Неорганика для егэ по химии в таблицах

Муниципальное автономное общеобразовательное учреждение

средняя общеобразовательная школа №9

Таблицы и схемы по химии

при подготовке к ЕГЭ.

учитель химии МАОУ СОШ №9

Моргунов Н.М.

ст. Темиргоевская 2018г.

Используемая литература:

1. Н.Е.Кузьменко, В.В.Ерёмин, В.А.Попков «Начала химии». Со-временный курс для поступающих в ВУЗы. – М.: «Экзамен», 2001г.

2. А.И.Артёменко «Органическая химия». Учебник для строит. спец. вузов. – М.: «Высшая школа», 1994г.

3. А.С.Егоров, Г.Х.Аминова «Экспресс-курс неорганической и органической химии. Для поступающих в ВУЗы.» — Ростов-на-Дону: «Феникс», 2002г.

4. А.С.Егоров «Химия в 400-х вопросах и ответах». (Пособие для учащихся и абитуриентов). Ростов-на-Дону: «Феникс», 2001 г.

5. А.С.Егоров «Как сдать ЕГЭ по химии на 100 баллов». – Ростов-на-Дону: «Феникс», 2003г.

6. И.А.Фрейфельд «Общая химия». Пособие для абитуриентов и старшеклассников. М.: «Московский лицей», 1996г.

7. И.И.Новошинский, Н.С.Новошинская «Переходные элементы и их соединения». Пособие для старшеклассников и абитуриентов. – Краснодар: «Советская Кубань», 2006г.

8. И.И.Новошинский, Н.С.Новошинская «Органическая химия 11 класс». Учебник для общеобразовательных учреждений. – М.: «Образование», 2005г.

9. И.И.Новошинский, Н.С.Новошинская «Химия. 10 класс». Учебник для общеобразовательных учреждений. – М.: «Оникс» «Мир и Образование», 2006г.

Тепловой эффект растворения веществ:

газы CO₂

кислоты H₂SO₄

щёлочи NaOH

соли:

CuSO₄

FeSO₄

ZnSO₄

Na₂SO₄

Na₂CO₃

AlCl₃

AgNO₃

NaCl

NaNO₃

KNO₂

NH₄NO₃

CuSO₄ ^. 5H₂O FeSO₄ ^. 7H₂O } купоросы

ZnSO₄ ^. 7H₂O

Na₂SO₄ ^. 10H₂O кристаллическая сода

Na₂СO₃ ^. 10H₂O Глауберова соль

AlCl₃^. 6H₂O

Тепловой эффект химических реакций:

экзотермические (+Q)

эндотермические (-Q)

а) соединения искл. N₂ + O₂ = 2NO — Q

б) нейтрализации

в) замещения

г) овр

а) разложения

искл. 2H₂O₂ = 2H₂O + O₂ + Q

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ +4H₂O + Q

б) гидролиз

Механизмы органических реакций:

радикальный

( hv, t, H₂O₂ )

ионный

1) Замещение:

а) предельных у/в

_hv

CH₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl

б) непредельных у/в ( у α-атома) – р-ция Львова.

_hv

CH₂=CH-CH₃ + Cl₂ → CH₂=CH-CH₃ + HCl

в) ароматических у/в ( в боковой цепи)

_{t, hv}

С₆Н₅-СН₂-СН₃ + Cl₂ → C₆H₅—CHCl—CH₃ + HCl

2) Присоединение : a) непредельных у/в против правила Марковникова:

_{H2 O 2}

CH₃ –CH =CH₂ + HCl → CH₃-CH₂-CH₂Cl

б) ароматических у/в

_hv

C₆H₆ + Cl₂ → C₆H₆Cl₆

3) Полимеризация:

n СН₂=СН₂ → (-СН₂-СН₂— )_n

4) Горение, окисление:

_t

CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O

1) Замещение в бензольном кольце:

_{FeCl3 , t}

С₆Н₆ + Cl₂ → C₆H₅Cl + HCl

_{H2SO4k, t}

C₆H₆ + HNO₃ → C₆H₅-NO₂ + H₂O

2) Присоединение непредельных у/в ( кроме гидрирования):

CH₃-CH=CH₂ + HCl → CH₃-CHCl-CH₃

3) Полимеризация ( в присутствии катализатора)

_O2

n CH₂=CH₂ → (-CH₂-CH₂)_n

_H2SO4

n CH₂=C-CH=CH₂ → (-CH₂-C=CH-CH₂-)_n

| |

CH₃ CH₃

Периодический закон и периодическая система.

