НЕКОТОРЫЕ СПРАВОЧНЫЕ МАТЕРИАЛЫ ПО ХИМИИ

Основные характеристики элементарных частиц

Частица и ее обозначение	Масса	Заряд	Примечание
Протон – р+	1	+1	Число протонов равно порядковому номеру элемента
Нейтрон – п0	1	0	Число нейтронов находят по формуле: N=A-Z
Электрон - е	1:1837	-1	Число электонов равно порядковому номеру элемента.

 

Максимальное (наибольшее) число электронов, находящихся на энергетическом уровне, можно определить по формуле: 2n², где n – номер уровня.

Простые вещества

Металлы	Неметаллы
1.Твердые вещества  (кроме ртути - Hg)	1. Твердые (сера – S, фосфор красный и фосфор белый – P4, иод – I2, алмаз и графит - С), газообразные вещества (Кислород – О2, озон – О3, азот – N2, водород – Н2, хлор – Сl2, фтор – F2, благородные газы) и жидкость (бром – Br2)
2. Имеют металлический блеск.	2. Не имеют металлического блеска (исключение составляют иод- I2, графит-С).
3. Электро- и теплопроводны	3. Большинство не проводят электрический ток (проводниками являются, например, кремний, графит)
4. Ковкие, пластичные, тягучие	4. В твердом состоянии – хрупкие

 

Изменение окраски индикаторов в зависимости от среды

Наименование индикатора	Окраска индикатора
	в нейтральной среде	в щелочной среде	в кислой среде
Лакмус	Фиолетовая	Синяя	Красная
Метиловый оранжевый	Оранжевая	Желтая	Красно-розовая
Фенолфталеин	Бесцветная	Малиновая	Бесцветная

 

При растворении серной кислоты нужно вливать ее тонкой струей в воду и перемешивать.

Номенклатура  солей

Название кислоты (формула)	Название солей
Азотистая (HNO2)	Нитриты
Азотная (HNO3)	Нитраты
Хлороводородная (соляная)   HCl	Хлориды
Сернистая (H2SO3)	Сульфиты
Серная   (H2SO4)	Сульфаты
Сероводородная   (H2S)	Сульфиды
Фосфорная   (H3PO4)	Фосфаты
Угольная   (H2CO3)	Карбонаты
Кремниевая   (H2SiO3 )	Силикаты

 

Карбонат кальция CaCO3-  нерастворимая в воде соль, из которой морские животные (моллюски, раки, простейшие) строят покровы своего тела- раковины;  фосфат кальция Ca3(PO4)2 -  нерастворимая в воде соль, основа минералов фосфоритов и апатитов.

Вещества с атомной кристаллической решеткой: кристаллический вор, кремний и германий, а также сложные вещества, например такие, в состав которых входит оксид кремния (IV) – SiO2: кремнезем, кварц, песок, горный хрусталь.

Молекулярная кристаллическая решетка: HCl, H2O –полярные связи;    N2, O3 – неполярные связи; твердая вода-лед, твердый оксид углерода (IV) – «сухой лед», твердые хлороводород и сероводород, твердые простые вещества, образованные одно- (благородные газы), двух- (H2,O2, Cl2,I2), трех- (О3), четырех- (Р4), восьмиатомными (S8) молекулами. 

Химический анализ – определение состава смесей.

Особо чистые вещества- вещества, в которых содержание примесей, влияющих на их специфические свойства, не превышает одной стотысячной и даже одной миллионной процента.

Соотношение некоторых физико-химических величин и их единиц

Единица измерения	Масса (m)	Количество вещества (n)	Молярная масса (M)	Объем (V)	Молярный объем (V)	Число частиц (N)
Наиболее часто применяемая при изучении химии	г	моль	г/моль	л	л/моль	Число Авогадро N= 6х1023
В 1000 раз большая	кг	кмоль	кг/кмоль	м3	м3/кмоль	6х1026
В 1000 раз меньшая	мг	ммоль	мг/ммоль	мл	мл/ммоль	6х1020

Классификация кислот

Признаки классификации	Группы кислот
Наличие кислорода в кислотном остатке	А)кислородные: фосфорная, азотная Б)бескислородные: сероводородная, хлорная, бромоводородная
Основность	А)одноосновные: хлорная, азотная Б)двухосновные: серная, угольная,сероводородная В) трехосновные: фосфорная
Растворимость в воде	А) растворимые: серная, азотная,сероводородная Б) нерастворимые: кремниевая
Летучесть	А) летучие: хлорная, азотная, сероводородная Б) нелетучие: серная, кремниевая, фосфорная
Степень электролитической диссоциации	А) сильные: серная, хлорная, азотная Б) слабые: сероводородная, сернистая, угольная
Стабильность	А) стабильные: серная, фосфорная, хлорная Б) нестабильные: сернистая, угольная, кремниевая

