Химия в уравнениях реакций ж кочкарова

Химия в уравнениях реакций, Учебное пособие, Кочкаров Ж.А., 2019

Химия в уравнениях реакций, Учебное пособие, Кочкаров Ж.А., 2019.

Пособие включает систематизированный материал по химии элементов и их соединений. С помощью химических реакций описаны методы получения и свойства простых и сложных неорганических и органических веществ. Рекомендуется учащимся и учителям средних общеобразовательных школ, абитуриентам, студентам.

ХИМИЯ БРОМА, ЙОДА И ИХ СОЕДИНЕНИЙ.
Бром — красно-бурая летучая жидкость, пары имеют резкий удушливый запах, мало растворим в воде, раствор брома в воде — «бромная вода»; йод — черно-фиолетовые кристаллы с металлическим блеском и острым запахом, летуч (возгоняется), мало растворим в воде, водный раствор — «йодная вода».

ОГЛАВЛЕНИЕ.
Предисловие.
Глава 1.ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ.
Глава 2.РЕШЕНИЕ ЗАДАЧ НА КИСЛЫЕ СОЛИ.
Глава 3.ХИМИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ.

Бесплатно скачать электронную книгу в удобном формате, смотреть и читать:
Скачать книгу Химия в уравнениях реакций, Учебное пособие, Кочкаров Ж.А., 2019 — fileskachat.com, быстрое и бесплатное скачивание.

Скачать pdf
Ниже можно купить эту книгу по лучшей цене со скидкой с доставкой по всей России. Купить эту книгу

Ж. А. Кочкаров неорганическая химия в уравнениях реакций учебное пособие

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РФ

КАБАРДИНО-БАЛКАРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

В УРАВНЕНИЯХ РЕАКЦИЙ

Учебное пособие

Допущено УМО по классическому университетскому образованию

в качестве учебного пособия для студентов высших учебных заведений, обучающихся по направлению 020100.62 – химия

Нальчик – 2011 г.

Рецензенты : Гасаналиев А.М. – дхн., профессор каф.химии Дагестанского

педагогического университета , заслуженный деятель науки РФ.

Гаркушин И.К. – дхн., профессор каф.химии Самарского

технологического университета, заслуженный деятель науки РФ.

Неорганическая химия в уравнениях реакций:Учебное пособие/ Кочкаров Ж.А. Нальчик, 2011.- 382с.

Пособие включает систематизированный материал по химии элементов и их соединений в соответствии с типовой программой дисциплины «Неорганическая химия» для химических факультетов государственных университетов на основе химических реакций. Отдельно рассмотрены и оригинально представлены реакционные способности простых и сложных веществ. Представлен новый подход к классификации окислительно-восстановительных реакций и перспективный метод составления их уравнений. С позиции современной теории кислот и оснований рассмотрены кислотно-основные реакции, процессы диссоциации и гидролиза, разложения солей и кристаллогидратов.Учебное пособие предназначено для студентов химических факультетов университетов, будет полезно аспирантам, преподавателям и всем, кто интересуется неорганической химией или работает в этой области.

Химия элементов и их соединений………………………………….

I.4. Химия серы, селена и теллура…………………………………………..

I.7. Химия мышьяка, сурьмы и висмута………………………………….

I.15.Химия галлия, индия и таллия…………………………………………

I.16.Химия щелочных металлов……………………………………………

I.17.Химия бериллия, магния и щелочноземельных металлов…………..

I.18.Химия цинка, кадмия и ртути…………………………………………

I.19.Химия элементов подгруппы скандия.Лантаниды и актиниды……..

I.20.Химия элементов подгруппы титана…………………………………

I.21.Химия элементов подгруппы ванадия………………………………..

I.23.Химия кобальта и никеля……………………………………………..

I.24.Химия хрома молибдена и вольфрама………………………………..

I.26.Химия технеция и рения……….………………………………………

I.27.Химия меди, серебра и золота.………………………………………..

I.28.Химия платиновых металлов………………………………………….

I.29. Химия благородных газов…………………………………………….

II.Реационные способности веществ…………………………….…………

III.Реакции с переносом электрона……………………….…….

III.1.Классификация окислительно-восстановительных реакций

III.2.Протонно-кислородный баланс -перспективный метод составления уравнений окислительно — восстановительных реакций.