№ периода = числу электронных слоёв

№ группы = числу (внешних) валентных электронов (для главных подгрупп)

F He

электроотрицательность радиус атомов ув.

ув.

Fr

F

неметаллические и металлические и

окислительные свойства восстановительные свойства

ув.

ув.

Fr

HF – самое устойчивое летучее водородное соединение

HClO₄ – самая сильная кислородсодержащая кислота

FrOH HI – самая сильная бескислородная кислота

самое сильное основание

внешние

s, p — элементы

валентные внешние S и предвнешние d ( кроме Zn, Cd, Hg ) d — элементы

электроны

внешние S , предвнешние d и 3-й снаружи f f — элементы

Химическое равновесие.

υ прям.= υ обратн. ( при данных условиях )

_{υ пр} [HI]²

H₂ + I_{2( пар)} 2 HI _{( г)} K_равн = не зависит от концентрации и kat.

υ _обр [H₂] ^. [I₂] ( зависит от t и природы реагиру-

ющих веществ )

[CO]

CO_{2 (г)} + C_(т) 2CO_(г) K_равн = закон действующих масс для обратимых реакций

[CO₂]

Факторы смещения хим. равновесия ( принцип Ле-Шателье) :

1) Изменение концентрации ( кроме тв. веществ) : ув. исх.

ув. продукты

2) Изменение температуры : ув. t — Q

ум. t +Q

3) Изменение давления ( для газов ) : 4 моль 2 моль

ум. Р ув. Р

H_{2 (Г)} + I_{2 (Г)} 2HI_(Г) => P не влияет

2 моль 2 моль

Катализатор на смещение равновесия не влияет.

Смещение равновесия при диссоциации:

разбавление , связывание одного из ионов → (н: NaOH )

CH₃COOH C H₃COO^— + H⁺

← ув. концентрации, введение одноимённых ионов (н: CH₃COONa, HCl)

Смещение равновесия гидролиза:

Разбавление, нагревание, связывание одного из ионов → ( н: NH₄Cl => H⁺ )

Na₂CO₃ + HOH NaHCO₃ + NaOH – Q

CO₃^{2 −} + HOH HCO₃^— + OH^—

← ув. концентрации, охлаждение, введение одноимённых ионов (н: K₂S => OH^— )

Скорость химической реакции.

нет поверхности раздела гомогенные υ = ⁺_{_} Δν / v ^. Δτ

ж + ж, г + г

υ_ср. = ⁺_{_} Δ С / Δ τ ; [ моль/ л ^. сек ]

Реакции –

есть

т + ж, т + г, т + т гетерогенные υ = ⁺_{_} Δ ν / s ^. Δτ

Факторы, влияющие на скорость:

1) Концентрация : чем > С , тем > υ

ув.Р _{( для газов)} ум. V

N₂ + 3H₂ = 2NH₃υ = k [ N₂ ] ^. [ H₂ ] ³ — кинетическое уравнение закона действующих масс

4Al _(тв.)+ 3O_2(г) = 2Al₂O₃υ = k [ O₂ ] ³ — твёрдые не входят ( для гетерогенных реакций)

Fe _{порошок} + CuSO_{4 10%} > Fe _{порошок} + CuSO_{4 4%} > Fe _гвоздь + CuSO_{4 4%}

2) Температура: при повышении t на каждые 10⁰υ ув. в 2-4 раза ( правило Вант-Гоффа ) , т.к.