 

Типичные реакции кислот

1. Кислота + основание = соль + вода    (реакция обмена)

2. Кислота + оксид металла  = соль + вода    (реакция обмена)

3. Кислота +  металл  = соль + водород    (реакция замещения)

4. Кислота +  соль  = новая кислота + новая соль    (реакция обмена)

Классификация оснований

Признаки классификации	Группы оснований
Растворимость в воде	А) растворимые (щелочи): гидроксид натрия, гидроксид калия, гидроксид кальция, гидроксид бария Б) нерастворимые основания: гидроксид меди (II), гидроксид железа(II), гидроксид железа(III)
Кислотность (число гидроксогрупп)	А) однокислотные: гидроксид натрия (едкий натр), гидрокид калия (едкое кали) Б) двухкислотные: гидроксид железа(II),  гидроксид меди (II)

 

Типичные реакции оснований

1. Основание + кислота  = соль + вода    (реакция обмена)

2.  Основание + оксид неметалла  = соль + вода    (реакция обмена)

3. Щелочь +  соль  = новое основание + новая соль    (реакция обмена)

Нерастворимые основания разлагаются при нагревании на оксид металла и воду, что нехарактерно для щелочей, например: Fe(OH)2 = FeO + вода

 

Типичные реакции основных оксидов

1. Основный оксид  + кислота  = соль + вода    (реакция обмена)

2.  Основный оксид + кислотный оксид  = соль  (реакция соединения)

3. Основный оксид + вода  = щелочь  (реакция соединения). Эта реакция протекает, если образуется растворимое основание - щелочь. Например, CuO + вода    - реакция не протекает, т.к. гидроксид меди (II)- нерастворимое основание.

 

Типичные реакции кислотных оксидов

1. Кислотный оксид  + основание  = соль + вода    (реакция обмена)

2.  Кислотный оксид  + основный оксид  = соль  (реакция соединения)

3. Кислотный оксид + вода  = кислота  (реакция соединения). Эта реакция возможна, если кислотный оксид растворим в воде. Например: оксид кремния  (IV) практически не взаимодействует с водой.

Типичные реакции солей

1. Соль + кислота  = другая  соль + другая кислота    (реакция обмена)

2.  Соль + щелочь  = другая соль + другое основание    (реакция обмена)

3. Соль1 +  соль2  = соль3 + соль 4   (реакция обмена: в реакцию вступают две соли, в результате ее получаются две другие соли)

4. Соль + металл = другая соль + другой металл (реакция замещения), нужно см. положение металла в электрохимическом ряду напряжений металлов.

Правила ряда напряжений металлов

1.С растворами кислот взаимодействуют металлы, которые расположены левее водорода. Это распространяется на способность металлов вытеснять из растворов солей другие металлы. Например, медь из растворов ее солей можно вытеснять такими металлами, как магний, алюминий, цинк и др. металлами. А вот ртутью, серебром, золотом медь не вытесняется, т.к. эти металлы в ряду напряжений расположены правее, чем медь. Зато медь вытесняет их из растворов солей.

Первое правило ряда напряжений металлов о взаимодействии металлов с растворами кислот не распространяется на серную кислоту концентрированную и азотную кислоту любой концентрации: эти кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими в ряду напряжений как до водорода, так и после него, восстанавливаясь при этом до оксида серы (IV), NO и т.д. Например, при взаимодействии разбавленной азотной кислоты с медью получается нитрат меди (II), оксид азота (II) и вода.

2. Каждый металл вытесняет из растворов солей другие металлы, расположенные правее его в ряду напряжений. Это правило соблюдается при выполнении условий:

- обе соли (до и после реакции - реагирующая и образующаяся) должны быть растворимыми;

- металлы не должны взаимодействовать с водой, поэтому металлы главных подгрупп I и II групп (для последней начиная с кальция) не вытесняют другие металлы из растворов солей.

Окислительно-восстановительные реакции

 

Восстановитель - атомы, ионы, молекулы, отдающие электроны.

Важнейшие восстановители: металлы; водород; уголь; оксид углерода (II) CO; сероводород; аммиак; соляная кислота и т.д.

Процесс отдачи электронов атомами, ионами и молекулами – окисление.

Окислитель - атомы, ионы, молекулы, принимающие электроны.

Важнейшие окислители: галогены; азотная и серная кислоты; перманганат калия и др.

Процесс присоединения электронов атомами, ионами и молекулами – восстановление.