IV. Реакции с переносом протонов. Протолитические реакции….

IV.1. Поляризующее влияние ионов на гидролиз солей……………….353

IV.2. Уравнения реакций протолиза (гидролиз)………………………..364

IV.3.Протолитические реакции разложения солей аммония и кристаллогидратов……………………………………………………….368

Настоящее учебное пособие- одна из первых в нашей стране попыток изложить курс неорганической химии на основе химических реакций.

Курс неорганической химии является одним из основных курсов в системе химического образования и имеет фундаментальное значение в становлении специалиста широкого профиля  химика-исследователя и химика-преподавателя (ВУЗа, школы). Более того, в учебных планах большинства университетов этот курс открывает систематическое химическое образование. Он призван познакомить студента с фактическим материалом по химии элементов и тенденциями в изменении свойств простых веществ и соединений элементов по группам и периодам.

В связи с этим неорганическая химия является основной фундаментальной дисциплиной, знание которой служит информационной и методологической основой при изучении следующих химических дисциплин. Она закладывает основы научного химического мышления, дает определенный запас фактических сведений и навыки практической работы, причем все три компонента неразрывно связаны и являются одинаково важными.

Основными задачи современной неорганической химии являются: 1) изу­чение строения неорганических соединений; 2)установление связи их строения со свойствами и реакционной способнос­тью; 3)разработка методов синтеза и глубокой очистки; 4)рассмотрение процессов химических реакций; 5)обучение грамотному восприятию химических явлений; 6) формирование умении и навыков экспериментальной работы;

7) развитие способности к творчеству, в том числе, к научно-исследователь-ской работе.

Задача данного пособия- помочь студентам закрепить основные теоретические положения неорганической химии, научить использовать химические уравнения для осмысленного восприятия важнейших химических процессов.

В первую очередь учебное пособие предназначено студентам-первокурсникам химических факультетов университетов, но представленный обширный материал по химии элементов делают его полезным и студентам старших курсов.

В учебном пособии 4 главы и 35 подглав, в каждой подглаве имеются разделы: возможные пути получения и свойства простых и сложных веществ.

Основное внимание уделено ознакомлению с самыми общими и принципиально важными закономерностями протекания процессов в химических системах, установлению связей между составом, строением и свойствами веществ. Систематически изложен курс неорганической химии (химии элементов) в соответствии с типовой программой дисциплины «Неорганическая химия» для химических факультетов государственных университетов.

Поскольку в современной химической систематике разделение соединений на классы ведется в соответствии с природой наиболее электроотрицательной части соединения, то рассмотрение химии элементов начинается с неметаллов. Уменьшение числа валентных электронов ведет к уменьшению числа возможных степеней окисления и к усилению металлических свойств. Следовательно, генеральной линией при обсуждении свойств элементов в свете периодического закона является плавное уменьшение неметаллических и увеличение металлических свойств непереходных элементов. Выделение в отдельное рассмотрение переходных металлов оправдано особенностями электронного строения соединений этих элементов. Таким образом, материал пособия построен так, чтобы дать студентам представление о свойствах соединений химических элементов, основанное на Периодическом законе Д.И. Менделеева.

Важнейшей частью пособия является раздел, посвященный классификации окислительно-восстановительных реакций в неорганической химии, в котором автором представлена принципиально новая классификация. По этой классификации все окислительно-восстановительные реакции делятся на меж- и внутримолекулярные, а диспропорционирование и сопропорционирование являются частными случаями двух выделенных типов. На многочисленных примерах автор показывает справедливость такого подхода к классификации окислительно-восстановительных реакций.

Здесь же автором предложен новый метод составления уравнений самых сложных реакций с участием неорганических, органических и нестехиометрических соединений. Все химические реакции в пособии рассматриваются именно с позиции представленной классификации.

Особый интерес в учебном пособии представляет раздел «Реакционная способность веществ», в котором на основе термодинамики рассматриваются твердофазные реакции и реакции в водных растворах.

Наконец, методически очень интересно изложен раздел, в котором кислотно-основные реакции, процессы электролитической диссоциации, гидролиз солей и разложение кристаллогидратов рассмотрены с позиции современной теории кислот и оснований.

Учебное пособие позволит студентам получить представление о современном состоянии и путях развития неорганической химии, о ее роли в получении неорганических веществ с заданными свойствами и создании современных технологий, о процессах, происходящих в природе и повседневной жизни.

Автор приносит глубокую благодарность профессорам МГУ

В.Ф. Шевелькову и П.Е. Казину, профессорам Гаркушину И.К.(Сам.ГТУ) и Гасаналиеву А.М.(Даг.ГПУ) за ценные критические замечания и тщательное рецензирование учебного пособия.