ув. число активных частиц (способных преодолеть Е_акт. )

_{t2 — t 1}

₁₀

υ _t2 = γ

υ _t1

3) Природа реагирующих веществ:

а) υ в-в с ионной и полярной ков. связью > υ в-в с неполярной или малополярной связью

н/о Zn + HCl = > органические Zn + CH₃COOH =

б) активность металлов Mg + HCl > Fe + HCl неметаллов F₂ + H₂ > I₂ + H₂

K + H₂O > Li + H₂O _(взрыв)

4) Площадь поверхности (для твёрдых в-в) : чем > S _{поверн.} , тем > υ

Al _{порошок} горит, Al _ложка нет

5) Катализатор – в-во, изменяющее υ , но не расходующееся ^{+ Е}_акт. ↓

^{— ↑}

_NO(г)

гомогенный ( kat и реаг. в-ва в одной фазе ) 2SO_{2 (г)} + O_{2 (Г)} = 2SO₃ катализ _Fe(ТВ.)

гетерогенный (в разных) N_{2 (Г)} + 3H_{2 (Г)} = 2NH₃

каталитические яды

В-ва

промоторы

Разрушение комплексных солей и солей анионного типа:

1) Na₂[ Zn(OH)₄ ] + 2HCl _нед. = Zn(OH)₂ ↓ + 2NaCl + 2H₂O

Na₂[ Zn(OH)₄ ] + 4HCl _изб. = 2ZnCl₂ +2NaCl + 4H₂O

2) Na₃[ Al(OH)₆ ] + 3H₂CO₃ = Al(OH)₃↓ + 3NaHCO₃ + 3H₂O

Na₃[ Al(OH)₆ ] + 3H₂S = Al(OH)₃↓ + 3NaHS + 3H₂O

3) Na[ Al(OH)₄ ] + CO₂ = Al(OH)₃ ↓ + NaHCO₃

Na₃[ Cr(OH)₆ ] + 3SO₂ = Cr(OH)₃↓ + 3NaHSO₃

4) Na₃[ Cr(OH)₆ ] + FeCl₃ = Cr(OH)₃↓ + Fe(OH)₃ + 3NaCl

3Na[Al(OH)₄ ] + AlCl₃ = 4Al(OH)₃↓ + 3NaCl

5) 2Na₃[ Cr(OH)₆ ] + 3H₂O₂ = 2Na₂CrO₄ + 2NaOH + 8H₂O

_t

6) Na[ Al(OH)₄ ] = NaAlO₂ + 2H₂O

_t

Na₂[ Zn(OH)₄ ] = ZnO + H₂O + NaOH

7) 2Na[ Cr(OH)₄ ] + 3Br₂ + 8NaOH = 2Na₂CrO₄ + 6NaBr + 8H₂O

Na₂ZnO₂ + 2HCl _нед.= Zn(OH)₂↓ + 2NaCl

Na₂ZnO₂ + 4HCl _изб.= ZnCl₂ + 2NaCl + 2H₂O

NaAlO₂ + HCl _нед.+ H₂O = Al(OH)₃↓ + NaCl

NaAlO₂ + 4HCl _изб.= AlCl₃ + NaCl + 2H₂O

Образование комплексных солей и солей анионного типа:

а) в растворах:

1) NaOH + Al(OH)₃ = Na[ Al(OH)₄ ] или 3NaOH + Al(OH)₃ = Na₃[ Al(OH)₆ ]

OH^— + Al(OH)₃ = [ Al(OH)₄ ] ^— 3OH^— + Al(OH)₃ = [ Al(OH)₆ ]^3-

2) 2NaOH + Al₂O₃ + 3H₂O = 2Na[ Al(OH)₄ ] — тетрагидроксоалюминат

3) 2NaOH + 2Al + 6H₂O = 2Na[ Al(OH)₄ ] + 3H₂↑

4) 4NaOH + AlCl₃ = Na[ Al(OH)₄ ] + 3NaCl

Na[ Cr(OH)₄ ] ; Na₃[ Cr(OH)₆ ] ; Na[ Fe(OH)₄ ] ; Na₃[ Fe(OH)₆ ]

