Подготовка к экзаменам

Неорганическая химия
В схемах, таблицах и тестахПодготовка к ЕГЭ
Содержание
Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева.Строение атома.Химическая связь.Степень окисления. ОВР.Электролитическая диссоциация.Классификация неорганических веществ.Общие химические свойства оксидов, кислот, оснований, солей.Химические свойства металловСкорость химических реакций.Химическое равновесие.Гидролиз солейЭлектролиз солей.
Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева 1 марта 1869 г
Первая формулировка ПЗ: «Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от их относительных масс»Современная формулировка ПЗ: «Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер»
ПЕРИОД
- горизонтальный ряд увеличение Ar щелочной металл → неметалл → инертный элемент
ПЕРИОД
ГРУППА
вертикальный столбец увеличение Ar высшая валентность по кислороду
1 – 3 малые4 – 7 большие
I – VIIIГлавная подгруппа - аПобочная подгруппа - б
Строение атома
ЯДРО
ЭЛЕКТРОННАЯ ОБОЛОЧКА
ПРОТОНЫМасса 1 Заряд + 1Обозначение р
НЕЙТРОНЫМасса 1Заряд 0Обозначение n
ЭЛЕКТРОННЫЙ СЛОЙ
ЭЛЕКТРОНЫМасса очень малаЗаряд – 1 Обозначение e-
Физический смысл …Порядковый номер совпадает с величиной заряда ядра атома, числом е-, числом р.Номер периода совпадает с числом электронных слоев (энергетичесеих уровней).Номер группы совпадает с числом е- на последнем э.у. (валентных е-), для главных подгрупп.
Закономерности изменения свойств элементов
В периодах (к концу периода)
возрастает заряд ядра, количество е- внешнего э.у., уменьшается атомный радиус (незначительно)
- усиливается неметалличность,способность принимать е-, чтохарактеризует окислительные свойства;- ослабевает металличность, способность отдавать е-, что характеризует восстановительные свойства;С.О. возрастает от +1 до +8; от – 4 до – 1
В группах, главных подгруппах (к концу главных подгрупп)
возрастает заряд ядра, количество э.у., радиус атома, не изменяется количество е- внешнего э.у.
- усиливается металличность, способность отдавать е- (восстановительные свойства);- ослабевает неметалличность, способность принимать е- (окислительные свойства);С.О. максимальная соответствует № группы, минимальная (8 - № группы)
Причиной периодичности является повторение числа е- внешнего (предвнешнего) энергетического уровня

ковалентная
ионная
металлическая
водородная
неполярная
полярная
Определение
Связь за счет образования общих электронных пар.
Связь за счет электростати-ческого притяжения противоположно заряженных ионов.
Связь между положительно заряженными ионами металла в кристалле (атомы-ионы), осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся в кристалле.
Связь между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и более электроотрицатель-ным атомом др. молекулы.
Характерис-тика
Возникает в случае одинаковой ЭО атомов (между одинаковыми неМе).
Возникает в случае разности ЭО атомов меньше 1,7 (между разными неМе).
Возникает между атомами, резко отличающимися в ЭО (типичными Ме и типичными неМе).
В металлах.
Возникает между молекулами или междудвумя функциональными группами в одной молекуле.
Примеры веществ
а) Н2 О2 Cl2 I2 Br2 б) В Si C - алмаз, графит
а) HCl NH3 H2SO4 CO2, сахарозаб) SiO2 – кварц, SiC – карборунд, Al2O3, Cr2O3
NaCl KBr LiF NaOH K2SO4
Al Fe Cu K Na
Вода, аммиак, низшие спирты и карбоновые кислоты
Тип ристалл-лической решетки
а) молекулярная (в узлах – молекулы)б) атомная (в узлах – атомы)
Ионная (в узлах – катионы и анионы)
Металлическая (в узлах – ионы-атомы)
Молекулярная
Физические свойства веществ
а) Г, Ж, Тв, летучие, хрупкие в кристаллич. виде, низкие tкип, пл, могут быть растворимы в воде б) твердые, тугоплавкие, нелетучие, нерастворимые в воде
Малолетучие, твердые, тугоплавкие, проводят эл.ток в растворах и расплавах, хрупкие
Твердые в-ва, высокая tпл, металлический блеск, тепло- и электропроводность, пластичность
Газы, легко переходящие в жидкости и, наоборот, легко испаряемые, низкие tпл, Ж – растворимые в воде, высокие tкип
Химическая связь
Степень окисления ОВР
Простые вещества: 0 0 0 0 0Al, O2, H2, Na, Cu… и т.д.Сложные вещества: +1 +nположительная с.о.: Н, Ме n – валентностьотрицательная с.о.: -2 -1 О, Fсумма с.о. равна нулю: +1+6-2 Н2SO4
ОВР – реакции, идущие сизменением степени окисления элементов
Все реакции замещенияНекоторые реакции - соединения 2H2 + O2 = 2H2O - разложения 2HgO = 2Hg + O2↑
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2↑
ОКИСЛЕНИЕ – отдача e-ВОССТАНОВЛЕНИЕ – присоединение e-
ВОССТАНОВИТЕЛЬ – частица, отдающая e-ОКИСЛИТЕЛЬ – частица, принимающая e-
Электролитическая диссоциация
ВЕЩЕСТВА

