH → бурый осадок Fe(OH)₃

Металлическая связь
Металлическая связь — это связь между положительно заряженными ионами металлов посредством обобществлённых («свободных») электронов, образующих «электронный газ».

### Схема металлической кристаллической решётки

«Электронный газ» свободно движется между катионами — объясняет электропроводность, теплопроводность и пластичность металлов

Нахождение металлов в природе

Группа по активности | Примеры металлов | Форма нахождения | Примеры соединений
--- | --- | --- | ---
Активные | K, Na, Ca, Mg, Al | Только сложные вещества | NaCl, CaCO₃, KCl, Al₂O₃
Средней активности | Fe, Zn, Pb, Cu | Оксиды, сульфиды | Fe₂O₃, ZnS, PbS, Fe₃O₄
Малоактивные | Cu, Ag, Au, Pt | Самородный металл и соединения | Au⁰, Ag⁰, Cu₂S, CuS

Получение металлов
Получение металлов из руд (природных соединений) называется металлургией. Суть любого способа — восстановление ионов металла до атомов: Meⁿ⁺ + ne⁻ → Me⁰.

### Пирометаллургия

Восстановление металлов из оксидов при высоких температурах.

- Коксом (C): `2Fe₂O₃ + 3C → 4Fe + 3CO₂↑`
- Оксидом углерода: `Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂`
- Водородом: `CuO + H₂ → Cu + H₂O`
- Алюминием (алюминотермия): `Fe₂O₃ + 2Al → Al₂O₃ + 2Fe`

### Гидрометаллургия

Металл растворяют в кислоте, затем вытесняют более активным металлом.

Пример: `CuSO₄ + Fe → FeSO₄ + Cu↓`

Применяется для меди, серебра, золота.

### Электрометаллургия

Электролиз расплавов солей или оксидов. Используется для получения активных металлов (Na, K, Ca, Mg, Al), которые нельзя получить пирометаллургией.

Пример: электролиз расплава Al₂O₃ → получение алюминия.

Алюминотермия — восстановление металлов алюминием из их оксидов. Реакция `Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe` выделяет огромное количество теплоты (T > 2500 °C). Используется для сварки рельсов и получения редких металлов.

Контрольные вопросы

1. Где расположены металлы в периодической системе? Сколько их всего?
2. Почему атомы металлов легко отдают электроны?
3. Что такое металлическая связь? Чем она обусловлена?
4. Почему активные металлы не встречаются в природе в свободном виде?
5. Какой металл является самым распространённым в земной коре?
6. Какими тремя способами получают металлы? Приведите примеры.
7. Почему алюминий нельзя получить пирометаллургией, но можно — электролизом?

Физические свойства металлов
⚖️
Плотность
лёгкие (ρ < 5 г/см³) и тяжёлые (ρ > 5 г/см³)
Li 0,53 ← мин Na 0,97 Mg 1,74 Al 2,7 Fe 7,87 Cu 8,9 Pb 11,35 Os 22,6 → макс
📌 Al — самый используемый лёгкий металл: авиация, строительство, упаковка
⚡
Электро- и теплопроводность
обусловлены свободными электронами («электронным газом»)
Электропроводность (Ag = 100%)
Ag
100%
Cu
94%
Al
60%
Bi
0,3%
⬇ при нагревании — проводимость снижается теплопроводность ↔ электропроводность
🔨
Пластичность и твёрдость
скольжение слоёв катионов в электронном газе
Пластичность
🥇 Au — из 1 г → проволока 3420 м
🥈 Ag, затем Al, Cu, Fe…
🔴 Хрупкий: Bi, Mn — крошатся
Твёрдость
🥇 Cr — царапает стекло
🔧 Fe, Ni, Co — средняя
🔴 Мягкие: K, Na, Cs — режутся ножом
✨
Блеск, цвет и магнитные свойства
свободные электроны отражают свет
Цвет
Большинство — серебристо-белый Cu — красноватый Au — жёлтый Cs — золотисто-жёлтый
Магнитные свойства
Fe, Co, Ni — ферромагнетики 🧲
сильно намагничиваются
Al — парамагнетик
очень слабо
Cu, Zn — диамагнетики
слабо отталкиваются

### Температуры плавления металлов

Hg
−39 °C (жидкий!)
Ga
29,8 °C
Na
98 °C
Pb
327 °C
Mg
650 °C
Al
660 °C
Ag
962 °C
Cu
1085 °C
Fe
1538 °C
W
3410 °C — рекорд!

Металлы с Tпл < 1000 °C — легкоплавкие; Tпл > 1000 °C — тугоплавкие. Вольфрам W — самый тугоплавкий.

Сплавы металлов
Сплавы — это однородные твёрдые смеси металлов (иногда с неметаллами — C, Si, B, P). В сплавах реализуется металлическая связь. Свойства сплавов отличаются от свойств компонентов.

Название | Состав | Ценное свойство | Применение
--- | --- | --- | ---
Бронза | Cu ~90%, Sn ~10% | Твёрдость, коррозионная стойкость | Подшипники, колокола, скульптуры
Латунь | Cu ~60%, Zn ~40% | Коррозионная стойкость | Трубопроводы, муз. инструменты, сантехника
Дюралюминий | Al ~93%, Cu ~6%, Mg, Mn | Лёгкость + прочность | Авиа- и машиностроение
Чугун | Fe ~96,5%, C ~3,5% | Твёрдость (хрупкий) | Трубы, кухонная посуда, решётки
Сталь | Fe ~98,5%, C <1,5% | Прочность, пластичность | Рельсы, инструменты, строительство

Проба драгоценного металла — число, показывающее массу металла в 1000 г сплава. Например, проба 585 означает, что в 1000 г сплава содержится 585 г золота.

Применение металлов
Al
Алюминий

- Авиация, автомобили
- Провода ЛЭП
- Пищевая фольга
- Оконные профили

Fe
Железо / Сталь

- Строительство
- Машиностроение
- Рельсы, трубы
- Инструменты

Cu
Медь

- Электропровода
- Радиаторы
- Монеты (сплавы)
- Трубопроводы

Au
Золото

- Ювелирные изделия
- Электроника (контакты)
- Медицинские протезы
- Банковские резервы

Na
Натрий

- Натриевые лампы
- Теплоноситель АЭС
- Синтез NaOH, Na₂O₂

Ag
Серебро

- Ювелирные изделия
- Антибактер. покрытия
- Электрические контакты

Контрольные вопросы

1. Какие физические свойства характерны для металлов? Чем они обусловлены?
2. Почему металлы хорошо проводят электрический ток и теплоту?
3. Что такое пластичность? Какой металл наиболее пластичен?
4. Что такое сплав? Чем свойства сплава отличаются от свойств чистых металлов?
5. Что показывает проба драгоценного металла?
6. Назовите самый лёгкий и самый тяжёлый металл. На какие группы по плотности делятся металлы?

