обществознание 
математика 
физика 
история 
биология 
химия
информатика 
литература 
английский язык 
география 
Популярное
Реакции кислот с солями
Условия, при которых кислота реагирует с солью, являются одними из самых сложных для понимания. Зная эту тему, можно заработать баллы в 6, 7, 8, 9, 30, 32 заданиях ЕГЭ в соответствии с критерями. Для этого нужно безошибочно определять, когда идет реакция, а когда она невозможна. Кислота + соль = кислота + соль
Неметаллы с щелочами
Знание того, как разные неметаллы ведут себя с щелочами, поможет при решении заданий на соответствие в 1 части и написании реакций из 2 части ЕГЭ по химии. Каждый неметалл ведет себя с щелочами по-разному: 1. – не реагируют с щелочами; 2. – диспропорционируют.
Основные способы получения оксидов
Окисление кислородом неметаллов с получением кислотных и несолеобразующих оксидов. При взаимодействии неметалла с избытком кислорода образуется оксид в высшей степени окисления неметалла, а в случае недостатка кислорода степень окисления будет промежуточной. Например: 2 C + O2(нед) → 2 CO C + O2(изб) → CO2 Однако сера всегда окисляется до промежуточной степени окисления (+4). S + O2 → SO2 Для дальнейшего окисления требуется катализатор (V2O5) и нагревание: 2SO2 + O2 ⇄t,k 2 SO3 В случае азота протекает обратимый процесс образования оксида азота (II) при нагревании до 3000 °C. N2 + O2 ⇄t 2 NO Но помните, что таким способом нельзя получить оксиды галогенов. Окисление кислородом металлов с получением основных и амфотерных оксидов. С кислородом не образуют оксид: натрий (образует пероксид) и калий, рубидий, цезий, франций (образуют надпероксид). Никогда не реагируют с кислородом золото, платина и палладий. 2 Cu + O2 –t→ 2 CuO 2 Al + 3 O2 → 2 Al2O3 3 Fe + 2 O2 → Fe3O4 Окисление кислородом сложных веществ. Летучие водородные соединения неметаллов сгорают в кислороде с образованием оксида и воды: 2 H2S + 3 O2(изб) → 2 SO2 + 2 H2O 2 PH3 + 4 O2 → P2O5 + 3 H2O 4 NH3 + 3 O2 → 2 N2 + 6 H2O, однако в присутствии катализатора реакция протекает с образованием других продуктов: 4 NH3 + 5O2 ⇄Pt 4 NO + 6 H2O Большинство сульфидов окисляются кислородом с образованием двух оксидов: 2 ZnS + 2 O2 –t→ 2 ZnO + SO2 4FeS2 + 11O2 –t→ 2Fe2O3 + 8SO2 Сильные кислоты-оксилители в реакциях с металлами и неметаллами образуют оксиды: S + 6 HNO3(конц) → 6 NO2 + H2SO4 + 2 H2O Cu + 4 HNO3(конц) → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O Cu + 2 H2SO4(конц) → CuSO4 + SO2 + 2 H2O Реакции образования малодиссоциирующих веществ также приводят к получению газообразного оксида. Na2CO3 + 2 HCl → 2 NaCl + CO2 + H2O K2SO3 + 2 HCl → 2 KCl + SO2 + H2O Окисление озоном простых и сложных веществ. Озон является более сильным окислителем, чем кислород. В связи с этим он способен окислять многие вещества и без нагревания. 4 Cu + 2 O3 → 4 CuO + O2 4P + 4 O3 → 2 P2O5 + O2 N2 + O3 → N2O + O2 H2S + O3 → SO2 + H2O
Окислительно-восстановительные реакции
Суть окислительно-восстановительной реакции заключается в обмене электронами: одни элементы их отдают, а другие — забирают, в результате чего и происходит изменение степени окисления этих элементов и образуются новые вещества. Элемент, который отдает электроны, называется восстановителем, а элемент, который эти электроны принимает — окислителем. Чтобы проще это было запомнить, предлагаю твоему вниманию такой интересный стишок: Окислитель — он грабитель. Электроны отбирает, карму (степень окисления) резко понижает. Восстановитель — он спаситель. Электроны отдает, карма (степень окисления) вверх его растет. Итак, мы делаем первый важный вывод: ОВР — это реакция между окислителем и восстановителем. Составление ОВР происходит в 3 этапа: выбор реагентов: окислителя, восстановителя и среды, если она необходима; написание продуктов реакции; расставление коэффициентов (уравнивание).