Буду благодарен читателям за пожелания и замечания, которые будут способствовать улучшению учебного пособия.

I . ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

I .1. ХИМИЯ ВОДОРОДА

Н 2 — газ без цвета, запаха и вкуса, нерастворим в воде и в других жидкостях, хорошо растворяется в металлах; проявляемые степени окисления – (±1), элемент космоса, восстановительные свойства выражены сильнее, кристаллическая решетка молекулярная

Возможные пути получения

Zn + 2HCl (20%р) = ZnCl 2 + H 2 ↑ (в аппарате Киппа, для ускорение реакции добавляют – CuSO 4)

Zn + CuSO 4 = Cu + ZnSO 4 (создается гальван. пара Cu // Zn )

Fe + H 2 SO 4( р ) = FeSO 4 + H 2 ↑

2Al ( т ) + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 ] + 3H 2 ↑ (также с Be и Zn) или

2Al ( т ) + 2NaOH + 10H 2 O = 2Na[Al(OH) 4 (H 2 O) 2 ] + 3H 2 ↑

2Al ( т ) + 2NaOH + 2H 2 O = 2NaAlO 2 + 3H 2 ↑ (t, также с Be и Zn)

Si + 2KOH + H 2 O = K 2 SiO 3 + 3H 2 ↑ (t, трудно регулировать)

2H 2 O = 2H 2 ↑+ О 2 ↑ (электролиз разбавленных растворов щелочей)

2NaCl (р) + 2H 2 O = H 2 ↑+ Cl 2 ↑ + 2NaOH (электролиз раствора с диафрагмой)

С (раск. антрацит) + H 2 O (перегретый пар) = [СО↑ + H 2 ↑] синтез-газ (1000 о С)

СН 4 (г) + О 2 (г) + 2H 2 O (г) = 2СО 2г ↑ + 6H 2 ↑ (800-900 о С, кат)

3СН 4 (г) + О 2 (г) + H 2 O (г) = 3СО↑ + 7H 2 ↑ (800-900 о С, кат)

2СН 4 (г) + О 2 (г) = 2СО↑ + 4H 2 ↑ + Q (600 о С, кат: Ni,)

СН 4 (г) + H 2 O (г) = СО↑ + 3H 2 ↑ — Q (800-900 о С, кат: Ni) разделение газов

СО (г) + H 2 O (г) = СО 2 ↑ + H 2 ↑ + Q (400 о С, кат: FeO/CoO,) этаноламином

СН 4 (г) + 2H 2 O (г) = СО 2 ↑ + 4H 2 ↑ (800 о С, конверсия метана)

СН 4 (г) = С (т) + 2H 2 ↑ (t>1500 о С, пиролиз газа)

3Fe + 4H 2 O перегретый пар = Fe 3 O 4 + 4H 2 ↑ (900-1000 о С, старый метод)

4H 2 O пар + [BaS + Mn 3 O 4 ] катализатор = 4H 2 ↑ + 2O 2 ↑ (температура красного каления, 1912г)

Окислительно-восстановительные свойства водорода

1. Восстановительные свойства водорода

1) реакции с простыми веществами:

2H 2(г) + O 2(г) = 2H 2 O (г) (кат: Pd- на холоду и в темноте) температура

2моль : 1моль = гремучий газ пламени

2H 2(г) + O 2(г) = 2H 2 O (г) + Q (t >400 о С , в кислороде) достигает 2800 о С

2H 2(г) + O 2(г) = 2H 2 O (г) + Q (600 о С , на воздухе)

H 2(г) + Cl 2(г) = 2HCl↑ (поджигание или на свету – взрыв; в присутствии Pt -на холоду и в темноте )

H 2(г) + F 2(г) =2HF (г) (при обычных условиях, взрыв, ковалентный гидрид)

H 2(г) + Br 2(г) =2HBr↑ (t; в присутствии Pd -на холоду и в темноте )

H 2(г) + I 2(г) =2HI↑ (t; в присутствии Pd -на холоду и в темноте )

H 2(г) + S (т) ↔ H 2 S↑ (150-300 о C, ковалентный гидрид)

H 2(г) + N 2(г) ↔ 2NH 3 ↑ (450 о C, кат: Fe, Р=200 атм, ковалентный гидрид)

2H 2(г) + 2N 2(г) + O 2(г) + 2H 2 O = 2NH 4 NO 2 (кат:Pd — связывает N 2 в обычных усл.)