В химических реакциях металлы всегда отдают электроны и окисляются → выступают в роли восстановителей: Me⁰ − ne⁻ → Meⁿ⁺ (окисление). Все реакции с участием металлов — окислительно-восстановительные.
Ряд активности металлов
← восстановительные свойства усиливаются
Активные
K Ba
Ca Na
Mg Al
реагируют
с H₂O
Средние
Zn Fe
Ni Sn
Pb
реагируют
с кислотами
(H₂)
Малоактивные
Cu Hg
Ag Pt
Au
не реагируют
с кислотами
более активный металл вытесняет менее активный из растворов его солей

Как запомнить ряд активности
K Ba Ca Na Mg Al › Zn Fe Ni Sn Pb › (H₂) › Cu Hg Ag Pt Au
Активные (до Al включ.)
✔ реагируют с H₂O при н.у.
✔ реагируют с кислотами
✔ в природе — только соединения
Средние (Zn — Pb)
✗ с холодной водой не реагируют
✔ реагируют с кислотами
✔ Fe + пар → Fe₃O₄ + H₂↑
Неактивные (Cu — Au)
✗ с водой не реагируют
✗ с разб. HCl не реагируют
✔ встречаются самородками
Якоря памяти:
📌 K, Na — режутся ножом
📌 Au, Pt — «благородные» (не ржавеют)
📌 Al — самый используемый лёгкий металл
Мнемоника по группам:
«Каждый Барон Сверху Надел Маску Алюминиевую» → K Ba Ca Na Mg Al
«Цари Желают Ничего — Олово Свободно» → Zn(Ц) Fe(Ж) Ni(Н) Sn(О) Pb(С)
«Медный Рыцарь Серебряную Платину Аукнул» → Cu(М) Hg(Р) Ag(С) Pt(П) Au(А)

### Интерактивный ряд активности

Выберите металл A, затем металл B — проверьте реакцию замещения.

### Сводная таблица: реакции металлов

Реагент | Активные K–Al | Средние Zn–Pb | Малоактивные Cu–Au
--- | --- | --- | ---
O₂ | ✔ оксид | ✔ оксид | ✔/✗ (Cu, Ag — да; Au, Pt — нет)
H₂O | ✔ Me(OH)ₙ + H₂↑ | ⚠ пар → оксид + H₂↑ | ✗
HCl, H₂SO₄(разб.) | ✔ соль + H₂↑ | ✔ соль + H₂↑ | ✗
конц. H₂SO₄, HNO₃ | ✔ реагируют | ⚠ Fe, Al — пассивация | ✔ Cu, Ag, Hg
Раствор соли | ⚠ сначала реагирует с H₂O | ✔ если стоит левее металла соли | ✔ если стоит левее металла соли

ОВР-схемы реакций металлов

### Алгоритм составления уравнений ОВР

① Степени окисления
Расставить СО над атомами. Металл: всегда 0 в простом веществе → повышает СО.
② Электронный баланс
Найти e⁻ отданные и принятые. Взять НОК, поставить коэффициенты к Ок/Вос.
③ Уравнивание
Уравнять остальные атомы. Проверить: e⁻ отданных = e⁻ принятых.
📌 Металл — всегда восстановитель: Me⁰ − ne⁻ → Meⁿ⁺ (окисление). Вещество-партнёр — окислитель: принимает эти электроны.
Zn + 2HCl = ZnCl₂ + H₂↑
Zn⁰ − 2e⁻ → Zn²⁺ (окисление; Zn — восстановитель)
2H⁺ + 2e⁻ → H₂⁰ (восстановление; H⁺ — окислитель)
Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu↓
Fe⁰ − 2e⁻ → Fe²⁺ (окисление; Fe — восстановитель)
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu⁰ (восстановление; Cu²⁺ — окислитель)
2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑
Al⁰ − 3e⁻ → Al³⁺ |×2 итого: 6e⁻ отданы
2H⁺ + 2e⁻ → H₂⁰ |×3 итого: 6e⁻ приняты

⬆ Баланс: 2×3 = 3×2 = 6e⁻. Число отданных = числу принятых ✓

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑
Na⁰ − 1e⁻ → Na⁺ |×2 (окисление; Na — восстановитель)
2H⁺ + 2e⁻ → H₂⁰ |×1 (восстановление; H⁺ — окислитель)

1. Взаимодействие с неметаллами

### С кислородом (горение)

`4Li + O₂ = 2Li₂O` `2Mg + O₂ → 2MgO (при нагревании)` `4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃ (при нагревании)` `3Fe + 2O₂ → Fe₃O₄ (горение в O₂)`

⚠ Au и Pt с кислородом не реагируют. Mg, Al при комнатной температуре покрываются тонкой защитной оксидной плёнкой.

### С галогенами, азотом, водородом

`2Na + Cl₂ = 2NaCl (с хлором)` `Mg + Br₂ = MgBr₂ (с бромом)` `3Mg + N₂ → Mg₃N₂ (нитрид магния)` `3Ca + 2P → Ca₃P₂ (фосфид кальция)` `2Na + H₂ → 2NaH (гидрид натрия)`

2. Взаимодействие с водой

### Активные металлы (от K до Al) + H₂O → щёлочь + H₂

`2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑ (бурно, при н.у.)` `Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂↑ (при н.у.)` `Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂↑ (горячая вода)`

Реакции щелочных металлов (K, Na) с водой очень бурные, иногда с воспламенением!

### Металлы средней активности (Zn–Pb) + H₂O(пар) → оксид + H₂

`3Fe + 4H₂O(пар) = Fe₃O₄ + 4H₂↑ (раскалённое железо)`

Cu, Hg, Ag, Pt, Au с водой не реагируют.

3. Взаимодействие с кислотами

### Металл (левее H₂ в ряду) + HCl или H₂SO₄(разб.) → соль + H₂

`Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑` `Zn + H₂SO₄(разб.) = ZnSO₄ + H₂↑` `Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑` `2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑`

⚠ Металлы правее H₂ (Cu, Ag, Hg, Pt, Au) с разбавленными HCl и H₂SO₄ не реагируют.
Щелочные и щелочноземельные металлы реагируют с кислотами бурно (опасно!) — в опытах не используются.