тетрагидроксохромат гексагидроксохромат тетрагидроксоферрат гексагидроксоферрат

1) 2NaOH + Zn(OH)₂ = Na₂[ Zn(OH)₄ ] — тетрагидроксоцинкат

2OH^— + Zn(OH)₂ = [ Zn(OH)₄ ]^2-

2) 2NaOH + ZnO + H₂O = Na₂[ Zn(OH)₄ ]

3) 2NaOH + Zn + 2H₂O = Na₂[ Zn(OH)₄ ] + H₂↑

4) 4NaOH + ZnCl₂ = Na₂[ Zn(OH)₄ ] + 2NaCl

Na₂[ Be(OH)₄ ] ; Na₂[ Sn(OH)₄ ] ; Na₂[ Pb(OH)₄ ]

тетрагидроксобериллат тетрагидроксостаннит тетрагидроксоплюмбит

_{t t}

слабоамфотерные : Fe(OH)₃ + NaOH_конц = Na[ Fe(OH)₄ ] ; Cu(OH)₂ + 2NaOH_{конц >40%} = Na₂[ Cu(OH)₄ ]

б) в расплавах:

Zn(OH)₂ <=> H₂ZnO₂ ; Al(OH)₃ <=> H₃AlO₃ – ортоалюминиевая кислота

HAlO₂ – метаалюминиевая кислота

_t

2NaOH + Zn(OH)₂ = Na₂ZnO₂ + H₂O

цинкат

_tt

NaOH + Al(OH)₃ = NaAlO₂ + 2H₂O 3NaOH + Al(OH)₃ = Na₃AlO₃ + 3H₂O

метаалюминат ортоалюминат

Na₂BeO₂ ; Na₂SnO₂ ; Na₂PbO₂ ; Na₂CuO₂

бериллат станнит плюмбит купрат (II)

NaCrO₂ ; NaFeO₂ ; Na₂FeO₄

метахромат феррат (III ) феррат ( VI )

Именные реакции:

_t

1) Коновалова (нитрование): CH₄ + HO—NO_{2 разб} → CH₃—NO₂ + H₂O

_t

2) Вюрца: CH₃-Br + 2Na + Br-CH₃ → CH₃-CH₃ + 2NaBr

Cl CH₃

3) Вюрца—Фиттига: _t

+ 2Na + Cl-CH₃ + 2NaCl

_{эфир t}

4) Гриньяра: CH₃Cl + Mg → CH₃-Mg-Cl ; CH₃-Mg-Cl + Cl-CH₂-CH₃ → CH₃-CH₂-CH₃ + MgCl₂

_t

5) Дюма (декарбоксилирование): CH₃-COONa + NaOH → CH₄ + Na₂CO₃

_KMnO4

6) Вагнера: CH₂=CH₂ + [O] + H₂O → CH₂-CH₂

| |

OH OH

3CH₂=CH₂ + 2KMnO₄ + 4H₂O → 3 CH₂-CH₂ + 2MnO₂↓ + 2KOH

| |

OH OH

_{ZnO, Al2O3}

7) Лебедева: 2C₂H₅OH ^t CH₂=CH-CH=CH₂ + 2H₂O + H₂↑

_{t, Cr2O3, Al2O3}

Бызова: CH₃-CH₂-CH₂-CH₃ CH₂=CH-CH=CH₂ + 2H₂

_Hg²⁺_{, H}⁺, t O

9) Кучерова (гидратация ацетилена): CH≡CH + HOH CH₃—C

H

_{t, AlCl3}CH₃

10) Фриделя-Крафтса (алкилирование): + CH₃—Cl → + HCl

_{C актив. , t}

11) Зелинского-Казанского (тримеризация): 3CH≡CH

12) Зинина: NO₂ + 6[H] ^{Zn + HCl} NH₂ + 2H₂ O

или C₆H₅NO₂ + 3(NH₄)₂S + 7HCl → [C₆H₅NH₃]Cl + 3S + 6NH₄Cl + 2H₂O

_H⁺_{, t}

13) Кирхгофа: (C₆H₁₀O₅)_n + nH₂O → nC₆H₁₂O₆

14) Кольбе (электролиз р-ра солей карбоновых кислот):