Задание №23
С 2022 года в ЕГЭ по химии появляется новое задание на химическое равновесие. Оно предполагает умение анализировать таблицы и применять знания из области неорганики и общей химии. Разберем алгоритм его решения на примере одного номера. Задание: В реактор с катализатором постоянного объема поместили пары аммиака и водорода. В результате протекания обратимой химической реакции: в системе установилось химическое равновесие. Используя данные, приведенные в таблице, определите исходную концентрацию аммиака () и равновесную концентрацию водорода (). Реагент NH3 N2 H2 Исходная концентрация (моль/л) 0,3 Равновесная концентрация (моль/л) 0,3 0,2 Выберите из списка номера правильных ответов: 1) 0,4 2) 0,2 3) 0,5 4) 0,7 5) 0,9 6) 1,0 моль/л Ответ: Решение: Исходная концентрация показывает концентрацию веществ до протекания реакции. Равновесная концентрация показывает концентрацию веществ после протекания реакции. 1. После протекания реакции из аммиака образовалось 0,2 азота. По коэффициентам реакции аммиака должно было вступить в два раза больше моль (), соответственно в реакцию вступило: 2. Исходя из условий, после протекания реакции в реакторе осталось еще 0,3 аммиака, то есть исходная его концентрация: 3. По коэффициентам реакции, водорода образовалось в 3 раза больше, чем аммиака (), то есть: 4. Исходная концентрация водорода была 0,3 , то есть после реакция водорода стало: Ответ: 45 Расписав таким образом каждое задание, можно с легкостью решить аналогичные номера и получить балла.
Основания: классификация, номенклатура, физические свойства и способы применения
Основания – это химические вещества, которые обладают способностью принимать протоны от кислот и образовывать ионы гидроксида (OH-). Основаниями являются гидроксиды металлов со степенями окисления «+1» и «+2», кроме . Они являются одной из основных групп химических соединений и находят широкое применение в различных областях науки и техники. I. Классификация оснований Классификация оснований основывается на их растворимости и устойчивости. Поделить основания можно на три группы: Растворимые в воде – щелочи. Это сильные основания, образованные металлами IA и IIA (начиная с Са) группы. Их всего 10 (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2, Ra(OH)2. Неустойчивые основания. Они являются слабыми основаниями, самопроизвольно разлагаются и не почти существуют в свободном виде. К ним относятся: NH4OH, AgOH, CuOH и Hg(OH)2. Подробные схемы разложения данных оснований представлены ниже на фото. Нерастворимые в воде основания. Все остальные гидроксиды металлов со степенями окисления окисления «+1» и «+2», кроме Be(OH)2, Zn(OH)2, Pb(OH)2 и Sn(OH)2. Они являются слабыми основаниями. Например, Fe(OH)2, Mg(OH)2
Реакции ионного обмена
Электролиты — это вещества, которые распадаются на ионы в растворе или расплаве. Неэлектролиты — это вещества, которые на ионы не распадаются. Например, если мы поместим в раствор сильный электролит — хлорид натрия, он распадается на ионы натрия и ионы хлора, которые теперь уже будут плавать отдельно. Сильный электролит NaCl распался на ионы в растворе Если следом мы добавим в этот раствор другой сильный электролит — нитрат серебра, ионы двух солей будут взаимодействовать друг с другом, образуя две новые соли: нитрат натрия: сильный электролит и распадается на ионы; хлорид серебра: неэлектролит и на ионы не распадается, образуя целую молекулу. В результате РИО образовался неэлектролит - соль AgCl Только что мы с тобой описали классическую реакцию ионного обмена, а теперь давай разбираться подробнее.
