ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА табл. 1

соль

Основной оксид

Основание

металл

температура

вода

щелочь

нерастворимое

Соль

Соль+

соль

-------

Соль+

МеОН

------

Соль+

Ме

Кислот. оксид 

+МеО

-----------

Кислот. оксид

Соль +

кислот.

оксид 

соль

Соль

+

Н₂О

Соль

+

Н₂О

--------

---------

Кислота

Кислота

Соль+

кислота

Соль+

Н₂О

Соль+

Н₂О

Соль+

Н₂О

Соль+

Н₂

Кислот. Оксид+

Н₂О

---------

Н₂О

-----------

Щелочь

(МеОН)

----------

---------

Н₂+

МеО или МеОН

----------

-----------

температура

Кислот. оксид+

МеО

--------

----------

МеО + Н₂О

----------

---------

----------

Соответствие оксидов

кислотам

R₂O₃  HRO₂

RO₂  H₂RO₃

R₂O₅  HRO₃, H₃RO₄

RO₃  H₂RO₄

R₂O₇  HRO₄*Реакции обмена идут до конца, если выделяется газ, образуется вода (Н₂О) или одно вещество выпадает в осадок ( в Т.Р. - М или Н )

1. соль (МеСО₃, МеSO₃) + кислот. оксид (твердый, жидкий) 

 соль + кислотн. оксид (газообразный)

2. соль + кислота (№1)  соль + кислота (№2)

кислота (№1) должна в ряду кислот стоять до кислоты (№2), т.е. быть

сильнее, если наоборот  реакция не идет.

РЯД КИСЛОТ

HNO₃

H₂SO₄ HCl H₂SO₃ H₂CO₃ H₂S H₂SiO₃

H₃PO₄

3. Разлагаются соли кислородсодержащих кислот кроме МеSО₄ и МеРО_4.

 MeNO₂ + O₂ ( если металл стоит до Mg)

МеNO₃  MeO + NO₂ + O₂ (если металл стоит после Mg, но до Cu)

 Me + NO₂ + O₂ (если металл стоит после Cu)

NH₄NO₃  N₂O + H₂O

NH₄(кислот. остаток)  NH₃ + кислота, но не разлагаются (NH₄)₂SO₄, (NH₄) ₃PO₄

4. Только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов (I , II группа главная подгруппа, или металлы стоящие до Мg в ряду металлов) вступают в реакцию

5. В результате реакции обязательно должен выпасть в осадок или соль или основание.

6. соль + Ме (№1)  соль + Ме (№2)

металл (№1) должен стоять в ряду металлов до металла (№2)

металлы, стоящие до Мg, металлы из растворов солей не вытесняют.

7. Если Ме стоит до Ti получается  МеОН + Н₂

Если Ме стоит между Ti и Н₂ получаются  МеО + Н₂

Металлы стоящие после Н₂ с водой не взаимодействуют

8. Бескислородные кислоты при нагревании не разлагаются

HNO₃  NO₂+ H₂O + O₂ Н₃РО₄  НРО₃ H₂SO₄  SO₂ + O₂ + H₂O

9. SiO₂ в реакцию не вступает

10. Металлы, стоящие после Н в ряду металлов с кислотами не взаимодействуют.

РЯД НАПРЯЖЕНИЯ МЕТАЛЛОВ

Li Cs K Rb Ba Sr Ca Na Mg Al Ti Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H Sb Bi Cu Ag Hg Pt Au

Исключение H₂SO₄ концентрированная и HNO₃ (см. табл. 2)

Табл. 2

Li K Ba Ca Na Mg Al Ti Mn Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Cu Ag Hg Pt Au

H₂SO₄ конц.

H₂S, S, SO₂( в зависимости от активности металла

и условий ) + MeSO₄ + H₂O

SO₂ + H₂O + MeSO₄

Не

Реаги-рует

HNO₃ конц.

NO + H₂O + MeNO₃

------------и Аl

NO₂ + H₂O + MeNO₃

HNO₃ разбав.

(N₂O, N₂) + H₂O + MeNO₃

NO₂, NO, N₂ O+

MeNO₃+

H₂O

NO +

H₂O+

MeNO₃

HNO₃ очень

Разбавленная

NH₃( соли аммония ) +

H₂O + MeNO₃

ОПРЕДЕЛЕНИЕ КЛАССА СОЕДИНЕНИЯ

1. Определите по формуле из скольких элементов состоит вещество:

• Один элемент ---- простое (см.2)

• Два и более ---- сложное (см.3)

3. Если простое определяем металл или неметалл, для этого в П.С.

находим элемент и определяем его положение в П.С.