_{эл. ток}

2CH₃COONa + 2H₂O → H₂↑ + 2NaOH + CH₃-CH₃↑ + 2CO₂↑

^{(K) (A)}

_{hv α}

15) Львова: CH₃-CH=CH₂ + Cl₂ → Cl-CH₂-CH=CH₂ + HCl

Химическая связь и типы кристаллических решёток.
Ковалентная	неполярная (одинаковые) . неМе – неМе полярная (разные)
Атомная B, C (алмаз, графит), Si, Ge, As, Se,Te (SiO2-кварц, SiC-карбид). Молекулярная N2 . P4 . O2 , S8, H2 , F2 , Cl2, Br2 , I2 , благородные газы (искл. Rn), CO2 –«сухой лёд», NH3 ,H2 O, C6 H6 и т.д.	Очень твёрдые, тугоплавкие, нераство-римые, не проводят ток и тепло (искл. Si и Ge – п/п).
Малая твёрдость, летучие, низкая Тпл. и кип., многие не растворимы и не про-водят ток.
Ионная	Ме – неМЕ	Ионная NaCl, Li2 SO4 , KOH, Na 2 O, [CH3 –NH3] Cl	Твёрдые, хрупкие, тугоплавкие, тепло-стойкие, растворы и расплавы прово-дят ток.
Металлическая	Ме	Металлическая Fe, Cu и т.п.	Ковкие, пластичные, с металлическим блеском, проводят ток и тепло.
Водородная (между молекулами)	H…(O,N,F) в разных молекулах	между молекулами (H2 O)n , (HF)n H – O … H – O … ; H – F … H – F … H H	ДНК внутримолекулярная
Донорно- акцепторная (ковалентная связь)	+ + _ NH4 , H3O , BF4 и комплексные соединения O3, CO	H H H:N: + __ H+ → [ H—N—H ]+ ; H:O: + __ H → [ H:O:H ]+ H H H H B= IV B= III Na2 [ Zn(OH)4 ]	F F F:B: __ + :F: → [F:B:F ]— F F

6 августа 2021

В закладки

Обсудить

Жалоба

ЕГЭ по химии: справочные материалы

Предложенный материал адресован абитуриентам, преподавателям химии и ученикам 8-11 классов.

Материал содержит справочные таблицы, тривиальные названия неорганических и органических соединений, краткие теоретические сведения о гидролизе, электролизе, тренажёр для повторения большого количества неорганических реакций.

spr-himiya.docx
spr-himiya.pdf

Автор: Аветисян Сатеник Вагеевна.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Классификация неорганических веществ» (задание 5 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Химические вещества можно разделить на две группы: простые и сложные.

Простые вещества состоят из атомов одного элемента (О₂, P₄).

Сложные вещества  состоят из атомов двух и более элементов (CaO, H₃PO₄).

Простые вещества можно разделить на металлы и неметаллы.

Металлы – это простые вещества, в которых атомы соединены между собой металлической химической связью. Металлы стремятся отдавать электроны и характеризуются металлическими свойствами (металлический блеск, высокая электро- и теплопроводность, пластичность и др.).

Неметаллы – это простые вещества, в которых атомы соединены ковалентными (или межмолекулярными) связями. Неметаллы стремятся принимать или притягивать электроны. Неметаллические свойства – это способность принимать или притягивать электроны.

Все элементы в Периодической системе химических элементов (ПСХЭ)  расположены либо в главной подгруппе, либо в побочной. В различных формах короткопериодной ПСХЭ главные и побочные подгруппы расположены по-разному. Есть простой способ, который позволит вам быстро и надежно определять, к какой подгруппе относится элемент. Дело в том, что все элементы второго периода расположены в главной подгруппе. Те элементы, которые расположены в ячейке точно под элементами второго периода (справа или слева), относятся к главной подгруппе. Остальные — к побочной.