Атом. Электронные оболочки
Вокруг ядра атома находятся электроны. Электрон – частица, которая имеет заряд «-1» и очень маленькую массу, которой, как правило, пренебрегают. Электронная оболочка атома – совокупность всех электронов данного элемента. Поскольку атом не имеет заряда, количество «+» частиц должно быть равно количеству «-» частиц, поэтому в атоме: Количество электронов = количеству протонов = порядковому номеру элемента. Электроны удерживаются ядром за счет электростатического притяжения. Но все они находятся на разном расстоянии от ядра. Кто-то – ближе, а кто-то – дальше. Все зависит от энергии электронов. Электроны с меньшей энергией находятся ближе всех к ядру. Чем больше энергия электрона, тем сильнее он удаляется от ядра. Электроны с одинаковой энергией, соответственно, находятся на одинаковом расстоянии от ядра и образуют энергетический уровень (электронный слой). Количество энергетических уровней у любого элемента равно номеру периода в таблице Менделеева. Самый дальний от ядра уровень называется внешним. Его номер равен номеру периода, а электроны на нем называются внешними электронами. Перед внешним уровнем находится предвнешний. На одном уровне находятся несколько электронов с одинаковой энергией. Но дело в том, что они движутся вокруг ядра по разным траекториям и в разных плоскостях. Эти траектории называются орбиталями. Их существует несколько типов: --орбиталь --орбиталь --орбиталь --орбиталь Рассмотрим каждую орбиталь: -орбиталь имеет форму шара, который во всех плоскостях существует в неизменном виде. -орбиталь имеет форму гантелей и может существовать в трёх взаимно перпендикулярных плоскостях. Орбитали и имеют не постоянную форму, однако известно, что -орбиталь имеет пять вариантов, а -орбиталь – семь. Таким образом, мы имеем: уровни, в каждом из которых есть орбитали, существующие в разных плоскостях. Совокупность одинаковых орбиталей одного уровня называется подуровень. Например, все -орбитали (в количестве трёх) 2-го уровня образуют -подуровень. Запоминаем: чем ближе уровень к ядру, тем меньше электронов и орбиталей он в себя вмещает. Оказалось, что 1 энергетический уровень состоит только из одного -подуровня. На 2 энергетическом уровне находятся и подуровни, на третьем – подуровни.
Степень окисления
Для того, чтобы решить задание №3, нам нужно разбираться в понятиях «валентность», «степень окисления», и не путать их. Итак, начнем с самого начала: Связь между атомами образуется за счет образования общей электронной пары. Электроны имеют отрицательный заряд. Все элементы в таблице Менделеева имеют разную электроотрицательность (способность притягивать электроны). Когда образуется связь, какой-то из элементов сильнее притягивает электрон (несколько электронов), и его заряд становится отрицательным. А у атома, от которого этот электрон улетает, заряд становится положительным. Например, : у хлора электроотрицательность больше, чем у натрия, поэтому он перетягивает электрон натрия и приобретает отрицательный заряд, а натрий – положительный. Степень окисления — это условный заряд атома элемента в соединении. Она обозначается латинскими цифрами и всегда имеет знак (+2, -3, +7). При этом очень важно сначала ставить знак, а потом цифру, например, . Как и с валентностью, есть элементы с постоянной степенью окисления, а есть с переменной. Мы также должны запомнить список первых, хотя он и становится немного шире: Как и валентность, степень окисления бывает высшая, низшая и промежуточная. Высшая степень окисления равна номеру группы со знаком «плюс». Низшая определяется по формуле: № группы – 8. И промежуточная степень окисления — это все, что между ними. С первого взгляда может показаться, что валентность и степень окисления целочисленно равны. Например, : валентность – I, степень окисления – +1. Но степень окисления и валентность во многих случаях не совпадают. Например, валентность водорода в простом веществе равна I, а степень окисления – 0. В двойных оксидах у атома две степени окисления. Например, в железной окалине у железа две степени окисления: +2 и +3.. В пероксидах степень окисления атомов кислорода, равна –1, а валентность – 2. ().