### ⚠ Концентрированные кислоты — особые случаи

`Cu + 2H₂SO₄(конц.) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O` `Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O`

⚠ Пассивация: Fe и Al на холоде не реагируют с конц. H₂SO₄ и конц. HNO₃ — на поверхности образуется плотная оксидная плёнка. Именно поэтому азотную кислоту перевозят в стальных цистернах!

Медь Cu стоит правее H₂, но реагирует с концентрированными кислотами — они являются окислителями сами по себе, а не за счёт H⁺.

3б. Металлотермия (алюминотермия)

### Восстановление оксидов металлов алюминием

`Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe (T > 2500 °C)` `3CuO + 2Al = Al₂O₃ + 3Cu` `Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr`

Алюминий — более активный металл, поэтому вытесняет менее активные металлы из их оксидов при нагревании. Реакция термитная — выделяет огромное количество теплоты. Применяется для сварки рельсов, получения редких металлов.

4. Взаимодействие с растворами солей

### Более активный металл вытесняет менее активный из раствора соли

`Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu↓ (Fe активнее Cu)` `Zn + CuSO₄ = ZnSO₄ + Cu↓ (Zn активнее Cu)` `Cu + 2AgNO₃ = Cu(NO₃)₂ + 2Ag↓ (Cu активнее Ag)`

Условие: металл должен стоять левее металла соли в ряду активности. Щелочные и щелочноземельные металлы в таких реакциях сначала взаимодействуют с водой.

Контрольные вопросы

1. Почему металлы в химических реакциях всегда проявляют восстановительные свойства?
2. Как связана химическая активность металла с его положением в ряду активности?
3. Как определить, будет ли металл вытеснять водород из кислоты?
4. Какие металлы реагируют с водой при комнатной температуре? При нагревании?
5. Составьте уравнения реакций: Mg + HCl; Al + H₂SO₄(разб.); Fe + CuSO₄.
6. Почему Fe и Al не реагируют с концентрированной серной кислотой на холоде?
7. Что такое алюминотермия? Напишите уравнение реакции Fe₂O₃ с алюминием.

Al
Z = 13 · III А
3-й период
~8%
массы земной коры
№1 среди металлов
2,7
г/см³ · лёгкий
Tпл = 660 °C
Строение атома · электронная конфигурация
III А · 3-й период

### Атом алюминия (Z=13)

[Ne] 3s²3p¹

3 валентных электрона на внешнем уровне → отдаёт все 3:

Al⁰ − 3e⁻ → Al³⁺

### Нахождение в природе

В природе — только в виде соединений:

- Al₂O₃ — корунд, глинозём
- Al₂O₃·nH₂O — бокситы (руда)
- KAlSi₃O₈ — полевой шпат
- Al₂Si₂O₇·nH₂O — каолинит (глина)

Физические свойства алюминия

### 🎨 Цвет и блеск

Серебристо-белый металл с ярким металлическим блеском. На воздухе быстро тускнеет из-за оксидной плёнки Al₂O₃.

### ⚖️ Плотность

2,7 г/см³

Лёгкий металл (ρ < 5 г/см³). В 3 раза легче железа (7,9 г/см³). Поэтому широко используется в авиации.

### 🌡️ Температура плавления

660 °C

Легкоплавкий металл. Для сравнения: Fe плавится при 1539 °C, Cu — при 1085 °C.

### 🔨 Пластичность

Очень высокая. Прокатывается в фольгу толщиной 0,001 мм. Легко куётся, тянется в проволоку.

### ⚡ Электропроводность

≈ 60% от Ag

Хороший проводник. Уступает Cu, но намного легче → используется в электросетях.

### 🔥 Теплопроводность

Высокая — 237 Вт/(м·К). Быстро отводит тепло → используется в радиаторах охлаждения.

Немагнитный металл (парамагнетик) — не притягивается магнитом. Это отличает его от железа и позволяет разделять алюминиевый лом магнитным сепаратором.

Химические свойства алюминия
Алюминий — активный металл (левее Zn в ряду активности). Но он покрыт тонкой оксидной плёнкой Al₂O₃, которая защищает от коррозии.
Уникальное свойство: алюминий — амфотерный металл — реагирует как с кислотами, так и со щёлочами.

### С кислородом

`4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃ (при нагревании)`

При н.у. Al покрыт плёнкой Al₂O₃ → не реагирует. Порошок Al горит ярким белым пламенем. Конц. H₂SO₄ и конц. HNO₃ пассивируют Al (как и Fe!).

### С разбавленными кислотами

`2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂↑` `2Al + 3H₂SO₄(разб.) = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂↑`

### Со щелочами — амфотерность!

`2Al + 2NaOH + 2H₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂↑`

Al — единственный из распространённых металлов, реагирующий со щёлочью с выделением H₂. Продукт: алюминат натрия NaAlO₂.

### Алюминотермия

`Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe (T > 2500 °C)` `Cr₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Cr`

Al восстанавливает менее активные металлы из оксидов. Применяется для сварки рельсов, получения Cr, Mn, Ti.

Соединения алюминия

### Al₂O₃ — оксид алюминия

Амфотерный оксид
Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O
Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O

Природные разновидности: корунд, рубин (с Cr³⁺), сапфир (с Ti⁴⁺)

### Al(OH)₃ — гидроксид алюминия

Амфотерный гидроксид

Белый студенистый осадок. Получение:

Al³⁺ + 3OH⁻ → Al(OH)₃↓ (избыток — нет!)
Al(OH)₃ + 3HCl = AlCl₃ + 3H₂O
Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + 2H₂O

Производство алюминия
Электролиз расплава: 2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂↑. Al₂O₃ растворяют в криолите Na₃AlF₆ (снижает T плавления с 2050 °C до ~960 °C). Метод Холла–Эру (1886 г.).
Al нельзя получить пирометаллургией — слишком активный.

