В заданиях ЕГЭ по химии почти всё неорганическое многообразие укладывается в четыре класса. Знание их свойств и взаимных превращений — это и есть то, что проверяется в заданиях 1–9 и 23–24.

Оксид — соединение элемента с кислородом, где кислород имеет степень окисления $-2$. По химическому характеру оксиды делятся на три группы:

Амфотерные оксиды — частая зацепка в задании 23 («цепочка превращений»). Правило простое: если видите $\text{Al, Zn, Cr, Fe(III)}$ в оксиде — он амфотерный, реагирует с кислотой и с щёлочью.

Кислота — электролит, диссоциирующий с образованием катионов водорода $\text{H}^+$ (точнее, $\text{H}_3\text{O}^+$). Ключевые параметры:

• Сила: сильные ($\text{HCl, HBr, HI, H}_2\text{SO}_4\text{, HNO}_3\text{, HClO}_4\text{, HClO}_3$) диссоциируют полностью; слабые ($\text{H}_2\text{CO}_3\text{, H}_2\text{S, HF, CH}_3\text{COOH}$) — частично.
• Летучесть: $\text{HCl, HNO}_3\text{, H}_2\text{S}$ — летучие; $\text{H}_2\text{SO}_4\text{, H}_3\text{PO}_4$ — нелетучие. Это важно для реакций вытеснения: нелетучая кислота вытесняет летучую из соли.
• Растворимость: ищите в таблице растворимости (об этом подробно — в статье Химия: справочные таблицы (Менделеев, растворимость, ряд напряжений))).

Одна пара, на которой стабильно горят: $\text{HNO}_3$ и конц. $\text{H}_2\text{SO}_4$ — кислоты-окислители. Они реагируют с металлами не по ряду напряжений, а по механизму ОВР; продукт зависит от концентрации и активности металла.

Основание — электролит, диссоциирующий с образованием $\text{OH}^-$. Деление по растворимости:

• Щёлочи ($\text{NaOH, KOH, Ba(OH)}_2\text{, Ca(OH)}_2$) — растворимы, сильные электролиты.
• Нерастворимые основания ($\text{Cu(OH)}_2\text{, Fe(OH)}_2\text{, Fe(OH)}_3$) — слабые, при нагревании разлагаются на оксид и воду:

Амфотерные гидроксиды ($\text{Al(OH)}_3\text{, Zn(OH)}_2\text{, Cr(OH)}_3$) реагируют и с кислотами, и с щёлочами — запомните этот ряд целиком.

Соль — продукт замещения $\text{H}^+$ в кислоте на металл (или $\text{NH}_4^+$). Типы солей по составу:

• Средние: $\text{Na}_2\text{SO}_4\text{, CaCl}_2$
• Кислые (если кислота многоосновная, $\text{H}^+$ замещён не весь): $\text{NaHCO}_3\text{, NaH}_2\text{PO}_4$
• Основные (если основание многокислотное, $\text{OH}^-$ замещён не весь): $\text{Cu(OH)Cl}$
• Двойные: $\text{KAl(SO}_4)_2 \cdot 12\text{H}_2\text{O}$ (квасцы)

Вся «органика связей» между классами укладывается в четыре генетических ряда — по типу элемента:

flowchart TD
  A["Простое вещество\n(металл или неметалл)"] --> B["Оксид"]
  B --> C["Гидроксид\n(кислота или основание)"]
  C --> D["Соль"]
  B -->|"+ основный оксид\nили основание"| D
  C -->|"кислота + основание"| D
  style A fill:#f0f4ff
  style B fill:#d9eaff
  style C fill:#d9f5d9
  style D fill:#fff3d9

Для неметалла (пример — сера):

Для металла (пример — кальций):

В задании 23 («осуществите цепочку превращений») от вас ждут уравнений каждого шага с расстановкой коэффициентов. Ошибка — написать стрелку без указания условий реакции (катализатор, температура, давление), когда они нужны.

Ионный обмен — реакция между электролитами в растворе, при которой ионы обмениваются. Условие протекания: образуется осадок, газ или слабый электролит (вода, слабая кислота, слабое основание).

Алгоритм составления ионного уравнения:

1. Запишите молекулярное уравнение.

2. Разложите сильные электролиты на ионы; слабые, нерастворимые, газы — оставьте молекулами.

3. Сократите одинаковые ионы в левой и правой частях.

4. Результат — краткое ионное уравнение.

Пример: реакция $\text{Na}_2\text{CO}_3$ с $\text{HCl}$:

Полное ионное:

Краткое ионное:

Движущая сила здесь — летучий газ $\text{CO}_2$. Таблица растворимости помогает быстро определить, что выпадет в осадок; ряд кислот по силе — что останется молекулой.

ОВР — реакции, в которых меняется степень окисления атомов. Для ЕГЭ нужно уметь: определять степени окисления, находить окислитель и восстановитель, расставлять коэффициенты методом электронного баланса.