• Металлы  элемент стоит в 1,2,3 группе или в побочной подгруппе (искл. В).

• Неметаллы  все остальные элементы.

кислота

Н_х (кисл.остаток.)

На первом месте стоит водород (Н)

(см. табл. №3)

соль

Ме_х (кисл.остаток)_у

На первом месте металл далее кислот. остаток (см. табл. №3)

основание Ме(ОН)_у

На первом месте металл, дальше ОН(см. 5)

оксид

Э_х О_у

из двух элементов: Один из них кислород (О) (см. 4)

4. Определяем чем является элемент, образующий оксид - металлом или неметаллом (см. 2)

• Если неметалл ---- оксид кислотный

• Если металл --- определяем валентность: I-II основной

III-IV амфотерный (искл.ZnO)

V-VII кислотный

5. Основания бывают :

• Нерастворимые

Образуют в ряду активности метал. после Мg

в Т.Р. - М или Н

в П.С. металлы все остальные, кроме 1-2 А группы и Be,Mg

• Растворимые (щелочи)

Образуют в ряду активности металлы до Mg

в Т.Р. - Р (искл. Са(ОН)₂ -- М)

в П.С. металлы 1-2 группы главной подгруппы (кроме Be , Mg)

Постоянная валентность

Элементы 1-3 группы А =

= № группы

Н  I О  II

ОН  I Zn  IIНАЗВАНИЯ

Оксид  Э_x О_y :

оксид + название элемента в Р.П.( переменная валентность )

Основание  МеОН:

гидроксид + название металла в Р.П. (переменная валентность)

Соль  Ме (кислот.остаток):

название кислотного остатка (см. таблицу № 3) + название металла в Р.П.(переменная валентность) табл. 3

Формула кислот

Название кислот

Кислотный остаток

Валентность кислотного остатка

Название соответствующей соли

HCl

Соляная

Cl

I

Хлорид

HBr

Бромоводородная

Br

I

Бромид

HJ

Иодоводородная

J

I

Иодид

HF

Фтороводородная или плавиковая

F

I

Фторид

HNO₃

Азотная

NO₃

I

Нитрат

H₂SO₄

Серная

SO₄

II

Сульфат

H₂SO₃↑

Сернистая

SO₃

II

Сульфит

H₂S↑

Сероводородная

S

II

Сульфид

H₂CO₃↑

Угольная

CO₃

II

Карбонат

H₂SiO₃↓

Кремниевая

SiO₃

II

Силикат

H₃PO₄

Ортофосфорная

PO₄

III

Фосфат

СОСТАВЛЕНИЕ ФОРМУЛ

Оксид Э_x О_y:

• Записываем элементы - Э О.

• Проставляем сверху валентности элементов (переменная указывается в названии).

• Находим наименьшее общее кратное чисел валентности.

• Затем это число делим на валентность каждого элемента и результат записываем индексом внизу.

Основание Ме (ОН)_x :

• Записываем металл, образующий основание, затем гидроксогруппу - ОН

• Проставляем валентности над металлом (переменная указывается в названии) и ОН группой (у ОН валентность = I)

• Валентность металла ставим индексом после группы ОН (ОН берется в скобки).

А I

Ме (ОН) _А

Соль Ме_x(кислотный остаток)_y :

• Записываем на первом месте металл, образующий соль, на втором месте соответствующий кислотный остаток (см. таблицу №3 кислот и солей)

• Проставляем валентности над металлом (переменная указывается в названии, а постоянную смотрим в П.С.) и кислотным остатком (см. в таблице №3 кислот и солей).

• Если валентности одинаковые - индексы не пишутся. Если разные - валентность металла индексом к кислотному остатку, а валентность кислотного остатка индексом к металлу.

А В

Ме _В (кислот. остаток) _А

Типы реакций

1. А + В  АВ (сложное) соединение 4. АВ + С  СВ + А замещение

2. АВ(сложное)  А + В разложение (АВ, СВ сложные вещества)

3. АВ + СД  АД + СВ обмен 5. А + В  АВ  Q эндотермическая

(все вещества сложные) 6. А + В  АВ + Q экзотермическая

Среда раствора

pH

фенолфталеин

метилоранжевый

лакмус

Нейтральная

рН=7

Бесцветный

Оранжевый

Фиолетовый

H⁺ кислотная

рН < 7

Бесцветный

Красный

Красный

OH^- щелочная

рН > 7

Малиновый

Желтый

Синий

Индикаторы:

Основные формулы:

понятие

единица измерения.