Применение алюминия
Al
Авиация

- Корпуса самолётов
- Дюралюминий Al+Cu+Mg
- Лёгкость + прочность

Al
Электротехника

- Провода ЛЭП
- Электрические шины
- 60% проводимости Ag

Al
Строительство

- Оконные профили
- Облицовочные панели
- Кровельные материалы

Al
Упаковка

- Пищевая фольга
- Банки для напитков
- Антикоррозийные покрытия

Контрольные вопросы

1. Почему Al стоек к коррозии, несмотря на высокую химическую активность?
2. Что значит «Al — амфотерный металл»? Приведите уравнения реакций с кислотой и щёлочью.
3. Составьте уравнения: Al + HCl; Al + NaOH + H₂O; Al₂O₃ + KOH.
4. Почему Al нельзя получить пирометаллургией? Как его получают?
5. Что такое алюминотермия? Напишите уравнение восстановления Fe₂O₃ алюминием.
6. Как называются природные минералы: Al₂O₃, Al₂O₃·nH₂O, KAlSi₃O₈?

Fe
Z = 26 · VIII Б
4-й период, d-блок
~5%
массы земной коры
№2 среди металлов
Fe²⁺
Fe³⁺
два типа катионов
переходный металл
Строение атома железа
VIII Б · 4-й период

### Атом железа (Z=26)

[Ar] 3d⁶4s²

d-блок (переходный металл). Два типа ионов:

Fe⁰ − 2e⁻ → Fe²⁺ (с разб. HCl, H₂SO₄)
Fe⁰ − 3e⁻ → Fe³⁺ (с Cl₂, конц. HNO₃)

### Физические свойства

- Ферромагнетик 🧲 — сильно намагничивается
- Плотность: 7,87 г/см³ (тяжёлый металл)
- Tпл = 1538 °C (тугоплавкий)
- Серебристо-белый, блестящий
- Пластичен и ковок

Нахождение в природе

Минерал | Формула | Описание
--- | --- | ---
Магнетит (магнитный железняк) | Fe₃O₄ | Чёрный, магнитный, ценная руда
Гематит (красный железняк) | Fe₂O₃ | Красно-бурый, основная руда для стали
Лимонит (бурый железняк) | Fe₂O₃·nH₂O | Жёлто-бурый (ржавчина)
Пирит (серный колчедан) | FeS₂ | Золотисто-жёлтый, «золото дураков»

Химические свойства железа
В реакциях Fe проявляет степени окисления +2 (с разб. кислотами) и +3 (с сильными окислителями — Cl₂, конц. HNO₃). Пассивируется конц. H₂SO₄ и конц. HNO₃.

### С неметаллами

`3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄ (горение в O₂)` `2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃ (Cl₂ → Fe³⁺)` `Fe + S = FeS (нагревание → Fe²⁺)`

⚠️ С кислородом → Fe₃O₄ (магнетит), с хлором → FeCl₃ (Fe³⁺), с серой → FeS (Fe²⁺).

### С водой (пар)

`3Fe + 4H₂O(пар) = Fe₃O₄ + 4H₂↑ (раскалённое Fe)`

С холодной водой Fe не реагирует (средний металл). Только с водяным паром при высокой температуре.

### С кислотами

`Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑ (разб. → Fe²⁺)` `Fe + H₂SO₄(разб.) = FeSO₄ + H₂↑` `Fe + 4HNO₃(конц.)→Fe(NO₃)₃+NO₂↑+2H₂O (нагревание)`

⚠️ Конц. H₂SO₄ и конц. HNO₃ на холоде пассивируют Fe (как и Al)! Именно поэтому HNO₃ хранят в стальных цистернах.

### С растворами солей

`Fe + CuSO₄ = FeSO₄ + Cu↓ (Fe активнее Cu)` `Fe + 2AgNO₃ = Fe(NO₃)₂ + 2Ag↓`

Оксиды и гидроксиды железа

Формула | Название | Цвет | Характер
--- | --- | --- | ---
FeO | Оксид железа(II) | Чёрный | Основной
Fe₂O₃ | Оксид железа(III) | Красно-бурый | Основной (слабо амфотерный)
Fe₃O₄ | Магнетит (FeO·Fe₂O₃) | Чёрный | Смешанный (Fe²⁺ + Fe³⁺)
Fe(OH)₂ | Гидроксид железа(II) | Белый → зелёный | Основной
Fe(OH)₃ | Гидроксид железа(III) | Бурый (коричневый) | Основной

### Fe(OH)₂ → Fe(OH)₃ (на воздухе)

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

Белый осадок Fe(OH)₂ на воздухе буреет — окисляется до Fe(OH)₃. Именно это объясняет «ржавление» — ржавчина: Fe₂O₃·nH₂O.

### Качественные реакции на ионы Fe

Fe²⁺ + NaOH → Fe(OH)₂↓ (белый)
Fe³⁺ + NaOH → Fe(OH)₃↓ (бурый)
Fe³⁺ + KSCN → Fe(SCN)₃ (кроваво-красный!)

📌 KSCN (роданид калия) — реактив на Fe³⁺. Окрашивает раствор в кроваво-красный цвет.

Чугун и сталь

Сплав | ω(C) | Свойства | Применение
--- | --- | --- | ---
Чугун | 2–4 % | Твёрдый, хрупкий, хорошо отливается | Трубы, посуда, решётки, блоки двигателей
Сталь | < 2 % | Прочная, пластичная, куётся | Рельсы, инструменты, арматура, машины

Доменный процесс (получение чугуна): Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂. Восстановитель — оксид углерода CO, образующийся из кокса: 2C + O₂ → 2CO. Температура > 1500 °C.

Применение железа
Fe
Строительство

- Стальная арматура
- Профили и балки
- Кровельный металл

Fe
Машиностроение

- Двигатели (чугун)
- Корпуса станков
- Трубопроводы

Fe
Инструменты

- Режущие инструменты
- Пружины (сталь)
- Рельсы, мосты

Fe
Нержавеющая

- Fe + Cr + Ni
- Посуда, медтехника
- Химическое оборудование

Контрольные вопросы

1. Почему железо образует два вида катионов Fe²⁺ и Fe³⁺? В каких условиях образуется каждый?
2. Какой оксид образуется при горении Fe в кислороде? При реакции с водяным паром?
3. Составьте уравнения: Fe + HCl; Fe + Cl₂; Fe + CuSO₄; 3Fe + 4H₂O(пар).
4. Как отличить раствор FeCl₂ от раствора FeCl₃? Приведите уравнения качественных реакций.
5. Почему Fe и Al пассивируются концентрированными H₂SO₄ и HNO₃ на холоде?
6. Какова разница между чугуном и сталью? В чём их применение?