Правила в порядке приоритета:

1. У свободного элемента — $0$.

2. У $\text{F}$ в соединении — всегда $-1$.

3. У $\text{O}$ — $-2$ (кроме $\text{OF}_2$: здесь $+2$; пероксиды: $-1$).

4. У $\text{H}$ — $+1$ (кроме гидридов металлов: $-1$).

5. У металлов IA группы — $+1$, IIA — $+2$, алюминий — $+3$.

6. Сумма степеней окисления в молекуле = $0$; в ионе = заряду иона.

Для $\text{K}_2\text{Cr}_2\text{O}_7$: $2(+1) + 2x + 7(-2) = 0 \Rightarrow x = +6$. Хром в степени $+6$ — сильный окислитель.

Алгоритм:

1. Запишите уравнение реакции без коэффициентов, расставьте степени окисления.

2. Найдите элементы, которые меняют степень окисления.

3. Запишите полуреакции (схемы): число отданных электронов = число принятых.

4. НОК количества электронов — коэффициенты перед окислителем и восстановителем.

5. Расставьте остальные коэффициенты.

Пример — взаимодействие цинка с разбавленной $\text{H}_2\text{SO}_4$:

Электроны сходятся ($\times 1$), коэффициенты: $\text{Zn} + \text{H}_2\text{SO}_4 \to \text{ZnSO}_4 + \text{H}_2\uparrow$.

Цвет изменения — не просто красота: экзаменаторы используют его как указание на продукт реакции. Обесцвечивание $\text{KMnO}_4$ в кислой среде = $\text{Mn}^{2+}$.

Электролиз — разложение вещества постоянным электрическим током. На катоде идёт восстановление, на аноде — окисление. Разбираем отдельно расплавы и растворы.

В расплаве нет воды, поэтому конкурентов у ионов нет. Катион металла всегда восстанавливается на катоде, анион — окисляется на аноде.

Пример — расплав $\text{NaCl}$:

• Катод: $\text{Na}^+ + e^- \to \text{Na}$
• Анод: $2\text{Cl}^- - 2e^- \to \text{Cl}_2\uparrow$

Здесь конкурирует вода. Правила выбора:

На катоде (восстановление):

• Металлы правее $\text{H}$ в ряду напряжений ($\text{Cu, Ag, Au}$) — восстанавливается металл.
• Металлы от $\text{Zn}$ до $\text{Pb}$ — восстанавливается металл при высокой концентрации; при разбавленном растворе — частично $\text{H}_2$.
• Металлы левее $\text{Al}$ включительно ($\text{Na, K, Ca}$) — всегда выделяется $\text{H}_2$, металл не выделяется.

На аноде (окисление):

• Нерастворимый анод (графит, платина): анионы без кислорода ($\text{Cl}^-, \text{Br}^-, \text{I}^-, \text{S}^{2-}$) окисляются; кислородсодержащие анионы ($\text{SO}_4^{2-}, \text{NO}_3^-$) — нет, вместо них окисляется вода до $\text{O}_2$.
• Растворимый анод (медный, цинковый): анод растворяется, металл анода переходит в раствор.

Пример — электролиз раствора $\text{CuSO}_4$ с нерастворимым анодом:

• Катод: $\text{Cu}^{2+} + 2e^- \to \text{Cu}$ (медь правее $\text{H}$)
• Анод: $2\text{H}_2\text{O} - 4e^- \to \text{O}_2\uparrow + 4\text{H}^+$ (сульфат — кислородсодержащий, не окисляется)

Связь с предыдущей статьей: положение металла в ряду напряжений (Химия: справочные таблицы (Менделеев, растворимость, ряд напряжений))) напрямую определяет, что происходит на катоде при электролизе водного раствора.

• В задании на ОВР (задание 23) сначала найдите, что окисляется и что восстанавливается. Не пытайтесь расставить коэффициенты «интуитивно» — только электронный баланс.
• При составлении ионных уравнений (задания 8–9) проверяйте каждый реагент и продукт по таблице растворимости. Сильные кислоты, щёлочи и растворимые соли — ионами; остальное — молекулами.
• Кислоты-окислители ($\text{HNO}_3$ и конц. $\text{H}_2\text{SO}_4$) — особый случай: водород они не выделяют, продукт восстановления зависит от концентрации кислоты и активности металла. Конц. $\text{HNO}_3 \to \text{NO}_2$, разбавл. $\text{HNO}_3 \to \text{NO}$ (с малоактивными) или $\text{N}_2\text{O, NH}_3$ (с очень активными).
• Амфотерность — три оксида и три гидроксида, которые стоит знать наизусть: $\text{Al, Zn, Cr}$.

• Химия: справочные таблицы (Менделеев, растворимость, ряд напряжений))
• Химия: органическая химия и расчётные задачи
• Физика: электродинамика, оптика и квантовая физика
• Биология: цитология, генетика и решение задач
• Баллы, шкалирование и минимальные пороги