формула

A_r

относительная атомная масса

Ar(Э)

M_r

относительная молекулярная масса

Mr(AxBy) = xAr(A) + yAr(B), где x и y число атомов элементов А и В



количество вещества

моль

 = m/M = V/Vm = N/NA, где m  масса, V  объем, N  число частиц

D

относительная плотность газа

D_B (A) = M(A) / M(B)

D_H(A) = M(A)/2, D_возд(A) = M(A)/29

M

Молярная масса

г / моль

М = М_r или M = A_r

V_m

Молярный объем

л /моль

V_m = 22,4 л/моль

N_A

Число Авогадро

моль^1

N_A = 6,02*10²³ моль^1

ω

Массовая доля элемента

%

ω

Массовая доля растворенного вещества

%

ω

Массовая доля примеси

%

η

Выход продукта от теоретического

%

H⁺

NH₄⁺

Na⁺

K⁺

Cu²⁺

Ag⁺

Mg²⁺

Ca²⁺

Ba²⁺

Zn²⁺

Hg⁺

Hg²⁺

Al³⁺

Sn²⁺

Pb²⁺

Cr³⁺

Mn²⁺

Fe²⁺

Fe³⁺

Co²⁺

Ni²⁺

OH ^

Р

Р

Р

Н

Х

М

М

Р

Н

Х

Х

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Cl ^

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

М

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Br ^

Р

Р

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Н

М

Р

Р

М

Р

Р

Р

Р

Р

Р

I ^

Р

Р

Р

Р

Х

Н

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Р

М

Н

Р

Р

Р

Х

Р

Р

S ^2

Р↑

Р

Р

Р

Н

Н







Н

Н

Н



Н

Н



Н

Н



Н

Н

SO₃ ^2

Р↑

Р

Р

Р

Х

Н

Н

Н

Н

Н

Х

Х

Х

Х

Н

Х

Н

Н

Х

Н

Н

SO₄ ^2

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

М

Н

Р

М

Р

Р

Р

Н

Р

Р

Р

Р

Р

Р

NO₃ ^

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р



Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

PO₄ ^3

Р

Р

Р

Р

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Н

CO₃ ^2

Р↑

Р

Р

Р

Х

Н

Н

Н

Н

Н

Н

Х

Х

Х

Н

Х

Н

Н

Х

Н

Н

SiO₃ ^2

Н

Х

Р

Р



Х



Н

Н

Н

Х

Х



















CH₃COO ^

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

М

Р

М

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

Р

ТАБЛИЦА РАСТВОРИМОСТИ

1. Правила определения степеней окисления

   1. степень окисления простых веществ = 0

   2. степень окисления F = 1

   3. степень окисления металлов 1-3 групп А = + № группы

   4. степень окисления Н = + 1, исключение МеН (1)

   5. степень окисления О = 2, исключение F₂О (+2), Н₂О₂ (1), Ме₂О₂ (1)

   6. сумма степеней окисления в соединении = 0

   7. сумма степеней окисления в ионе = заряду иона

   изменение степеней окисления вокислительно-восстановительных реакциях.

   окисление  e^-

   + e^- восстановление

   
   

   1. высшая положительная степень окисления = +№ группы

   2. низшая отрицательная степень окисления = № группы  8 (для неметаллов)

Заполнение электронных слоев

1s 2 s 2 p 3 s 3 p 4 s 3 d 4 p 5 s 4 d 5 p 6 s 4 f 5 d 6 p 7 s 5 f 6 d 7 p

s □ p □□□ d □□□□□ f □□□□□□□

1. План характеристики элемента по положению в П.С.

   
   

   1. порядковый номер (n/n = Z = p⁺ = e^)

   2. относительная атомная масса

   3. №периода  какой период (= число электронных слоев)

   4. №группы (= число валентных е^, для Аподгрупп = число внешних электронов)

   5. подгруппа

   6. заряд ядра Z (см.1)

   7. число протонов p⁺ (см.1)

   8. число нейтронов n⁰ = Ar - p⁺

   9. число электронов e^ (см.1)

   10. число валентных, внешних электронов (см. 4)

   11. электронная, электронно-графическая формула.

   12. валентность и степень окисления

   13. металл или неметалл

   14. формула водородного соединения (для неметаллов)

   15. формулы оксидов, характер оксидов

   16. формулы гидроксидов, их характер

   17. окислительно-восстановительные свойства элемента

Сильные электролиты:

щелочи, растворимые соли и кислоты (HCl, HNO₃, H₂SO₄, HJ, HBr, HClO₄)

Слабые электролиты:

вода, нерастворимые основания и соли, кислоты (CH₃COOH, H₂SO₃, H₂CO₃, H₂S, H₃PO₄, H₂SiO_3, H₃BO₃, HF), NH₄OH.

5