H 2(г) + C (т) ≠ нет реакции

H 2(г) + Si (т) ≠ нет реакции

2) реакции с кислотными и безразличными оксидами:

СО 2(г) + 4H 2(г) = СН 4 ↑ + 2H 2 O↑ (t)

SО 2(г) + 3H 2(г) = H 2 S↑ + 2H 2 O↑ (t; кат: Pd – в темноте и на холоду)

SO 2 (г) + 2H 2 (г) = S↓ + 2H 2 O

nСО (г) + (2n +1)H 2(г) = С n Н 2 n +2 + nH 2 O↑ (t, синтез Фишера-Тропша)

СО (г) + H 2(г) = СН 3 ОН (p, t, кат: ZnO / Cr 2 O 3 )

CO 2(г) + 3H 2 = CH 3 OH + H 2 O (400 o C, 30мПа, кат: ZnO+Cr 2 O 3 )

N 2 O (г) + H 2(г) = N 2 ↑ + H 2 O↑ (t)

2NO (г) + 2H 2(г) = N 2 ↑ + 2H 2 O↑ (t, используется в очистительных системах)

2NO 2(г) + 7H 2(г) = 2NH 3 + 4H 2 O (кат: Pt, Ni)

SiO 2(т) + H 2 = SiO (г) ↑ + H 2 O↑ (t>1000 0 C),

3)реакции простого вещества водорода с оксидами металлов:

представлен ряд реакционной способности простых веществ металлов по отношению к простому веществу кислороду и воде, в котором металлы расположены по возрастанию ∆G о , кДж на единицу степени окисления металла в оксиде (он отличается от ряда стандартных электродных потенциалов):

Восстановительные свойства простых веществ металлов понижаются→

Ca кр Mg кр Li кр Sr кр Ba кр Al кр Na кр K кр Zn кр Rb кр Sn кр

∆G:-302 -285 -281 -280 -264 -264 -189 -161 -160 -147 -129

CaO кр MgO кр Li 2 O кр SrO кр BaO кр Al 2 O 3кр Na 2 O кр K 2 O кр ZnO кр Rb 2 O кр SnO кр

Окислительные свойства оксидов усиливаются →

Восстановительные свойства простых веществ металлов понижаются →

H 2г Cd кр Co кр Ni кр Pb кр Cu кр Au кр Ag кр

∆G: -119 -115 -107 -106 -95 -65 -13 -6

H 2 O ж CdO кр CoO кр NiO кр PbO кр CuO кр Au 2 O 3кр Ag 2 O кр

Окислительные свойства оксидов усиливаются →

Металлы, стоящие в этом ряду левее водорода, не могут быть восстановлены водородом из их оксидов:

ZnО + H 2 ≠ , СаО + H 2 ≠, Al 2 O 3 + H 2 ≠

Реакции прстого вещества водорода с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов могут протекать по схеме внутримолекулярной дисмутации [ 8 ]:

Ме 2 O (т) + H 2(г) = МеH + MeOH (Ме = Na, K, Rb, Cs)

2МеО + 2H 2 = МеH 2 + Ме(ОН) 2 (Ме =Ca, Ba, Sr)

МgО + H 2 ≠, BeО + H 2 ≠

Реакции с оксидами металлов, расположенных в представленном ряду правее водорода, идут по схеме восстановления металлов из их оксидов:

MeO ( т ) + H 2( г ) = Me ( т ) + H 2 O↑ (t, Me = Сo, Ni, Cu)

WO 3(т) + 3H 2(г) = W (т) + 3H 2 O↑ (600 о С, также с MoO 3 )

Me 2 O 7( т ) + 7H 2( г ) = 7H 2 O + 2Me (t, Me – Mn, Re,Te)

Me 3 O 4( т ) + H 2( г ) = H 2 O + 3MnO (t)

МеO ( т ) + H 2( г ) = Me + H 2 O (Me (CЭП > +0,7) = Hg, Ag, Pd, Au)

Sb 2 O 3( т ) + 3H 2 = 2Sb + 3H 2 O (500-600 o C)

Bi 2 O 3 + 3H 2 = 2Bi + 3H 2 O (240-270 o C)

PbО 2 + Н 2 = Н 2 О + PbO (t)

PbО + Н 2 = Н 2 О + Pb (t)