>2%
С в чугуне
<2%
С в стали
1500°C
t в домне
Доменный процесс
Домна — вертикальная шахтная печь, работающая непрерывно. Шихта: железная руда (Fe₂O₃, Fe₃O₄) + кокс + известняк.

### Горение кокса и образование CO

C + O₂ = CO₂
CO₂ + C = 2CO

### Восстановление железа оксидом углерода

Fe₂O₃ + 3CO = 2Fe + 3CO₂
Fe₃O₄ + 4CO = 3Fe + 4CO₂

### Роль известняка (флюс)

CaCO₃ = CaO + CO₂
CaO + SiO₂ = CaSiO₃ (шлак)

### Продукты домны

Чугун — сплав Fe с C (> 2%). Хрупкий, для литья.
Шлак — CaSiO₃, используют в цементе.

Получение стали
Сталь: сплав Fe с C (< 2%). Получают из чугуна выжиганием лишнего углерода (конвертер, электропечь).
Виды чугуна и стали

Сплав | Содержание C | Свойства | Применение
--- | --- | --- | ---
Белый чугун | 2–4% | Хрупкий, твёрдый | Переплавка в сталь
Серый чугун | 2–4% | Графит в структуре | Литьё (трубы, радиаторы)
Углеродистая сталь | 0,1–2% | Прочная, пластичная | Конструкции, рельсы
Легированная сталь | <2% | +Cr, Ni, V… | Нержавеющая, инструменты

Строение вещества§1–10
Растворы и классы§11–18
ОВР§19–25
Неметаллы§26–39
Строение и свойства §40–42
Al · Fe обзор §43–44
Электролиз §45
Mg и Ca §46–48
Алюминий §49–50
Железо §51–53
0
0 / 8

## §1 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §2 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §3 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §4 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §5 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §6 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §7 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §8 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §9 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §10 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §11 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §12 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §13 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §14 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §15 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §16 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §17 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §18 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §19 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §20 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §21 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §22 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §23 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §24 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §25 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §26 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §27 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §28 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §29 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §30 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §31 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §32 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §33 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §34 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §35 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §36 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §37 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §38 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §39 — готово!

0/8
0
0 / 5

## §40 — готово!

0/5
0
0 / 6

## §41 — готово!

0/6
0
0 / 7

## §42 — готово!

0/7
0
0 / 5

## §43 — готово!

0/5
0
0 / 5

## §44 — готово!

0/5
0
0 / 8

## §45 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §46 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §47 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §48 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §49 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §50 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §51 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §52 — готово!

0/8
0
0 / 8

## §53 — готово!

0/8
⚡
Постоянный ток
разлагает электролит
801 °C
t°пл. NaCl
бесцветная жидкость
ОВР
окисление + восстановление
одновременно
Что такое электролиз?
Электролиз (от русск. электрический + греч. lysis — разложение) — окислительно-восстановительный процесс, протекающий на электродах при пропускании постоянного электрического тока через расплавы или растворы электролитов.
Важнейший промышленный способ получения щелочных металлов — разложение их солей электрическим током. Так получают Na, K, Ca, Mg, Al.

Термин | Описание | Роль
--- | --- | ---
Катод (−) | Отрицательно заряженный электрод | Восстановление · катионы принимают e⁻
Анод (+) | Положительно заряженный электрод | Окисление · анионы отдают e⁻
Катионы | Положительно заряженные ионы | Движутся к катоду (−)
Анионы | Отрицательно заряженные ионы | Движутся к аноду (+)

Электролиз расплава NaCl

### Схема электролиза

⚡ Источник постоянного тока
КАТОД
−
Na↓
АНОД
+
Cl₂↑
Расплав NaCl · 801 °C · бесцветная жидкость
Na⁺
Na⁺
Na⁺
Na⁺
Cl⁻
Cl⁻
Cl⁻
Cl⁻
Na⁺ → катод (−)
Cl⁻ → анод (+)
K
Катод (−) — восстановление Na⁺:
Na⁺ + 1e⁻ → Na⁰
A
Анод (+) — окисление Cl⁻:
2Cl⁻ − 2e⁻ → Cl₂↑
Суммарное уравнение:
2NaCl(расплав) →ток 2Na + Cl₂↑

Серебристый металл натрий и зеленовато-жёлтый газ хлор

Катод и анод · Другие галогениды
−
Катод
Отрицательно заряженный
Na⁺ + 1e⁻ → Na⁰
📌 Процесс: восстановление
📌 Роль: восстановитель
📌 К нему: катионы (+)
+
Анод
Положительно заряженный
2Cl⁻ − 2e⁻ → Cl₂↑
📌 Процесс: окисление
📌 Роль: окислитель
📌 К нему: анионы (−)
2KBr — бромид калия
2KBr(расплав) →ток 2K + Br₂↑
Катод: K⁺ + 1e⁻ → K⁰
Анод: 2Br⁻ − 2e⁻ → Br₂↑
CaF₂ — фторид кальция
CaF₂(расплав) →ток Ca + F₂↑
Катод: Ca²⁺ + 2e⁻ → Ca⁰
Анод: 2F⁻ − 2e⁻ → F₂↑
MgCl₂ — хлорид магния
MgCl₂(расплав) →ток Mg + Cl₂↑
Катод: Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg⁰
Анод: 2Cl⁻ − 2e⁻ → Cl₂↑

Соль (расплав) | Катод (−) | Анод (+)
--- | --- | ---
`NaCl` | Na металл | Cl₂↑ газ
`KBr` | K металл | Br₂↑
`CaF₂` | Ca металл | F₂↑ газ
`MgCl₂` | Mg металл | Cl₂↑ газ

Применение электролиза
K Na
Щелочные металлы

- Калий, натрий
- из расплавов KCl, NaCl

Ca Mg
Щёлочноземельные

- Кальций, магний
- из расплавов солей

Al Zn
Другие металлы

- Алюминий, цинк
- из растворов

Cl₂
Хлор

- Дезинфекция воды
- хим. промышленность

NaOH
Щёлочи

- NaOH, KOH
- бумага, стекло

Ni Cr
Гальванотехника

- Никелирование
- Хромирование, золочение

Беларусь. На базе ОАО «Беларуськалий» работает электролизный цех: производит KOH, соляную кислоту, NaClO.
IIA
Группа
Mg · Ca · Sr · Ba · Ra
ns²
Внешний уровень
2 валентных электрона
Me⁰−2e⁻
→Me²⁺
С.О. = +2
восстановители
Что такое щёлочноземельные металлы?
Щёлочноземельные металлы — естественное семейство элементов группы IIA: Ca, Sr, Ba, Ra. Они имеют схожее строение атомов и схожие свойства простых веществ.
Примечание: магний (Mg) и бериллий (Be) входят в группу IIA, но к щёлочноземельным не относятся.
Оксиды CaO, SrO, BaO реагируют с водой, образуя щёлочи — поэтому и получили название «щелочные земли», а металлы — щёлочноземельные.

