В помощь обучающимся
консультация по химии на тему

Признаки основных классов неорганических соединений

1. Оксиды.

1.1. Состоят из двух элементов.

1.2. На втором месте в формуле всегда кислород (с валентность II).

2. Кислоты.

2.1. На первом месте в формуле атомы водорода.

2.2. На втором – кислотный остаток.

3. Основания.

3.1. На первом месте в формуле атомы металла.

3.2. На втором – одна или несколько гидроксогрупп.

4. Соли:

Средние:     4.1. На первом месте в формуле атомы металла.

                     4.2. На втором – кислотный остаток.

Кислые:     4.3. На первом месте – атомы металла и водорода.

                     4.4. На втором – кислотный остаток.

Основные: 4.5. На первом месте – атомы металла.

                     4.6. На втором – гидроксогруппы и кислотный остаток.

Классификация основных классов неорганических соединений

Памятка для определения типа оксида

Наиболее важные кислотные оксиды и соответствующие им кислородосодержащие кислоты и их соли

Важнейшие бескислородные кислоты и их соли

Строение атома и периодическая система

1. Основные элементарные частицы, входящие в состав атома

2. Физический смысл структурных элементов периодической системы

3. Закономерности изменения свойств элементов в периодической системе

4. Энергетические уровни в атомах

5. Ряд состояний Клечковского (последовательность заполнения электронами энергетических уровней в реальных атомах)

Необходимо помнить:

• что в пределах современной периодической системы полностью электронами заполняются только 4 энергетических уровня;
• что седьмой период не завершен, однако, после его полного наполнения элементами, он будет аналогичен шестому.

Молекулярные массы неорганических соединений

Условные обозначения:

‹―› нет достоверных сведений о существовании соединения

Некоторые формулы и обозначения

1. Основные формулы, связанные с понятием «моль».

2. Формулы для вычисления содержания какого-либо компонента в соединении или смеси.

3. Формулы для вычисления практического выхода реакции по отношению к теоретическим расчетам.

4. Формулы для расчетов с газообразными веществами.

5. Формулы для решения задач с применением растворов.

Физико-химические величины и единицы измерения.

Некоторые элементы химической кинетики

1. Гомогенная система – это реакционная система, в которой реагенты находятся в одной фазе (агрегатном состоянии).
2. Гетерогенная система – это реакционная система, в которой реагенты находятся в разных фазах (агрегатных состояниях).
3. Для гомогенной реакции:

     где v – скорость реакции (моль/л·с), Δυ – изменение количества вещества, V – объем (л), t – время (с).

4. Для гетерогенной реакции:

     где v – скорость реакции (моль/см2·с), Δυ – изменение количества вещества, S– площадь поверхности фаз (см2), t – время (с).

5. Если в формуле Δυ реагента реакции, то в уравнении берут знак «минус» ("-"), если продукта, то знак «плюс» ("+").
6. Факторы, влияющие на скорость реакции:

 6.1. Природа реагирующих веществ.

 6.2. Концентрация реагентов реакции: скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагентов (для гомогенной системы) и концентрации только газообразных или жидких реагентов (для гетерогенной системы).

 6.3. Изменение давление: оказывает влияние на скорость реакции только при наличии газообразных реагентов, при этом с увеличением давления скорость реакции возрастает, при уменьшении – уменьшается.

 6.4. Изменение температуры: влияние температуры на скорость реакции определяется правилом Вант-Гоффа, согласно которому:

где v(t1) и  v(t2) – скорости реакции при температуре t1 и t2  соответственно, Δt= t2 – t1 – изменение температуры, γ –   температурный коэффициент (имеет значения в пределах от 2 до 4).

↑ - увеличение скорости, ↓ - уменьшение скорости.

7. Химическое равновесие характеризуется следующим:

т.е. скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции (прямая реакция идет с образованием продуктов реакции, обратная – с образованием реагентов реакции).