4) реакции с некоторыми органическими веществами:

С 2 Н 4(г) + H 2(г) = С 2 Н 6(г) ↑ (p, t, кат: Ni, гидрирование, восстановление алкенов)

R– CНО (альд) + H 2(г) = R– СН(ОН) (спирт) (кат: Ni, t)

R– CО –R (кетон) + H 2(г) = R–С(ОН)–R (вторичный спирт) (кат: Ni, восстановление)

R–CН=СН 2 + H 2(г) + CО = R–СН 2 СН 2 CНО (кат: гидроформилирование)

5) реакции с хлоридами, нитратами, нитридами и сульфатами:

SiHCl 3 + H 2(г) = Si↓ + 3HCl↑ (t)

III. РЕАКЦИИ С ПЕРЕНОСОМ ЭЛЕКТРОНА

III.1.Классификация окислительно-восстановительных реакций

в неорганической химии 10

По традиционной классификации окислительно-восстановительные реакции делятся на три типа: 1) межмолекулярные, 2) внутримолекулярные,

3) диспропорционирования.

Мы предлагаем, в зависимости от характера переноса электрона, все окислительно-восстановительные реакции дифференцировать на два типа: межчастичные и внутричастичные (схема 1,табл. 1). Нами здесь под частицами подразумеваются: нейтральные атомы, атомы в различных степенях окисления, ионы и молекулы.

Таблица 1. К лассификация химических реакций в неорганической химии

Типы химических реакций

I.Реакции с переносом протона —

I. Реакции межчастичного кислотно-основного взаимодействия в водных растворах

1. Реакции межмолекулярного кислотно-основного взаимодействия;

2. Реакции ионно-молекулярного кислотно-основного взаимодействия;

3. Реакции межионного кислотно-основного взаимодействия

П. Реакции внутримолекулярного кислотно- основного взаимодействия

II.Реакции с переносом электрона -окислительно-восстановительные реакции

I. Межчастичное окисление-восстановление

1. Межмолекулярное (межионное и ионно-молекулярное):

а) с конмутацией,

в) с дисмутацией,

с) без конмутации и дисмутации.

а) с дисмутацией,

в) без дисмутации.

а) с конмутацией,

в) без конмутации.

II. Внутричастичное окисление-восстановление

а) с конмутацией;

в) с дисмутацией

с) без конмутации и дисмутации.

а) с конмутацией;

в) с дисмутацией

с) без конмутации и дисмутации

3.Реакции без переноса протона и электрона

I.Реакции ионного обмена

1. Реакции ионного обмена в водных растворах с участием ионов-непротолитов;

2. Реакции донорно-акцепторного взаимодействия:

реакции с образованием ковалентной связи по донорно-акцепторному механизму

ДИСМУТАЦИЯ

КОНМУТАЦИЯ

без ДИСМУТАЦИ И КОНМУТАЦИИ

Схема 2.Упрощенная схема предлагаемой классификации

Межчастичные окислительно-восстановительные реакции, в свою очередь, можно разделить на:

1. Межмолекулярные (межионные, ионно-молекулярные);

2. Межатомные; 3. Атомно-молекулярные (атомно-ионные)

Внутричастичные окислительно — восстановительные реакции также

можно разделить на:1. Внутримолекулярные; 2. Внутриионные.

Далее для лучшего восприятия материала будем представлять упрощенный вариант классификации (схема 2).

Таким образом, в соответствии с предложенной нами классификацией, все окислительно-восстановительные реакции делятся на межмолекулярные и внутримолекулярные (схема 2), реакции диспропорционирования (дисмутация) и конмутации входят в состав двух выделенных типов и являются их частными случаями.

Конмутация (компропорционирования, сопропорционирвания) – это

окислительно-восстановительная реакция, в ходе которой степени окисления

атомных частиц одного химического элемента выравниваются (схема 3):

А х

2А z (А х +А y → 2А z )

Схема 3. Внутримолекулярная и межмолекулярная конмутация: (А х , А y ) –

атомные частицы химического элемента (А) в исходном (исходных) веществе

(веществах); А z – атомные частицы химического элемента (А) в продукте

реакции; x, y и z — степени окисления атомных частиц.

1. Третьяков Ю.Д. , Мартыненко Л.И. , Григорьев А.Н., Цивадзе А.Ю. Неорганическая химия. Химия элементов М.: Химия, Книга 1, 2001. 472с, Книга 2, 2001. 583с.

2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: ВШ, 1998. 743с.

