Весь курс химии. Кратко

и неметалл (NaCl)3. Ковалентная полярная связь. Учавствет один тип химичнского элемента (H2)4. Ковалентная неполярная связь образуется между неметаллами•●Таблица Менделеева●•Щелочны́е мета́ллы — элементы 1-й группы.Щёлочноземе́льные мета́ллы — химические элементы 2-й группы.Галогены — элементы главной подгруппы 7 группы.С 4 периода и вниз побочные группы все металлы.•●Электронная формула атома●•1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶•●Вещества●•1. Кислота – это сложное вещество, в молекуле которого имеется один или несколько атомов водорода и кислотный остаток.2. Оксид — бинарное соединение химического элемента с кислородом в степени окисления −2, в котором сам кислород связан только с менее электроотрицательным элементом.3. Солями называются вещества, в которых атомы металла связаны с кислотными остатками. Исключением являются соли аммония, в которых с кислотными остатками связаны не атомы металла, а частицы NH4+.4. Основания – сложные вещества, состоящие из металла и гидроксильной группы ОН.

менее сложных по элементному составу веществ получается более сложное вещество. Примеры реакций соединения:C + O2 = CO2; (1)Na2O + CO2 = Na2CO3; (2)NH3 + CO2 + H2O = NH4HCO3. (3)2. Реакции разложения – химические реакции, в которых из одного сложного по элементному составу вещества получаются два или несколько менее сложных веществ. Примеры реакций разложения:2Ag2O = 4Ag + O2­ ; (1)CaCO3 = CaO + CO2­ ; (2)(NH4)2Cr2O7 = N2­ + Cr2O3 + 4H2O­ . (3)3. Реакции замещения – химические реакции, в которых атомы или группы атомов одного из исходных веществ замещают атомы или группы атомов в другом исходном веществе. Примеры реакций замещения:CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu ; (1)2NaI + Cl2 = 2NaCl + I2; (2)CaCO3 + SiO2 = CaSiO3 + CO2­ . (3)4. Реакции обмена – химические реакции, в которых исходные вещества как бы обмениваются своими составными частями. Примеры реакций обмена:Ba(OH)2 + H2SO4 = BaSO4 + 2H2O; (1)HCl + KNO2 = KCl + HNO2; (2)AgNO3 + NaCl = AgCl  + NaNO3. (3)•●Химические свойства●•1) Кислот: 1. С индикаторами: лакмус, метилоранж, фенолфталеин2. Кислота + основание = соль + вода3. Кислота + оксид металла = соль + вода4. Кислота + металл = соль + водород5. Кислота + соль = новая кислота + новая соль6. Разложение кислородосодержащих кислот: H2CO3 = H2O + CO2, H2SO3 = H2O + SO22) Оснований: щелочей:1. С индикаторами: лакмус, метилоранж, фенолфталеин. 2. С кислотами: Кислота + основание = соль + вода3. С солями: Щелочь + соль = нерастворимое основание + соль4. С кислотными оксидами: Щелочь + кис. оксид = соль + водаХим. свойства нерастворимых оснований:1. Разложение при нагревании на оксид и воду.2. Реагируют с кислотами: Нераств. основание + кислота = соль + вода3) Основных оксидов: 1. Основный оксид + вода → основание. CaO+H2O→Ca(OH)2.2. Основный оксид + кислота → соль + вода. CuO+H2SO4→CuSO4+H2O.3. Основный оксид + кислотный оксид → соль. MgO+CO2→MgCO3.4) Химические свойства кислотных оксидов:1. Кислотный оксид + вода → кислота. SO3+H2O→H2SO4. Оксид кремния SiO2 с водой не реагирует.2. Кислотный оксид + основание → соль + вода. SO2+2NaOH→Na2SO3+H2O.3. Кислотный оксид + основный оксид → соль. CO2+CaO→CaCO3.5) Солей: 1. С кислотами: Кислота + соль = кислота + соль2. С щелочами: Соль + щелочь = нераств. основание + соль3. Соль + соль = соль + соль4. Соль + металл = металл + соль. Левый металл вытесняет правый соли.

