Строение кислотных гидроксидов Э(ОН) n – m H2O Э(ОН) x O y x = n – 2m = 1 

кислотные гидроксиды, возможно
при одной и той же степени окисления

Следует помнить, что все кислотные гидроксиды являются кислотами,
но не все кислоты - гидроксиды

К классу кислот относятся водные растворы элементводородных соединений:
HCl, HBr, HCN и другие…

03
Н2SO4
n = 6
m = 2

- хлористая
HClO - хлорноватистая

= NaCl + H2O
Нормальная соль (средняя)
Продукт полной нейтрализации
основания и

Гидроксо-соль (основная)
Продукт неполной нейтрализации
основания кислотой

Гидро-соль (кислая)
Продукт неполной нейтрализации
кислоты основанием

2CuSO4 + 2H2O
2CuSO4 + Н2SO4  2Cu(НSO4)2
Cu(НSO4)2+ 2NaOH  CuSO4

– соединения,
замещения, обмена, разложения и т. д.
Окислительно-восстановительные реакции

Общим признаком этих реакций является изменение степеней окисления
элементов, входящих в состав реагирующих веществ.

Окислительно-восстановительными реакциями (ОВР) называются реакции,
в ходе которых изменяются степени окисления элементов, входящих в состав
реагирующих веществ.

в результате перераспределения электронов
Законы сохранения:
- вещества
- зарядов

это такие вещества (атомы, молекулы, ионы), которые в ОВР
принимают

Ox + n e-  Red

2). Восстановители - это такие вещества (атомы, молекулы, ионы), которые в
ОВР отдают электроны (- n e-) и повышают Ст.Ок.

Red – n e-  Ox

с высокой
электроотрицательностью
F2 +2е- 

2. «Высшие» кислородсодержащие кислоты и их соли.

К высшим кислородсодержащим кислотам относят кислоты высших степеней
окисления элемента.

а) H2SO4(конц.)
H2SO4(конц.) + 2е-  SO2
+ 6е-  S
+ 8е-  H2S

б) HNO3

HNO3(конц.) + е-  NO2
HNO3(разб.) +3е-  NO
HNO3(оч.разб.) +8е-  NH4

+5е-  Mn2+ (в кислой среде)
+3е- 

г) Cr2O72 (CrO42)

д) NaBiO3

NaBiO3 +2е-  Bi3+ (в кислой среде)
 Вi(OH)3 (в щелочной среде)

е) Соли галогенкислородных кислот

ClO, ClO3, BrO3, IO3, IO4 + n е-  Cl, Br , I

( в кислых средах возможно образование – Cl2, Br2, I2)

содержащие элементы в высоких степенях окисления.
Fe3+ + е-  Fe2+ (в

4. Протон кислоты (за исключением H2SO4конц и HNO3 любой концентрации)
или воды.

2H+ (H2O) + 2е-  H2

с низкой
электроотрицательностью
а) Большинство металлов (см.

б) Неметаллы
H2 ­2е-  2H+
С ­2е-  CO (углерод проявляет восстановительные свойства
при высоких температурах)
S ­6е-  SO42- (SO2)

2. «Низшие» кислородные кислоты, их оксиды и соли
H2SO3, SO2, SO32  SO42



 К низшим кислородсодержащим кислотам относят кислоты элемента в
низших положительных степенях окисления.

степенях окисления.
4. Анионы бескислородных кислот.
2Cl ­2е-  Cl2

окисления, могут
участвовать в реакции и как окислители и как

H2O2 + восстановитель  H2O или OH
H2O2 + окислитель  O2 (окислитель должен быть сильным)

NO2 + восстановитель  NO (в кислой среде)
 NH3 (с активными металлами в щелочной
среде)
NO2 + окислитель  NO3 ( в кислой среде)

ТИПЫ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

межмолекулярные реакции

SO2 + O2  SO3
red ox

внутримолекулярные реакции

щёлочь  Cl + ClO (на холоду)
Cl2 +

учитывает существующие в
них молекулы и ионы (для сильных, хорошо

Алгоритм определения стехиометрических коэффициентов

1. Определение элементов (атомы, ионы),
степени окисления которых изменяются в ходе реакции.

2.Определение продуктов реакции с учетом возможного
изменения степеней окисления и форм нахождения частиц в растворах
данного характера (кисл., щелочн., нейтральный)

ионы),
степени окисления которых изменяются в ходе реакции.
2. Составление

б) зарядовый баланс

3. Баланс электронов.

а) материальный баланс

4. Сложение полуреакций с учетом всех коэффициентов.

5. Стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

6. Проверка: баланс атомов кислорода.

Н+, H2O

«О» =

«О» + 2Н+ = H2O

= «О»

H2O = «О» + 2Н+

H2O

= «О»

2 ОН- = «О» + H2O

ОН-, H2O

= «О»

H2O = «О» + 2Н+

«О» =

«О» + H2O = 2 ОН-

«О» =

«О» + H2O = 2 ОН-

+ Na2SO4 + KNO3 + H2O
1. Определение

2. Составление полуреакций

а) материальный баланс

«О» + 2Н+ = H2O

2

+14Н+ + 7 H2O

H2O = «О» + 2Н+

+ H2O + 2 Н+

+6 ē

−2 ē

3. Баланс электронов.

4. Сложение полуреакций с учетом всех коэффициентов.

5. Стехиометрические коэффициенты в уравнении реакции.

6. Проверка: баланс атомов кислорода.

40 «О» = 40 «О»

KCrO2 + Pb3O4 + KOH = K2CrO4 + K2PbO2 + H2O

CrO2-  CrO42-

Pb3O4  PbO22-

2 ОН- = «О» + H2O

36 «О» = 36 «О»

и т.д.
ЭО + Н2О  Э + 2ОН-
 " 


Э + Н2О  ЭО + 2Н+ ОН-

Материальный баланс в полуреакциях

Н », то принцип
действия аналогичный :
Cr2O72-  Cr(OH)3

2

7 «О» 6 «О»

0 «H» 6«H»

+ 7H2O = + 8ОН-