3. Некрасов Б.В. Основы общей химии. М.: Химия, 1972-1973, Т. 1, 2 и 3

4. Спицын В.И., Мартыненко Л.И. Неорганическая химия. М.: Изд-во МГУ, 1991,1994. Ч.1, 2.

5.Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М.:Химия,1994. 588с

6. Кочкаров Ж.А.,Черкесов Б.Х.. Р-элементы VIА-группы Периодической

системы Д.И.Менделеев, КБГУ, Нальчик, 2005 г ,46с.

7. Черкесов Б.Х., Кочкаров Ж.А. Р-элементы VIIА-группы Периодической

системы Д.И.Менделеева КБГУ, Нальчик, 2006 г, 35с.

8. Кочкаров Ж.А. Протонно-ионный метод составления уравнений

окислительно-восстановительных реакций. Журн. Химия/ Методика

преподавания . 2005. №7. С.48-50

9. Кочкаров Ж.А. Уравнения окислительно-восстановительных реакций:

Метод протонно-кислородного баланса и классификация ОВР// Науч-метод. Журн. «Химия в Школе», 2007, №9. С.44-47

10. Кочкаров Ж.А. Классификация окислительно-восстановительных

реакций в неорганической химии. Материалы международной науч-прак.

конф. «Иновационные технологии в производстве, науке и образовании»

Грозный, 2010 г. с.61-65

11.Кочкаров Ж.А. Формирование знаний о реакциях ионного обмена в

водных растворах //Журн.Химия в Школе. 2005, №10. С.16-22

12.Кочкаров Ж.А. Реакции ионного обмена в водных растворах // Науч.-

метод. журн. «Химия в школе» 2007 г. №2. С. 35-37.

13. Кочкаров Ж.А. Реакции ионного обмена в водных растворах. Нальчик,

14. Кочкаров Ж.А.Реакции кислот и оснований в неорганической химии с

позиции теории Бренстеда –Лоури. КБГУ, Нальчик, 2006, .50c.

Химия в уравнениях реакций для школьников

МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

Х И М И Я В УРАВНЕНИЯХ

РЕАКЦИЙ для школьников

Учебное пособие

Нальчик – 2011 г.

Рецензенты: – дхн., профессор каф. химии Дагестан-ского педагогического университета, заслуженный деятель науки РФ.

– дхн., профессор каф. химии Самарского

технологического университета, заслуженный деятель науки РФ.

Химия в уравнениях реакций для школьников: Учебное пособие / Нальчик, 2011.- 307с.

Пособие включает систематизированный материал по химии элементов и их соединений. С помощью химических реакций описаны методы получения и свойства простых и сложных неорганических веществ.

Отдельно рассмотрены и оригинально представлены реакционные способности простых и сложных веществ.

Представлен новый подход к классификации окислительно-восстановительных реакций и перспективный метод составления их уравнений, позволяющий подбирать коэффициенты для самых сложных реакций с участием органических, нестехиометрических и комплексных соединений. С позиции современной теории кислот и оснований рассмотрены кислотно-основные реакции, процессы диссоциации и гидролиза, разложения солей и кристаллогидратов.

В логической последовательности также с помощью уравнений химических реакций рассмотрены свойства и способы получения органических веществ.

Рекомендуется учащимся, абитуриентам и учителям средних общеобразовательных школ.

I. ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ И ИХ СОЕДИНЕНИЙ………………6

3.3.Химия брома и йода… ………………………………………..28

9.Химия щелочных металлов……………………………. 111

10.Химия бериллия, магния и щелочноземельных металлов ….130

11.Химия цинка, кадмия и ртути………..………………………..143

16.Химия меди, серебра и золота………………………………. 190

II. РЕАКЦИОННЫЕ СПОСОБНОСТИ ВЕЩЕСТВ………. 208

III. ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ…………………………………………………………229

1.Классификация окислительно-восстановительных реакций. 229

IV. КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РЕАКЦИИ В НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ.……………….………………244

1. Уравнения реакций протолиза (гидролиз) ……………………244

2.Протолитические реакции разложения солей аммония и кристаллогидратов.………………………………………..………248

V. ХИМИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ..……………258

6.Ароматические углеводороды…..………………………. 270

7.Предельные одноатомные спирты…………………………. 274

8.Многоатомные спирты………………………………………. 277

12.Карбоновые кислоты ………………………………………….287

14.Простые и сложные эфиры….………………………………….292