Проскок электрона
Ранее мы разобрали порядок заполнения энергетических уровней и выяснили, что электроны не перейдут на следующий подуровень, пока не заполнят предыдущий до конца (принцип Гунда). Однако, иногда, данное правило будет нарушаться в связи с тем, что эти отступления от общей последовательности будут обеспечивать электрону меньшую энергию. Дело в том, что атомы стремятся полностью или наполовину заполнить подуровень (, ), поэтому когда в атомах элементов строение электронной оболочки приближается к вышеуказанному, может наблюдаться преждевременное заполнение -подуровня за счёт проскока электрона с внешнего - подуровня на предвнешний -подуровень.
Типы химической связи
Итак, все вокруг состоит из атомов. Атомы взаимодействуют друг с другом посредством образования химических связей (электронной пары). Давайте подробнее разберем виды связи и механизм их образования. Все элементы в таблице Менделеева можно разделить на металлы и неметаллы. Атомы отличаются друг от друга электроотрицательностью – способностью атомов перетягивать на себя общую электронную пару. У неметаллов электроотрицательность выше, самый ЭО элемент – это фтор. Таким образом, когда образуется соединение из нескольких атомов, кто-то перетягивает электронную пару на себя сильнее. При образовании соединения возможны несколько вариантов взаимодействия: Неметалл₁ + неметалл₂ () Неметалл₁ + неметалл₁ () Металл + неметалл () Металл₁ + металл₁ ()
Возбужденное состояние атомов
Ранее мы с вами прошли электронные оболочки атома и электронную конфигурацию. Давайте вспомним электронную конфигурацию хлора: Данная электронная конфигурация отражает основное состояние хлора. В этом состоянии у хлора один неспаренный электрон, значит, он может образовать только одну связь по обменному механизму, то есть иметь валентность I, например, в : Но у хлора может быть валентность не только I, но еще и III (), V (), и даже VII (). Как такое возможно? Дело в том, что атомы могут переходить в так называемое возбужденное состояние, при котором их электронные пары распариваются и электроны занимают свободные орбитали на этом же уровне. А где взять эти свободные орбитали? Давайте вспомним, что хлор находится в 3 периоде, а это значит, что на внешнем слое у него 3 подуровня: , и . Да, в основном состоянии -подуровень у хлора не заполнен, но это не значит, что его не существует. Если атому хлора в основном состоянии сообщить энергию извне, он перейдёт в первое возбужденное состояние, при котором одна электронная пара распаривается: В данном состоянии у Хлора три неспаренных электрона, а значит валентность равна III. Второе возбужденное состояние хлора будет выглядеть так: Валентность Хлора в нем равна V. Третье возбужденное состояние Хлора: Теперь валентность хлора стала равна VII. Больше в возбужденное состояние он переходить не может, так как на внешнем уровне закончились неспаренные электроны. Поэтому данная валентность будет называться высшей (равна номеру группы). Однако 3 элемента не могут переходить в возбужденное состояние, соответственно, и иметь валентность равную номеру группы. Эти элементы – азот, кислород и фтор. Они находятся во втором периоде, значит, на внешнем слое 2 подуровня ( и ) и свободных орбиталей для распаривания электронной пары у них нет: Азот: Кислород: Фтор:
Валентность
Наш мир так многообразен, потому что химические элементы способны образовывать соединения посредством связей. В свою очередь химия связь зависит от степени валентности. Поэтому разбираемся, что это и как поможет нам на экзамене. Валентность — это возможность атомов образовывать химические связи с другими атомами. Она обозначается римскими цифрами (I, II, III, IV и т.д.) Есть элементы, у которых только одна валентность. Например, Кальций: его постоянная валентность, равная II, а это значит, что он может образовывать две связи: Но большинство элементов в разных соединениях проявляют разную валентность. Например, сера. У нее может быть валентность II, IV, VI: В таком случае различают низшую валентность ― минимальное число связей, которые может образовать элемент, промежуточную, и высшую (максимальное число связей). Для серы минимальная валентность – II, максимальная - VI. Как же определить, у каких элементов постоянная валентность, а у каких – переменная? Для этого есть таблица, в которой собраны все элементы с постоянной валентностью, у всех остальных – переменная. Теперь разбираемся с элементами, у которых может быть несколько валентностей: Для этих элементов (за исключением кислорода, азота и фтора (см. тему «Возбужденное состояние)) высшая валентность равна номеру группы. Низшая валентность вычисляется по формуле: № группы – 8 Валентность между высшей и низшей называется промежуточной. Разберем на примере брома: Бром находится в VII группе, значит его высшая валентность равна VII. Считаем низшую валентность: № группы – 8 = 7 – 8 = –1. Валентность – это количество связей, поэтому она не может быть отрицательной, соответственно низшая валентность брома равна I. Промежуточная валентность брома – III, V (см. тему «Возбужденное состояние»).
Атом. Таблица Менделеева
Из атомов состоит всё, что нас окружает. Основные характеристики атомов записаны в таблице Менделеева. Давайте разберемся, что они обозначают. Атом состоит из ядра и электронных оболочек. Он заряжен нейтрально.
Как уравнивать реакции ионного обмена
Химические реакции — это то, с чем сталкивается любой школьник, который сдает ЕГЭ по химии. И справляться с ними достаточно легко, если знать несколько важных правил. В этой статье мы разберем основную теорию, необходимую тебе для решения задач и получения заветных баллов. Химическая реакция — превращение одного или нескольких веществ в другие вещества. Давай на нее посмотрим: В записи уравнения реакции мы видим маленькие цифры и большие. маленькие цифры называются индексами. Они относятся к самим веществам, отображая их молекулярную формулу, поэтому при уравнивании мы их трогать не будем; большие цифры, которые стоят впереди веществ — это коэффициенты. Именно их мы будем ставить при уравнивании. Отсутствие коэффициента означает коэффициент 1. Реакция считается уравненной, если количество элементов слева (до →) равно количеству элементов справа (после →). Давай проверим нашу реакцию, посчитав, например, атомы хлора: слева в реакции 4 атома хлора () и справа тоже 4 ( и ). То же самое можно сказать и про остальные атомы, значит эта реакция уравнена. Таким образом, уравнивание — это расстановка коэффициентов для того, чтобы уравнять атомы до и после реакции (слева и справа).