ЭЛЕКТРОЛИТЫ водные растворы и расплавы проводят электрический ток; химическая связь: ионная, ковалентная сильнополярная; растворы СОЛЕЙ, ЩЕЛОЧЕЙ, КИСЛОТ
НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ- простые вещества: К, О2, Н2, Zn …- газы: СО2, H2S, SO2, NH3 …- органические вещества: спиртсахароза, глюкоза, бензин, глицерин …- оксиды: CuO, Na2O, P2O5…твердые вещества (соли, щелочи,кислоты)- малодиссоциирующие вещества: вода нерастворимые кислоты, соли, основания
Сильные электролиты: кислоты: HCl, HBr, HJ, HNO3, H2SO4, HClO4… основания: LiOH, KOH, NaOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2- соли (р)
РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА - все реакции в растворах электролитов, протекающие между катионами и анионами; РИО протекают до конца в следующих случаях:если образуется осадок ↓, выделяется газ ↑, образуется малодиссоциирующее вещество – Н2О
Слабые:CH3COOH,H2CO3 (H2O и CO2), NH4OH(NH3 и Н2О)и др
BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HClBa2+ + 2Cl- + 2H+ + SO42- = BaSO4↓ + 2H+ + 2Cl-Ba2++SO42- = BaSO4↓
Диссоциация электролитовКОН = К+ + ОН-HNO3 = H+ + NO3-NaCl = Na+ + Cl-
Классы неорганических веществ
ВЕЩЕСТВА
Сложные (образованы атомами разных ХЭ)
Простые (образованы атомами одного ХЭ) металлы: Cu, Na, Fe, Mg, Ag … неметаллы: S, O2, C, P, H2, Cl2 ...
Оксиды - сложные вещества, состоящие из двух ХЭ, один из которыхкислород
Кислоты сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотного остаткаа) по числу атомов водорода: одноосновные HNO3, двухосновные H2SO4, трехосновные H3PO4б) по наличию кислорода: бескислородные HCl,кислородсодержащие H2CO3
Основания сложные вещества, состоящие из атомовметалла и одной или нескольких гидроксогрупп;а) щелочи: NaOH, Ca(OH)2;б) нерастворимые основания: Cu(OH)2
Соли сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотногоостатка;а) средние Na2SO4, б) кислые NaHSO4, в) основные CuOHCl
а) основные оксиды – оксиды металлов; примеры: Na2O, CaO, FeO; соответствуют основанияб) кислотные оксиды – оксиды неметаллов или металлов с большой валентностью; примеры: SO3, Mn2O7; соответствуют кислотыв) амфотерные оксиды проявляют двойственные свойства; ZnO, Al2O3г) несолеобразующие – не образуют солейСО, NO, N2O
Общие химические свойства
ЭхОу кислотныеоксиды
вода―→ кислота (р)щелочь――→ соль + Н2Оосновной оксид ――――→ соль
МехОу основныеоксиды
вода―→ основание (р)кислота――→ соль + Н2Окислотный оксид ――――→ соль
HnRкислоты
индикатор ――→ изменение цветаМе (до Н)――→ соль + Н2↑основной оксид ――→ соль + Н2Ооснование―→ соль + Н2Осоль―→ соль + кислота
Ме(ОН)nщелочи
индикатор ――→ изменение цветакислотный оксид ――→ соль + Н2Окислота―→ соль + Н2Осоль―→ соль + Ме(ОН)n↓
Ме(ОН)nнерастворимые основания
кислота――→ соль + Н2О разложение, t˚―――→ оксид Ме + Н2О
МехRу соли
Ме (более акт)――→ соль/ + Ме/кислота――→ соль/ + кислота/щелочь―→ соль/ + основание↓соль―→ 2 новые соли
Амфотерные оксиды игидроксиды + кислота+ щелочь
Химические свойства металлов
Взаимодействие с неметалламис кислородом (кроме Ag, Au, Pt) Щелочные Ме → пероксидыLi и ЩЗ Ме → оксиды t°Остальные Ме → оксидыс галогенами → галогениды с водородом -1самые акт. Ме → гидриды (СаН2)с серой → сульфиды(при t°), кроме Hgс азотом → нитриды(при t°), кроме Li
Взаимодействие со сложными веществами (см. ряд активности металлов) с водой (кроме Ме, после Н2) щелочные и ЩЗ металлы (без t°) Ме + Н2О → Ме(ОН)n + Н2↑ щелочь металлы средней активности (при t°) Ме + Н2О → МехОу + Н2↑ с кислотами в растворе (кроме Ме, после Н2) Ме + кислота → соль + Н2↑с солями менее активных Ме в растворе Ме + соль → соль2 + Ме2
Скорость химических реакцийизменение концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени
х.р.
Природа реагирующих веществ
Температура
Концентрация исходных веществ
Поверхность соприкосновенияреагирующих веществ
Катализаторы – «ускорители»
Факторы, влияющие на скорость химической реакции
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑ (всегда)Zn + H2O = ZnO + H2↑ (только при нагревании)
Чем выше концентрация, темскорость реакции больше
При повышении температуры на каждые 10 градусов скорость реакции возрастает в 2-4 раза
Твердое вещество необходимо измельчить, если возможно, растворить(измельчить до молекул)
Химическое равновесие