Положение в периодической системе
Mg
№ 12
3s²
r = 0,16 нм
Ca
№ 20
4s²
r = 0,197 нм
Sr
№ 38
5s²
r = 0,215 нм
Ba
№ 56
6s²
r = 0,222 нм
Ra
№ 88
7s²
r = 0,235 нм
→
В ряду Mg → Ra: радиус атома увеличивается, электроотрицательность уменьшается, химическая активность возрастает.
Все атомы теряют 2 электрона: `Me⁰ − 2e⁻ = Me²⁺` · единственная степень окисления в соединениях: +2.

Нахождение в природе

Металл | Доля в земной коре | Важнейшие минералы
--- | --- | ---
Mg | 2,4 % | Доломит MgCO₃·CaCO₃, Mg в морской воде (~1300 мг/дм³)
Ca | 3,4 % | Кальцит CaCO₃ (мел, мрамор), Гипс CaSO₄·2H₂O, Фосфорит Ca₃(PO₄)₂
Sr, Ba | < 0,01 % | Редкие — в виде сульфатов и карбонатов
Ra | ∼10⁻¹² % | Продукт распада урана; радиоактивен

Присутствие солей Mg и Ca в природной воде определяет её жёсткость. Содержание Ca в морской воде — около 400 мг/дм³.

Физические свойства простых веществ

Свойство | Mg→Ra | Примечание
--- | --- | ---
Цвет | Серебристо-белые | Металлический блеск
Плотность | ↑ возрастает | Тяжелее щелочных металлов
Температура плавления | ↓ убывает | Mg (650 °C) → Ra ниже
Твёрдость | Выше, чем у щелочных | Из-за более прочной металлической связи

Химические свойства
Mg и щёлочноземельные металлы — химически активные вещества. В реакциях они проявляют свойства сильных восстановителей: всегда отдают 2 электрона.
С галогенами (комнатная температура)
Mg + I₂ = MgI₂
Реакция сопровождается вспышкой. В ступке смешивают Mg и I₂, добавляют каплю воды (катализатор) → бурная реакция с фиолетовыми парами йода.
С кислородом (реакция соединения)
2Mg + O₂ = 2MgO
2Ca + O₂ = 2CaO
Mg горит ослепительно ярким белым пламенем → белый порошок MgO. Оксидная плёнка на ЩЗМ непрочная — не защищает от дальнейшего окисления.
С серой (нагревание)
Sr + S = SrS
Продукты — сульфиды металлов (соли сероводородной кислоты).
С азотом и фосфором (нагревание)
3Mg + N₂ →(t) Mg₃N₂ (нитрид, N — с.о. −3)
3Ca + 2P →(t) Ca₃P₂ (фосфид, P — с.о. −3)
С водородом (нагревание)
Ca + H₂ →(t) CaH₂ (гидрид кальция)
С водой
Mg + 2H₂O →(t) Mg(OH)₂↓ + H₂↑ (только горячая!)
Ca + 2H₂O = Ca(OH)₂ + H₂↑ (при н.у.)
Ca, Sr, Ba реагируют с холодной водой. Mg — только при нагревании. Продукты: гидроксид металла (щёлочь) + H₂↑.
С кислотами
Mg + H₂SO₄(разб.) = MgSO₄ + H₂↑
Ca + 2HCl = CaCl₂ + H₂↑
Реагируют энергично. Продукты: соль + H₂↑.

Биологическая роль магния и кальция
Mg
Магний
🌿 Входит в состав хлорофилла — зелёного пигмента растений
🧬 В организме взрослого человека — около 70 г
🦴 Сосредоточен в костной и мышечной тканях, эмали зубов
Ca
Кальций
🦴 В организме взрослого — около 1700 г
🦷 ∼1680 г — в костях и зубах
💪 Ионы Ca²⁺ участвуют в сокращении мышц и свёртывании крови

Хранение
Щёлочноземельные металлы хранят под слоем керосина или минерального масла — так же, как и щелочные металлы. Это предотвращает окисление на воздухе и реакцию с влагой.
🧱
Оксиды
MgO · CaO
💧
Гидроксиды
Mg(OH)₂ · Ca(OH)₂
🪨
Соли
CaCO₃ · CaSO₄ · …
Оксиды: MgO и CaO
MgO — оксид магния («жжёная магнезия»): белый порошок, тугоплавкий (t°пл. = 2852 °C), основный оксид.
CaO — оксид кальция (негашёная известь): белое твёрдое вещество, t°пл. = 2613 °C, основный оксид.
Выбери вещество — увидишь все реакции:
MgO — оксид магния
MgO + H₂O → Mg(OH)₂↓(медленно; Mg(OH)₂ нерастворим)
MgO + 2HCl → MgCl₂ + H₂O
MgO + H₂SO₄ → MgSO₄ + H₂O
MgO + CO₂ → MgCO₃
Применение: огнеупорные материалы, медицина (антацид)
CaO — негашёная известь
CaO + H₂O → Ca(OH)₂ + Q(бурная! много теплоты — «гашение»)
CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O
CaO + H₂SO₄ → CaSO₄ + H₂O
CaO + CO₂ → CaCO₃(поглощает CO₂ из воздуха)
CaCO₃ →(t>900°C) CaO + CO₂↑(обжиг известняка — промышленное получение)
Применение: строительство, дезинфекция, производство цемента
Гашение CaO — попробуй сам
CaO
~300°C
CaO — белый порошок (негашёная известь). Добавим воду...