8. Химическое равновесие любой системы можно характеризовать константой равновесия, которая для каждой системы постоянна и определена.
9. Константа равновесия равна отношению концентраций продуктов реакции к концентрациям реагентов реакции (только газообразных или жидких).
10. Условия смещения химического равновесия (смещение в сторону продуктов реакции – вправо ( →), в сторону реагентов – влево (←)):

         10.1. Влияние изменения концентрации: увеличение концентрации реагентов реакции (уменьшение концентрации продуктов или удаление продукта из сферы реакции) смещает равновесие вправо ( →), наоборот – влево (←).

         10.2. Влияние изменения температуры: увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермического процесса (-Q или +ΔHr), уменьшение – в сторону экзотермического процесса (+Q или   -ΔHr).

         10.3. Влияние изменение давление: оказывает на смещение равновесия, если в системе есть хотя бы одно газообразное вещество: увеличение давления смещает равновесие в сторону меньших объемов, уменьшение – в сторону больших объемов.

Химическая связь и строение вещества

1. Длина связи (если связи однотипны) можно условно определить числом энергетических уровней: если сумма э.у. меньше, то и длина связи меньше и, наоборот, если сумма э.у. больше, то и длина больше.
2. Энергию связи необходимо соотносить с длиной связи: больше длина связи меньше энергия связи и наоборот.
3. Прочность молекулы соотносить с кратностью связи: кратность увеличивается, растет прочность молекулы.
4. Полярность связи соотносить с разностью в электроотрицательности: чем больше разность, тем связь полярнее и наоборот.
5. Полярность молекулы соотносить с геометрической формой молекулы: если молекула имеет правильную геометрическую форму, то даже при полярных связях такая молекула неполярна.
6. Тип гибридизации атома в неорганическом веществе можно определить следующим образом: сначала сложить число химических связей при этом атоме и число неподеленных электронных пар, затем из этой суммы вычесть число двойных связей. Если в результате получилась цифра 2, то тип гибридизации sp, цифра 3 – sp2, цифра 4 – sp3.
7. Валентность определяется количеством общих электронных пар независимо от способа их образования.
8. Типы ван-дер-ваальсовых взаимодействий:

• ориентационное: диполь - диполь;
• индукционное: диполь – неполярная молекула;
• дисперсионное: неполярная – неполярная молекула.

9. Геометрия молекул (для неорганических соединений):

10. Типы гибридизации и их характеристики в органической химии:

11. Вещества молекулярного строения имеют молекулярную кристаллическую решетку (в узлах молекулы).
12. Вещества немолекулярного строения имеют атомную (в узлах атомы), ионную (в узлах ионы) и металлическую (в узлах Катины металла, а между ними валентные электроны) кристаллические решетки.

Кислоты, основания, соли в свете теории электролитической диссоциации

Гидролиз солей

Порядок составления ОВР методом электронного баланса

1. Составить схему реакции, т.е. записать формулы реагентов и продуктов реакции.
2. Определить элементы, которые изменяют степень окисления.
3. Составить электронный баланс, т.е. схемы отдачи и присоединения электронов.
4. Определить НОК для количества отданных и присоединенных электров.
5. Подобрать коэффициенты в уравнениях электронного баланса.
6. Расставить коэффициенты в молекулярном уравнении реакции перед формулами веществ, элементы которых упоминаются в электронном балансе.
7. Расставить коэффициенты перед формулами остальных веществ.
8. Указать процессы окисления и восстановления.
9. Указать формулы окислителя и восстановителя (если окислитель или восстановитель сложное вещество, то указать за счет какого элемента).

Необходимо помнить:

1. что если окислитель и восстановитель в реагентах или продуктах реакции простое вещество и его молекула двухатомна (Н2, О2, N2, F2, Cl2, Br2, I2), то в схеме электронного баланса надо брать сразу два атома.
2. что число отданных восстановителем электронов и число присоединенных окислителем электронов равны.
3. что элемент в максимальной степени окисления может быть только окислителем, в минимальной – восстановителем, в промежуточной проявлять окислительно-восстановительную двойственность.
4. что процесс отдачи электронов называется окислением, процесс присоединения электронов – восстановлением.
5. что при повышении степени окисления элемент отдает электроны, при повышении присоединяет.
6. что элемент, отдающий электроны является восстановителем, присоединяющий электроны – окислителем.
7. что правильность расстановки коэффициентов в ОВР (т.е. правильность уравнивания ОВР) можно проверить по числу атомов кислорода: если количество атомов кислорода в левой и правой частях уравнении ОВР равны, значит коэффициенты расставлены верно.