тепла и электричества. Для всех металлов характерна металлическая кристаллическая решетка: в ее узлах находятся положительно заряженные ионы, а между ними свободно перемещаются электроны.2. Кислот: раств. и нераств., твердые и жидкие3. Оснований: твердые, нерастворимые разных цветов, растворимые и нерастворимые4. Оксидов: 5. Солей: •●Классификация оксидов●•Оксиды делятся на две большие группы: солеобразующие и несолеобразующие. Последние, как вытекает из названия, не образуют солей.Несолеобразующими называют оксиды, которые не вступают во взаимодействие ни с щелочами, ни с кислотами и не образуют солей. Эти оксиды образованы неметаллами.Несолеобразующих оксидов немного, их необходимо запомнить: N2O, NO, CO, SiO.Солеобразующими называют оксиды, способные взаимодействовать с кислотами или с основаниями с образованием солей.Солеобразующие оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные оксиды.Основные оксиды - оксиды, которым соответствуют основные гидроксиды (основания).Основные оксиды образованы типичными металлами (щелочными, щелочноземельными, магнием), а также переходными металлами в низких степенях окисления (кроме ZnO).Примеры основных оксидов: Li2O, Na2O, K2O, MgO, CaO, BaO, Fe+2O, Cr+2O, Cu2+1O, Cu+2O, Mn+2O и др.Кислотные оксиды - оксиды, которым соответствуют кислотные гидроксиды (кислоты).Кислотные оксиды образованы неметаллами (за исключением несолеобразующих оксидов CO, SiO, NO, N2O), а также переходными металлами в высоких степенях окисления.Примеры кислотных оксидов: Cl2O7, SO3, SO2, N2O5, NO2, N2O3, P2O5, P2O3, CO2, SiO2, B2O3, Cr+6O3, Mn2+7O7 и др.•●Электроотрицательность●•Электроотрицательность (ЭО) – количественная характеристика элемента, показывающая, с какой силой притягиваются электроны ядром атома. ЭО также характеризует способность удерживать валентные электроны на внешнем энергетическом уровне.Наименьшую ЭО (меньше двух) имеют металлы первой группы периодической таблицы.•●Электрическая диссоциация●•Вещества делятся на электролиты и неэлектролиты. Электролиты проводят ттк, а неэлектролиты — нет.Электролиты бывают сильные и слабые. Сильные разбиваются, слабые нет. Сильные электролиты:1. Все щелочи (раствтримые основания)2. Кислоты, сильные: HCl (соляная), H2SO4 (серная), H2NO3 (азотная)3. Все соли (нерастворимые разбивать нельзя)•●Моли●•Молярная масса вещества M — масса одного моль вещества, то есть масса 6⋅10**23 молекул (по закону Авогадро), измеряется в г/моль.Молярная масса серной кислоты: M(H2SO4)= 1*2+32+16*4=98 г/мольn — кол-во вещества (моль)m — масса (гр)N — кол-во молекулNa — число Авогардо (6.02*10**23)M — молярная масса (гр/моль)V — молярный объем (литр)Va — молярный объем (22.4 л/моль)n=m/M=V/Va=N/Nam = n*M = N*NаM = m/nДоля элемента в веществе w = m в-ва / m рас-ра * 100%•●ОВР●•Металлы — элементы, атомы которых способны отдавать электроны.Неметаллы  — элементы, атомы которых могут принимать электроны.Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – химические реакции, в которых происходит изменение степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ.Атомы-окислители – атомы, принимающие электроны в ходе данной ОВР.Атомы-восстановители – атомы, отдающие электроны в ходе данной ОВР.Вещество-окислитель – исходное вещество данной реакции ОВР, содержащее атомы окислители.Вещество-восстановитель – исходное вещество данной реакции ОВР, содержащее атомы восстановители.Пример:2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 (1)Na (степень окисления 0) - 1ē = Na (степень окисления +1) (2)2H (степень окисления +1) + 2ē = H2 (степень окисления 0) (3)(2) — окисление, (3) — восстановление

один атом данного элемента в данной молекуле.Валентные возможности атома определяются числом:1. неспаренных электронов (Если на орбитали  (электронный уровень) находится один электрон, то он называется неспаренным, а если два – то это спаренные электроны)2. неподеленных электронных пар Правила определения валентности элементов в соединениях:Валентность водорода принимают за I (единицу).Кислород в своих соединениях всегда проявляет валентность II.Высшая валентность равна номеру группы.Низшая валентность равна разности между числом 8 (количество групп в таблице) и номером группы, в которой находится данный элемент, т.е. 8 – № группы.Валентность может быть постоянной или переменной.Валентность простых веществ не равна нулю. Исключение VIII группа главная подгруппа (благородные газы).В большинстве случаев валентность и степень окисления численно совпадают, хотя это разные характеристики. Но!СО (монооксид углерода, угарный газ) - валентность атома углерода равна III, а степень окисления +2HNO3 (азотная кислота) - валентность атома азота равна IV, а степень окисления +5Н2О2 (пероксид водорода) - валентность водорода равна I, валентность атома кислорода равна II, а степень окисления водорода равна +1, а степень окисления кислорода равна -1. Аналогично во всех пероксидах валентность кислорода равна II.N2H4 (гидразин) - валентность азота равна III, а степень окисления равна +2.H2 (I), N2 (III), O2 (II), F2 (I), Cl2 (I), Br2 (I), I2 (I), а степени окисления равны 0.•●Степени окисления●•Степень окисления — это условный заряд атома в соединении.Элементы с постоянной степенью окисления.Степень окисления = +№ группыI группа главная подгруппа степень окисления +1.II группа главная подгруппа степень окисления +2.III группа главная подгруппа (бор, алюминий) степень окисления равна +3. Исключения:1. Водород (H) в соединениях с различными неметаллами всегда проявляет степень окисления +1 ( исключением Si(+4)H4(-), B2(+3)H6(-), B(+3)H3(-), где водород принимает степень окисления -1, а в соединениях с металлами водород всегда имеет степень окисления -1: Na(+)H(-), Ca(+2)H2(-))2. Кислород в большинстве соединений имеет степень окисления -2. Однако в составе пероксидов его степень окисления равна -1 (например H2(+)O2(-), Na(2+)O(2-), Ba(+2)O2(-) и др.), а в соединениях с более электроотрицательным элементом - фтором - степень окисления кислорода положительна: O2(+)F2(-), O(+2)F2(-).3. Фтор (F) как наиболее электроотрицательный элемент во всех соединениях проявляет степень окисления -1 (хотя расположен в VII группе главной подгруппе).Серебро (Ag) имеет постоянную степень окисления +1 (хотя расположен в I группе побочной подгруппе).Цинк (Zn) имеет постоянную степень окисления +2 (хотя расположен во II группе побочной подгруппе).Элементы с переменной степенью окисленияВсе остальные элементы (за исключением VIII группы главной подгруппы, у них нет валенстности).Для элементов главных подгрупп:Высшая степень окисления = +№ группы.Низшая степень окисления = +№ группы – 8.Промежуточная степень окисления = +№ группы – 2.Если молекула образована ковалентными связями, то более электроотрицательный атом имеет отрицательную степень окисления, а менее электроотрицательный — положительную. При определении степени окисления в продуктах химических реакций исходят из правила электронейтральности, в соответствии с которым сумма степеней окисления различных элементов, входящих в состав вещества, должна быть равна нулю.