Гидроксиды: Mg(OH)₂ и Ca(OH)₂

Свойство | Mg(OH)₂ | Ca(OH)₂
--- | --- | ---
Название | гидроксид магния | гашёная известь
Внешний вид | белый осадок | белый порошок
Растворимость | нерастворим | мало растворим (~1,7 г/л)
Тип основания | слабое | сильное (щёлочь)
Раствор в воде | «магнезиальное молоко» | «известковая вода» — щелочная

### Реакции

Mg(OH)₂ + 2HCl = MgCl₂ + 2H₂O Ca(OH)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2H₂O Ca(OH)₂ + CO₂ = CaCO₃↓ + H₂O  (помутнение) Ca(OH)₂ + 2CO₂ = Ca(HCO₃)₂  (избыток CO₂ → прозрачный)
Известковая вода — прозрачный р-р Ca(OH)₂. При пропускании CO₂ мутнеет (CaCO₃↓). При избытке CO₂ снова прозрачная (Ca(HCO₃)₂). Это качественная реакция на CO₂!
Опыт: CO₂ через известковую воду — 3 шага
Ca(OH)₂ (р-р)
Прозрачный раствор Ca(OH)₂ — «известковая вода»
① прозрачная
② мутная (CaCO₃↓)
③ прозрачная (Ca(HCO₃)₂)

Важнейшие соли Ca и Mg

### CaCO₃

Карбонат кальция

Мел, мрамор, кальцит — нерастворим. При нагревании разлагается: CaCO₃ →(t) CaO + CO₂↑

### CaSO₄·2H₂O

Гипс

Белый, мало растворим. Применяется в строительстве и медицине (гипсовые повязки)

### 2CaSO₄·H₂O

Алебастр

Полугидрат сульфата кальция. Получают обжигом гипса при 120–180°C. С водой снова твердеет

### Ca₃(PO₄)₂

Фосфорит

Нерастворим. Природный минерал, сырьё для фосфорных удобрений

### Ca(HCO₃)₂

Гидрокарбонат Ca

Растворим! Причина временной жёсткости воды. При кипячении разлагается → CaCO₃↓

### MgSO₄·7H₂O

Горькая соль

Английская/горькая соль. Применяется в медицине, сельском хозяйстве

Гипс ⇌ Алебастр
2(CaSO₄·2H₂O) →(120–180°C) 2CaSO₄·H₂O + 3H₂O↑  (гипс → алебастр) 2CaSO₄·H₂O + 3H₂O → 2CaSO₄·2H₂O  (алебастр + вода → твердеет)
M(гипса CaSO₄·2H₂O) = 172 г/моль · M(алебастра 2CaSO₄·H₂O) = 290 г/моль
Стоматологи отливают модели зубов из алебастра: смешивают порошок с водой — масса быстро твердеет. Строители штукатурят гипсом — та же реакция! Мрамор, мел и скорлупа яиц — одно вещество: CaCO₃.

Цвета пламени
🔥
Ca²⁺
кирпично-красное
в CaO, CaCl₂
🔥
Sr²⁺
малиново-красное
в SrCl₂, фейерверки
🔥
Ba²⁺
жёлто-зелёное
в BaCl₂, пиротехника
Na⁺ — ярко-жёлтое (даже следы засвечивают)
K⁺ — фиолетовое (видно через синее стекло)
Ca²⁺
обнаружение
CO₃²⁻ → белый ↓
Ba²⁺
обнаружение
SO₄²⁻ → белый ↓
H₂O
Жёсткость
Ca²⁺ + Mg²⁺
Обнаружение ионов Ca²⁺ и Ba²⁺

Ион | Реагент | Признак | Уравнение
--- | --- | --- | ---
Ca²⁺ | CO₃²⁻ (р-р Na₂CO₃) | белый осадок | Ca²⁺ + CO₃²⁻ = CaCO₃↓
Ba²⁺ | SO₄²⁻ (р-р Na₂SO₄ или H₂SO₄) | белый осадок, не раств. в к-тах! | Ba²⁺ + SO₄²⁻ = BaSO₄↓

Ключевое отличие BaSO₄ от CaCO₃: BaSO₄ не растворяется даже в концентрированных кислотах. CaCO₃ при добавлении HCl бурно растворяется (CO₂↑). Это позволяет отличить Ba²⁺ от Ca²⁺.
Тренажёр: виртуальная пробирка
р-р
Что в пробирке (ион)?
Добавляем реагент:

Жёсткость воды
Жёсткость воды — содержание ионов Ca²⁺ и Mg²⁺. Жёсткая вода образует накипь в чайниках, разрушает ткань при стирке, мешает мылиться мылу.

Вид жёсткости | Причина | Устранение
--- | --- | ---
Карбонатная (временная) | Ca(HCO₃)₂, Mg(HCO₃)₂ | кипячение или Ca(OH)₂
Некарбонатная (постоянная) | CaSO₄, MgSO₄, CaCl₂, MgCl₂ | Na₂CO₃ или ионный обмен
Общая | временная + постоянная | комплексные методы

💧 Мягкая вода
Много пены · нет накипи
Ca²⁺, Mg²⁺ практически нет
💧 Жёсткая вода
мало пены
Накипь · плохо мылится
Ca(HCO₃)₂ · CaSO₄ · MgCl₂…
Как устранить жёсткость?
Нажми на метод — увидишь уравнение и пояснение:

### Все уравнения устранения жёсткости

Ca(HCO₃)₂ →(t) CaCO₃↓ + H₂O + CO₂↑  (кипячение) Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2CaCO₃↓ + 2H₂O  (известь) CaSO₄ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + Na₂SO₄  (сода) MgSO₄ + Na₂CO₃ = MgCO₃↓ + Na₂SO₄  (сода) MgCl₂ + Na₂CO₃ = MgCO₃↓ + 2NaCl  (сода)
Почему в чайнике накипь? Ca(HCO₃)₂ при кипячении разлагается: образуется нерастворимый CaCO₃ — он и оседает на стенках. Это временная жёсткость «уходит» в осадок.
Al
алюминий
период 3 · IIIA
2,7
г/см³
лёгкий металл
660°C
t° плавления
серебристо-белый
Алюминий — лёгкий серебристо-белый металл, третий по распространённости элемент земной коры (~8%). Электронная конфигурация: [Ne]3s²3p¹, степень окисления +3. Покрыт тонкой прочной плёнкой Al₂O₃, которая защищает металл от дальнейшего окисления.

Оксидная плёнка и пассивация
поверхность Al
Al
✓ плёнка Al₂O₃
Защитная плёнка Al₂O₃ толщиной ~4 нм делает Al стойким к воде и разбавленным кислотам без нагрева.

Выбери реагент — посмотри реакцию

Производство алюминия

### Электролиз расплавленного Al₂O₃

2Al₂O₃ →(ток, 960°C, криолит Na₃AlF₆) 4Al + 3O₂↑

Криолит Na₃AlF₆ снижает t° плавления Al₂O₃ с 2050°C до ~960°C. Россия — один из крупнейших производителей Al в мире.