Важнейшие окислители и восстановители

в неорганической химии

Порядок определения степени окисления

по формуле

1. Сначала проставить степень окисления для элемента (или группы атомов) с постоянной степенью окисления.
2. Умножить данное значение степени окисления на соответствующий индекс.
3. Разделить полученное число на индекс определяемого элемента (или группы атомов).
4. Получено значение искомой степени окисления.

Необходимо помнить:

• что существуют элементы с постоянной и переменной степенью окисления.
• что постоянную степень окисления в соединениях проявляют металлы главных подгрупп, значение которой равно номеру группы.
• что элементы с переменной степенью окисления имеют максимальную степень окисления,  равную номеру группы, минимальную, равную 8-№ группы, и промежуточные значения (причем только положительные), которые определяются числом неспаренных электронов в возбужденном состоянии.
• что максимальная степень окисления всегда положительна, а минимальная отрицательна (для неметаллов) или равна нулю (для металлов).
• что элемент, образующий простое вещество проявляет степень окисления, равную нулю.
• что суммарное значение степеней окисления всех элементов в соединении равно нулю.
• что степень окисления группы атомов (кислотного остатка, гидроксогруппы, комплексного иона) равна заряду соответствующего иона, а также сумма положительных и отрицательных степеней окисления равна заряду иона.
• что кислород в соединениях проявляет степень окисления -2, кроме пероксидов (степень окисления -1) и с фтором (степень окисления +2 или +6).

Типы химических реакций

По числу реагентов и продуктов реакции

1. Реакции соединения.

1. Реагенты - два и более веществ (простых или сложных).
2. Продукты – одно вещество (причем только сложное).

2. Реакции разложения.

1. Реагенты – одно вещество (причем только сложное).
2. Продукты – два и более веществ (простых или сложных).

3. Реакции замещения.

1. Реагенты – одно простое и одно сложное вещества.
2. Простое вещество замещает часть сложного.
3. Продукты – одно простое (которое было частью сложного), одно сложное вещества.

4. Реакции обмена.

1. Реагенты – два сложных вещества.
2. Вещества обмениваются своими составными частями.
3. Продукты – два сложных вещества.

По изменению степеней окисления элементов

1. Реакции, протекающие без изменения степеней окисления элементов.

1. В процессе реакции элементы, образующие вещества, не меняют степени окисления.
2. К таким реакциям относятся все реакции обмена и часть реакций соединения и разложения.

2. Окислительно-восстановительные реакции.

1. В процессе реакции элементы могут изменять степени окисления.
2. Чаще всего изменяют степени окисления два (реже 3-4) элемента.
3. К таким реакциям относятся все реакции замещения и часть реакций соединения и разложения.

По тепловому эффекту

1. Эндотермические.

1. В результате реакции поглощается тепло (или энергия).
2. В уравнении реакции ставится знак -Q (или +ΔHr).
3. К таким реакциям относятся большинство реакций разложения.

1. Экзотермические.

1.   В результате реакции выделяется тепло (или энергия).

2.   В уравнении реакции ставится знак +Q (или -ΔHr).

3.   К таким реакциям относятся реакции окисления, нейтрализации, большинство реакций соединения.

По направлению процесса

1. Необратимые.

1. Протекают только в одном направлении: от реагентов к продуктам.
2. Продукты между собой взаимодействовать не могут.

1. Обратимые.

1. Протекают в двух направлениях: от реагентов к продуктам и, наоборот, от продуктов к реагентам.
2. Продукты могут реагировать между собой.

Реакции в органической химии

1. Реакции замещения.

1. Атом или группа атомов замещается на атомы атакующего реагента (чаще неорганического).
2. Углеродный скелет не изменяется.

1. Реакции присоединения.

1. К молекуле органического соединения (в месте разрыва кратной связи или цикла) присоединяется атом или группа атомов атакующего реагента.
2. Углеродный скелет не изменяется (в случае разрыва кратной связи) и может изменяться (в случае разрыва цикла).