Номенклатура алканов
Номенклатура – это система правил, которая позволяет дать название любому соединению в органике. Нам нужно придерживаться определенного алгоритма, чтобы правильно назвать органическую молекулу. Ниже приведена подробная инструкция: Сколько атомов С 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 Мет Эт Проп- Бут Пент Гекс Гепт Окт Нон Дек Сколько одинаковых заместителей − (моно) Ди Три Тетра Пента Гекса Гепта Окта Нона Дека Если алкан имеет линейное (нормальное) строение, то нужно найти число атомов углерода в основной цепи, а уже по этому числу выбрать корень из первой строки и добавить в нему суффикс «ан»: 3 атома углерода в основной цепи → пропан 5 атомов углерода в основной цепи → пентан Если от основной цепи отходят заместители, то алгоритм ниже
Основания: способы получения
Раннее мы разобрали классификацию, номенклатуру, физические и химические свойства и применение оснований и поняли, что оснований — это один из важнейших классов химических соединений, широко распространенных в природе и промышленности. Сегодня мы разберемся с их способами получения: Способы получения оснований 1. Основный оксид с водой ТОЛЬКО ДЛЯ ЩЕЛОЧЕЙ: Только оксиды, образованные ЩМ и ЩЗМ реагируют с водой. Основный оксид + вода = щелочь Пример:
Разложение в неорганике
Реакции разложения — химические реакции, в которых из одного более сложного вещества образуются два или более других, более простых веществ. Такие реакции встречаются практически в каждой теме, и зачастую они теряются в общей массе других не менее важных реакций. В этой статье мы выписали самые популярные из них. 1. Термическое разложение хлоратов При нагревании хлораты щелочных металлов разлагаются на хлорид и перхлорат: Если реакцию проводить в присутствии катализатора (), то процесс идет по-другому: 2. Перманганаты и бихроматы также разлагаются при нагревании: 3. Перекись водорода В этих реакциях одновременно повышает степень окисления до 0 и понижает до -2. 4. Нерастворимые карбонаты разлагаются на оксид металла и углекислый газ: Гидрокарбонаты металлов разлагаются уже при более низких температурах на карбонаты, углекислый газ и воду. Реакция идет даже при кипячении растворов. 5. При нагревании соли аммония разлагаются с получением смеси газообразных продуктов: При нагревании нитрата и нитрита аммония протекает реакция сопропорционирования: Дихромат аммония разлагается с выделением азота (реакция «вулканчик»): 6. При нагревании разлагаются и нитраты, однако здесь присутствует особая закономерность: продукты термического разложения нитратов зависят от соединения металла более устойчивого при высокой температуре. Их можно легко запомнить, если разметить электрохимический ряд напряжения металлов следующим образом: Если нагревают нитрат металла в низшей положительной степени окисления, то степень окисления металла в оксиде станет выше (он окисляется до устойчивой степени окисления): Пример задания: Установите соответствие между формулой вещества и продуктами термического разложения: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой. Воспользуйтесь теорией, которую мы только что разобрали, чтобы выполнить задание верно ФОРМУЛА В-ВА ПРОДУКТЫ ТЕРМИЧЕСКОГО РАЗЛОЖЕНИЯ А) 1) нитрит металла, кислород Б) 2) оксид металла, кислород, оксид азота (IV) В) 3) металл, оксид азота (IV), кислород Г) 4) металл, оксид азота (II), кислород 5) металл, азот, кислород 6) оксид металла, оксид азота (I), кислород Ответ: 1223
Переходные элементы
Есть несколько элементов, электронная конфигурация которых отличается от общепринятой. В 1 задании иногда попадаются эти элементы, давайте разберем их особенности: Вспомним основные тезисы по теме "конфигурация атома": Электроны располагаются вокруг ядра уровнями. Количество уровней равно номеру периода. Период – это горизонтальный столбец. Внутри каждого уровня есть подуровни, которые называются орбиталями. На первом уровне только -орбиталь. На втором – и , на третьем – , , . Группа – это вертикальный ряд химических элементов. Она делится на главную и побочную подгруппы. Главная подгруппа начинается сверху, а побочная располагается с другого края группы. И вот тут возникает вопрос: чем отличаются элементы главной и побочной подгруппы, почему одни находятся справа, а другие – слева? Давайте рассмотрим электронную конфигурацию титана: Порядковый номер этого элемента – 22, значит у него 22 электрона. И теперь заполняем энергетические уровни согласно принципу наименьшей энергии: Далее рассмотрим, как заполняются эти уровни в таблице Менделеева: У Титана электронная конфигурация заканчивается на -подуровне, поэтому в таблице Менделеева он находится в побочной подгруппе и называется переходным элементом. Можем сделать вывод:
Как уравнивать окислительно-восстановительные реакции
Если ты готовишься к ЕГЭ по химии, то точно сталкивался с окислительно восстановительными реакциями. Это такие реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов, входящих в состав молекул реагирующих веществ. Давай разберемся, какие навыки в решении заданий с окислительно-восстановительными реакциями тебе понадобятся, чтобы получить максимум баллов на экзамене. Для того, чтобы научиться уравнивать ОВР, мы перенесемся в мир окислителей-грабителей и восстановителей-спасителей. Вся суть ОВР помещается в один легко запоминающийся стишок: Окислитель — он грабитель. Электроны отбирает, карму (степень окисления) резко понижает. Восстановитель — он спаситель. Электроны отдает, карма вверх его растет. То есть после реакции у элемента-окислителя увеличивается количество электронов, а у элемента-восстановителя уменьшается. Электроны заряжены отрицательно, поэтому окислитель свою степень окисления понижает, а восстановитель повышает. Окислитель в реакции может забрать только определенное количество электронов, а восстановитель отдает тоже их фиксированное количество. И не всегда эти значения совпадают. Однако электроны не могут испариться в воздухе или появиться из ниоткуда, поэтому наша задача при уравнивании ОВР сводится к тому, чтобы уравнять количество отданных и принятых электронов. Для этого мы будем пользоваться методом электронного баланса, который состоит из этапов: Записываем элементы, которые меняют степени окисления; Считаем разницу в их степенях окисления до и после реакции; Дописываем коэффициенты (крест накрест), чтобы уравнять количество отданных и принятых электронов; Ставим эти коэффициенты перед веществами в реакции; Математически уравниваем оставшиеся элементы, которые не поменяли свои степени окисления. Давай разберем это на примере реакции: Расставим степень окисления элементов и выясним, у кого она изменилась: Мы видим, что свою степень окисления поменяли два элемента: сера и азот. При этом сера ее повысила (с -2 до +6), а азот понизил (с +5 до +4). Значит сера - восстановитель, а азот - окислитель. Посчитав разницу между левой степенью окисления и правой, находим количество отданных и принятых электронов: Чтобы уравнять количество отданных и принятых электронов, мы умножаем азот на 8: Теперь записываем эти коэффициенты в уравнение реакции (перед азотом слева и справа ставим 8, а перед серой - ничего (коэффициент 1)): Помимо серы и азота в нашем уравнении присутствуют и другие атомы: водород и кислород. Они тоже должны быть уравнены, для этого нам необходимо поставить коэффициент перед единственным нетронутым веществом — водой. Для этого давай посчитаем количество водорода слева: 2 (в ) + 8 (в ) = 10 H. Справа тоже должно быть 10 Н. Два водорода уже присутствуют справа в серной кислоте, поэтому на воду остается восемь. Так как в молекуле воды 2 водорода, нам необходимо поставить перед водой коэффициент 4. Попробуй самостоятельно уравнять следующие реакции: Ответы: 1 | C⁰ — 4e → C⁺⁴ 2 | S⁺⁶ + 2e → S⁺⁴ 1 | Cu⁰ — 2e → Cu⁺² 2 | N⁺⁵ + e → N⁺⁴ 6 |Fe⁺² — e → Fe⁺³ 1 | Cl⁺⁵ + 6e → Cl⁻¹ Поздравляем! Теперь у тебя есть все инструменты для того, чтобы уравнять любую реакцию! До встречи :)
| МГ | Pro | ProMax | |
| Практика на платформе |  |
|
|
| Отслеживание прогресса обучения | |
|
|
| Двухуровневое домашнее задание после каждого вебинара | |
|
|
| Все материалы составлены экспертом ЕГЭ | |
|
|
| Персональный менеджер | |
|
|
| Личный куратор | |
|
|
| Разбор ошибок личным куратором | |
|
|
| Еженедельные созвоны с куратором для закрытия индивидуальных пробелов | |
||
| Составление индивидуального расписания | |
счёта
средств
подтверждено!
Теперь вы можете приступить
к следующему уроку
курса по математике
замены
Для смены номера телефона
мы отправили Вам код по СМС,
введите его в поле ниже.
Онлайн картой