Природное соединение | Формула | Применение
--- | --- | ---
Корунд | Al₂O₃ | Абразив, рубин/сапфир (примеси)
Боксит | Al₂O₃·nH₂O | Главная руда Al
Полевой шпат | KAlSi₃O₈ | Силикатная порода
Глина | Al₂O₃·2SiO₂·2H₂O | Кирпич, керамика

Al₂O₃
Корунд · амфотерный оксид
t°пл = 2050°C · нерастворим в H₂O
Al(OH)₃
Амфотерный гидроксид
белый студенистый осадок
Амфотерность — способность проявлять свойства и кислоты, и основания: реагировать как с кислотами, так и со щелочами. Al₂O₃ и Al(OH)₃ — классические амфотерные соединения.

Интерактив: Al(OH)₃ — что добавить?
пробирка
Al(OH)₃↓
Что добавить к Al(OH)₃?
Осадок Al(OH)₃ — белый, студенистый. Выберите действие.

Al₂O₃ — реакции

### + кислота

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

Оксид реагирует с кислотой → соль Al³⁺ и вода

### + щёлочь (сплавл.)

Al₂O₃ + 2NaOH = 2NaAlO₂ + H₂O

При сплавлении → метаалюминат натрия NaAlO₂

### + щёлочь (р-р)

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O = 2Na[Al(OH)₄]

При растворении → тетрагидроксоалюминат

### + H₂SO₄ · + Ca(OH)₂

Al₂O₃ + 3H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O Al₂O₃ + Ca(OH)₂ = Ca(AlO₂)₂ + H₂O

Получение Al(OH)₃ и алюминаты

### Осаждение Al(OH)₃

AlCl₃ + 3NaOH(недост.) = Al(OH)₃↓ + 3NaCl AlCl₃ + 4NaOH(избыток) = Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

При недостатке NaOH — осадок Al(OH)₃. При избытке — осадок растворяется, образуя тетрагидроксоалюминат.

### Превращения алюминатов

NaAlO₂ + 2H₂O = Na[Al(OH)₄] K[Al(OH)₄] →(t°) KAlO₂ + 2H₂O

Метаалюминат ↔ тетрагидроксоалюминат (обратимые переходы при нагреве/растворении)

Fe
железо
период 4 · VIIIB
7,87
г/см³
тяжёлый металл
1535°C
t° плавления
с.о. +2 и +3
Железо — переходный металл, [Ar]3d⁶4s². Самый используемый металл (≈95% всей металлургии). Минералы: Fe₂O₃ (гематит), Fe₃O₄ (магнетит), Fe₂O₃·H₂O (лимонит), FeS₂ (пирит).
С.О. +2 — с кислотами разб., солями. С.О. +3 — с Cl₂, O₂ (горение).

Fe + Cl₂ против Fe + O₂ — разные продукты!

#### 🟡 Fe + Cl₂ → FeCl₃ (Fe³⁺!)

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃
Хлор — сильный окислитель. Железо окисляется до +3.
Коричневый дым FeCl₃.

#### 🔥 Fe + O₂ → Fe₃O₄ (Fe²⁺+Fe³⁺)

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄
Кислород — слабее Cl₂. Горение в O₂ → окалина Fe₃O₄
(смесь FeO·Fe₂O₃).

Коррозия — интерактив
Железная балка
Fe
исходное состояние
Условия:

Все химические реакции железа

Реагент | Уравнение | Продукт / с.о. Fe
--- | --- | ---
O₂ (горение) | 3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄ | окалина · +2,+3
Cl₂ | 2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃ | FeCl₃ · +3
S | Fe + S = FeS | FeS · +2
H₂O (пар) | 3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂↑ | окалина · +2,+3
HCl (разб.) | Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑ | FeCl₂ · +2
H₂SO₄ (разб.) | Fe + H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂↑ | FeSO₄ · +2
CuCl₂ (р-р) | Fe + CuCl₂ = FeCl₂ + Cu↓ | FeCl₂ · +2
Конц. HNO₃, H₂SO₄ | Пассивация — реакции нет (оксидная плёнка)

Защита от коррозии: покрытие краской/лаком, нанесение другого металла (цинкование, хромирование), легирование (нержавеющая сталь), протекторная защита (анод из Zn).
FeO
чёрный · Fe²⁺
восстановитель!
Fe₂O₃
красно-бурый · Fe³⁺
главная руда
Fe₃O₄
чёрный · FeO·Fe₂O₃
магнит · окалина

### FeO + кислота

FeO + 2HCl = FeCl₂ + H₂O 6FeO + O₂ = 2Fe₃O₄ ⚡

FeO — восстановитель, окисляется до Fe₃O₄ на воздухе

### Fe₂O₃ реакции

Fe₂O₃ + 6HNO₃ = 2Fe(NO₃)₃ + 3H₂O Fe₂O₃ + 2Al = Al₂O₃ + 2Fe 🔥

Термит: алюминотермия → получение Fe

### Fe₃O₄ + HCl

Fe₃O₄ + 8HCl = FeCl₂ + 2FeCl₃ + 4H₂O

Даёт сразу Fe²⁺ и Fe³⁺

### Fe(OH)₂ реакции

Fe(OH)₂ + 2HCl = FeCl₂ + 2H₂O 4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O = 4Fe(OH)₃

Буреет на воздухе: Fe²⁺ → Fe³⁺

Fe(OH)₂ на воздухе — цветовая анимация
пробирка
Fe(OH)₂ — белый
Наблюдай изменение:
Только что осадил Fe(OH)₂: белый/серо-зелёный осадок.

Качественные реакции на Fe²⁺ и Fe³⁺

#### Fe²⁺ + NaOH

#### Fe³⁺ + NaOH

#### Fe³⁺ + KSCN

#### Fe(OH)₃ получение

Ион | Реагент | Наблюдение | Уравнение
--- | --- | --- | ---
Fe²⁺ | NaOH | серо-зелёный ↓ | Fe²⁺ + 2OH⁻ = Fe(OH)₂↓
Fe³⁺ | NaOH | красно-бурый ↓ | Fe³⁺ + 3OH⁻ = Fe(OH)₃↓
Fe³⁺ | KSCN | кроваво-красный р-р | Fe³⁺ + 3SCN⁻ = Fe(SCN)₃