1. Реакции отщепления (элиминирования).

1. От молекулы органического соединения отщепляется атом или группа атомов.
2. Углеродный скелет не изменяется.

1. Реакция расщепления (крекинг).

1. Происходит разрыв связей С-С.
2. Углеродная цепь может как укорачиваться, так и удлиняться.

1. Реакция изомеризации.

1. Изменение строения молекулы органического соединения.
2. Углеродная цепь может как укорачиваться, так и удлиняться.

1. Реакция полимеризации.

1. Образование полимера из мономера.
2. Побочный неорганический продукт реакции не образуется.

1. Реакция поликонденсации.

1. Образование полимера из мономера.
2. Образуется побочный неорганический продукт – вода.

1. Реакция окисления.

1. Горение с образованием углекислого газа и воды.
2. Неполное или частичное окисление (чаще с разрывом углеродной цепи) с образованием органических продуктов реакции.

План – характеристика

свойств металла и его соединений

1. Указать положение металла в периодической системе элементов:

1. Указать заряд ядра (Z).
2. Указать число элементарных частиц: протонов, нейтронов, электронов.
3. Указать номер периода, группы; подгруппу.

Полученные данные занести в таблицу.

2. Составить электронно-графическую формулу атома металла, определить возможные валентные состояния, указать проявляемые валентности в основном и возбужденном состояниях.

Полученные данные занести в таблицу.

3. Составить ряд возможных степеней окисления, определить минимальную, максимальную и промежуточные значения степеней окисления, указать свойства (окислительные и восстановительные).

Полученные данные занести в таблицу.

4. Охарактеризовать физические свойства простого вещества, образованного данным металлом при нормальных условиях:

1. Агрегатное состояние.
2. Цвет.
3. Плотность (легкий, тяжелый).
4. Промышленное значение (черный, цветной, благородный).
5. Температуру плавления (легкоплавкий, тугоплавкий).
6. Механические свойства (ковкость, пластичность).

Полученные данные занести в таблицу.

5. Охарактеризовать химические свойства простого вещества – металла. Составить уравнения реакций взаимодействия:

1. С неметаллами (кислородом, водородом, галогенами, серой, азотом).
2. С водой.
3. С растворами кислот.
4. С концентрированными кислотами.
5. С растворами солей.
6. С растворами щелочей.

6. Охарактеризуйте основные методы получения металла.
7. Охарактеризовать свойства соединений металла (общие и специфические).

1. Указать формулы оксида (или оксидов), графические формулы, их характер. Составить уравнения реакций, характеризующих свойства оксидов, методы получения. Ответ составить по плану:

1. Молекулярная и графическая формулы. Название.
2. Характер (основной, амфотерный, кислотный).
3. Уравнения реакций, характеризующих химические свойства.
4. Методы получения.

1. Указать формулы гидроксида (или гидроксидов), графические формулы, их характер. Составить уравнения реакций, характеризующих свойства гидроксидов, методы получения. Ответ составить по плану:

1.   Молекулярная и графическая формулы. Название.

2. Характер (основной, амфотерный, кислотный).
3. Уравнения реакций, характеризующих химические свойства.
4. Методы получения.

1. Поведение солей металла в растворе (диссоциация, гидролиз). Ответ составить по плану:

1. Формула соли.
2. Сила электролита. Уравнение диссоциации.
3. Тип гидролиза.
4. Уравнение гидролиза. Реакция среды.

План – характеристика

свойств неметалла и его соединений

1. Указать положение неметалла в периодической системе элементов:

1.1. Указать заряд ядра (Z).

1.2. Указать число элементарных частиц: протонов, нейтронов, электронов.

1.3. Указать номер периода, группы; подгруппу.

Полученные данные занести в таблицу.

2. Составить электронно-структурную формулу атома неметалла, определить возможные валентные состояния, указать проявляемые валентности в основном и возбужденном состояниях.

Полученные данные занести в таблицу.

3. Составить ряд возможных степеней окисления, определить минимальную, максимальную и промежуточные значения степеней окисления, указать свойства (окислительные и восстановительные).

Полученные данные занести в таблицу.