Состояние системы, в котором скорости прямой и обратной реакции равны
N2 + 3H2 ↔ 2NH3 Vпрямой реакции = Vобратной реакции
Принцип Ле-ШательеЕсли на систему, находящуюсяв равновесии оказать внешнее воздействие, то равновесие смещается в сторону той реакции, которая ослабляет воздействие
При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону образования продуктов реакции.При увеличении концентрации продуктов реакции – в сторону исходных веществ.
При увеличении давления химическое равновесие смещается в сторону меньшего числа газообразных молекул (объем газов уменьшается). При уменьшении давления – наоборот.
При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (-Q). При понижении температуры – в сторону экзотермической реакции (+Q).
MexRy Гидролиз протекает по аниону
Гидролиз солей реакция обменного взаимодействия соли с водой
Me(OH)n
сильное
HnR
слабая

MexRy Гидролиз не протекает
Нейтральная средаpH ≈ 7
Щелочная среда pH > 7
Me(OH)n
сильное
HnR
сильная
MexRy Гидролиз протекает по катиону
Кислая среда pH < 7
MexRy Гидролиз протекает по катиону и аниону, необратимый (полный) гидролиз
Среда близкая к нейтральной pH ≈ 7
ZnSO4 = Zn2+ + SO42-Zn2+ + HOH ↔ ZnOH+ + H+
Na2CO3 = 2Na+ + CO32-CO32- + HOH ↔ HCO3- + OH-
Гидролиз соли
Усилить добавить воды нагреть раствор связать (удалить) один из продуктов (↓или ↑)
Подавить увеличить концентрацию вещества охладить раствор вводить один из продуктов (подкислять или подщелачивать)
Электролиз солей
Окислительно – восстановительный процесс, протекающий на электродах, припрохождении электрического тока через расплав или раствор электролита
На катоде ( - ) восстановление
На аноде ( + ) окисление
от Li+ по Al3+не восстанавливаютсяна катоде – восстанавливаются молекулы воды2Н2О + 2е-=Н20+2ОН-
после Al3+ … до Н2восстанавливаютсяна катоде вместес молекулами воды
после Н2восстанавливаютсяна катоде Меn+ + nе-=Me0
бескислородные анионы (кроме F-)окисляются на аноде2Cl- -2e-=Cl20
кислородсодержащие анионы и F-не окисляются на аноде,происходит разрядка воды2Н2О – 4е- = О20 + 4Н+
NaCl = Na+ + Cl- Катод (-): Na+, H2O Анод (+): Cl-, H2O 2Н2О + 2ē = H2 + 2OH- 2Cl- - 2ē = Cl2↑ электролиз раствора 2NaCl + 2H2O = H2↑ + Cl2↑ +2NaOH
CuSO4 = Cu2+ + SO42- К (-): Cu2+, H2O А (+): SO42- , H2O Cu2+ + 2ē = Cu0 2H2O – 4ē = O2↑ + 4H+ электролиз раствора 2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + O2 ↑ + 2H2SO4