4. Охарактеризовать физические свойства простого вещества, образованного данным неметаллом при нормальных условиях:

4.1. Агрегатное состояние, цвет, запах, вкус.

4.2.  Растворимость в воде.

4.3. Для газов: легче или тяжелее воздуха (Mr(возд)=29).

4.4. Определить плотность (для газов) по водороду и по  воздуху.

4.5. Степень опасности.

Полученные данные занести в таблицу.

5. Охарактеризовать аллотропные видоизменения.

Полученные данные занести в таблицу.

6. Охарактеризовать химические свойства простого вещества – неметалла. Составить уравнения реакций взаимодействия:

6.1. С металлами.

6.2. С водородом.

6.3. С кислородом.

4. С другими неметаллами.

7. Охарактеризовать свойства соединений неметалла (общие и специфические).

1. Указать формулы оксида (или оксидов), графические формулы, их характер. Составить уравнения реакций, характеризующих свойства оксидов, методы получения. Ответ составить по плану:

1. Молекулярная и графическая формулы. Название.
2. Характер (основной, кислотный).
3. Уравнения реакций, характеризующих химические свойства.
4. Методы получения.

1. Указать формулы гидроксида (или гидроксидов), графические формулы, их характер. Составить уравнения реакций, характеризующих свойства гидроксидов, методы получения. Ответ составить по плану:

1. Молекулярная и графическая формулы. Название.
2. Характер (основной, амфотерный, кислотный).
3. Уравнения реакций, характеризующих химические свойства.
4. Методы получения.

1. Поведение солей неметалла в растворе (диссоциация, гидролиз). Ответ составить по плану:

1. Формула соли.
2. Сила электролита. Уравнение диссоциации.
3. Тип гидролиза.
4. Уравнение гидролиза. Реакция среды.

Порядок уравнивания различных уравнений реакций.

1. Взаимодействие простых веществ с кислородом.

1. Первым уравнивают кислород.
2. Вторым – элемент, образующий простое вещество.

2. Взаимодействие оксидов с водой.

1. Первым уравнивают элемент, образующий оксид (металл или неметалл).
2. Вторым – водород.
3. Кислород уравнивается сам собой.

3. Взаимодействие кислотных оксидов и оксидов металлов (основных или амфотерных).

1. Первым уравнивают элемент, образующий кислотный оксид (неметалл).
2. Вторым – металл.
3. Кислород уравнивается сам собой.

4. Взаимодействие кислотных оксидов и щелочей.

1. Первым уравнивается элемент, образующий кислотный оксид (неметалл).
2. Вторым – металл.
3. Третьим – водород.
4. Кислород уравнивается сам собой.

5. Взаимодействие оксидов металлов и кислот.

1. Первым уравнивается металл.
2. Вторым – кислотный остаток.
3. Третьим – водород.
4. Кислород уравнивается сам собой.

6. Взаимодействие кислот и металлов.

1. Первым уравнивается металл.
2. Вторым – кислотный остаток.
3. Третьим – водород.
4. Кислород уравнивается сам собой.

7. Взаимодействие кислот и оснований.

1. Первым уравнивается металл.
2. Вторым – кислотный остаток.
3. Третьим – водород.
4. Кислород уравнивается сам собой.

8. Взаимодействие кислот и солей.

1. Первым уравнивается металл.
2. Вторым – кислотный остаток кислоты – реагента.
3. Третьим – кислотный остаток кислоты – продукта.
4. Водород и кислород уравниваются сами собой.

9. Взаимодействие оснований и солей.

1. Первым уравнивают металлы.
2. Вторым - кислотный остаток.
3. Третьим – гидроксогруппу.

10. Взаимодействие солей и металлов.

1. Первым уравнивают металл соли-реагента.
2. Вторым – кислотный остаток.
3. Третьим – металл-реагент.

11. Взаимодействие солей и солей.

1. Первым уравнивают металлы (по усмотрению).
2. Вторым – кислотные остатки (по усмотрению).

Взаимодействие веществ друг с другом.

Правила к таблице.

1. С водой реагируют только щелочные и щелочно-земельные металлы.
2. С растворами  кислот реагируют металлы, стоящие в ряду активности до водорода (Н).
3. Каждый впереди стоящий металл вытесняет позади стоящий из растворов солей.
4. С водой не реагирует оксид кремния (SiO2).
5. С водой реагируют оксиды только щелочных и щелочно-земельных металлов.
6. Взаимодействие солей с водой – это гидролиз.
7. Кислотные оксиды реагируют только со щелочами.
8. Кислотные оксиды реагируют только с амфотерными оксидами.
9. Реакция между солью и кислотой возможна, если кислота по свойствам сильнее кислоты, образующей соль; и идет до конца, если образуется нерастворимая соль и раствор кислоты или растворимая соль и одна из следующих кислот: H2SiO3 (нерастворима) или H2SO3 (распадается на Н2О и SО2), или H2СO3 (распадается на Н2О и СО2), или Н2S (очень слабая кислота).
10. Реакция между солью и основанием возможна только в том случае, если оба вещества растворимы (или малорастворимые); и идет до конца, если один из продуктов реакции выпадает в осадок (см. схему).

соль(1) + основание(2) → соль (2) + основание (2)

                 р-р                р-р           1)    р-р               нер-р↓

                                                       2) нер-р↓              р-р

11. Реакция между солями возможна только в том случае, если оба вещества растворимы; и идет до конца, если один из продуктов реакции выпадает в осадок (см. схему).

соль (1) + соль (2) → соль (3) + соль (4)

                            р-р            р-р     1)    р-р           нер-р↓

                                                        2)  нер-р↓          р-р

Условные обозначения

Прочерк – реакция не возможна.

Крестик – реакция возможна в любом случае и всегда и дет до конца.

Крестик с цифрой – реакция протекает по определенным правилам.

Распознавание ионов.

Порядок составления

уравнений реакций ионного обмена

1. Написать формулы реагентов реакции.
2. Проверить, возможна ли реакция между данными веществами. Если реакция возможна, то следует переходить к следующим пунктам плана.
3. Определить продукты реакции.
4. Проверить, идет ли реакция до конца. Если реакция идет до конца, то следует переходить к следующим пунктам плана.
5. Согласно зарядам ионов составить формулы веществ.
6. Расставить коэффициенты в уравнении реакции. Получена молекулярная форма реакции.
7. Указать вещество, определяющее реакцию (газ, осадок, малодиссоциирующее вещество).
8. Согласно таблице растворимости веществ составить полную ионную форму реакции.
9. В полной ионной форме подчеркнуть повторяющиеся ионы.
10. Неподчеркнутые ионы выписать. Получена краткая ионная форма реакции, которая и отображает сущность данной реакции обмена.

Необходимо помнить:

• что на ионы распадаются только растворимые вещества;
• что нерастворимые вещества на ионы не распадаются;
• что малорастворимые вещества могут как распадаться на ионы, так и не распадаться в зависимости от реакции;
• что осадок показывают стрелочкой вниз, а газообразное вещество – стрелочкой вверх, малодиссоциирующее веществе никак не определяют на бумаге;
• что коэффициенты в молекулярной форме реакции и в ионных не всегда совпадают.

Порядок составления

уравнений реакций гидролиза солей

1. Определить тип соли: каким основанием (слабым или сильным) и кислотой (слабой или сильной) образована данное вещество.
2. Исходя из типа соли, определить механизм протекания гидролиза (по катиону, по аниону, не протекает). В случае протекания гидролиза следует переходить к следующим пунктам плана.
3. Составить уравнение диссоциации соли.
4. Составить уравнение диссоциации воды, учитывая, что она – слабый электролит.
5.  Записать взаимодействие полученных ионов. Получено ионное уравнение гидролиза.
6. Составить молекулярное уравнение гидролиза с учетом взаимодействия оставшихся и полученных ионов.
7. Определить реакцию среду (рН).

Необходимо помнить:

• что гидролизу подвергаются только соли, содержащие слабый ион;
• что тип гидролиза определяет слабый ион;
• что с ионами воды в первую очередь взаимодействует слабый ион;
• что между собой соединяются разнополюсные ионы (плюс с минусом и наоборот);
• что реакцию среды определяет сильный ион.

Качественные реакции на органические вещества и функциональные группы

Условия протекания реакций в органической химии