Например, в таблице Менделеева, которая используется на ЕГЭ по химии, элемент номер 31, галлий, расположен в ячейке справа, точно под соответствующим ему элементом второго периода, бором. Следовательно, галлий относится к главной подгруппе. А вот скандий, элемент номер 21, расположен в ячейке слева. Следовательно, скандий относится к побочной подгруппе.

Неметаллы расположены в главных подгруппах, в правом верхнем угле ПСХЭ. К металлам относятся все элементы побочных подгрупп и элементы главных подгрупп, расположенные в левой нижней части ПСХЭ.  Разделяют металлы и неметаллы обычно, проводя условную линию от бериллия до астата. На рисунке показано точное разделение на металлы и неметаллы. Закрашены цветом неметаллы.

Основные классы сложных веществ — это оксиды, гидроксиды, соли.

Оксиды — это сложные вещества, которые состоят из атомов двух элементов, один из которых кислород, имеющий степень окисления -2.

В зависимости от второго элемента оксиды проявляют разные химические свойства. Некоторым оксидам соответствуют гидроксиды (солеобразующие оксиды), а некоторым нет (несолеобразующие).

Солеобразующие оксиды делят на основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды — это оксиды, которые проявляют характерные основные свойства. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +1 и +2. Например, оксид лития Li₂O, оксид железа (II) FeO.

Кислотные оксиды — это оксиды, которые проявляют кислотные свойства. К ним относят оксиды, образованные атомами металлов со степенью окисления +5, +6 и +7, а также атомами неметаллов с любой степенью окисления. Например, оксид хлора (I) Cl₂O, оксид хрома (VI) CrO₃.

Амфотерные оксиды — это оксиды, которые проявляют и основные, и кислотные свойства. Это оксиды металлов со степенью окисления +3 и +4, а также четыре оксида со степенью окисления +2: ZnO, PbO, SnO и BeO.

Несолеобразующие оксиды не проявляют характерных основных или кислотных свойств, им не соответствуют гидроксиды. К несолеобразующим относят четыре оксида: CO, NO, N₂O и SiO.

Встречаются и оксиды, похожие на соли, т.е. солеобразные (двойные).

Двойные оксиды — это некоторые оксиды, образованные элементом с разными степенями окисления. Например, магнетит (магнитный железняк) FeO·Fe₂O₃.

Алгоритм определения типа оксида: сначала определяем, какой элемент образует оксид – металл или неметалл.  Если это металл, то определяем степень окисления, затем определяем тип оксида. Если это неметалл, то оксид кислотный (если это не  исключение).

Гидроксиды — это сложные вещества, в составе которых есть группа Э-O-H. К гидроксидам относятся основания, амфотерные гидроксиды, и кислородсодержащие кислоты.

Солеобразующим оксидам соответствуют гидроксиды:

основному оксиду соответствует гидроксид основание,

кислотному оксиду соответствует гидроксид  кислота,

амфотерному оксиду соответствует амфотерный гидроксид.

Например, оксид хрома (II) CrO — основный, ему соответствует гидроксид основание. Формулу гидроксида легко получить, просто добавив к металлу гидроксидную группу OH: Cr(OH)₂.

Оксид хрома (VI) — кислотный, ему соответствует гидроксид кислота H₂CrO_4, и кислотный остаток хромат-ион CrO₄^2-.

Если все индексы кратны 2, то мы делим все индексы на 2.

Например: N₂O₅ + H₂O → H₂N₂O₆, делим на 2, получаем HNO₃. Так получаем мета-формулу кислоты. Если мы добавим еще одну молекулу воды, то получим орто-формулу кислоты.

Например: оксид P₂O₅, мета-форма: HPO₃. Добавляем воду, орто-форма: H₃PO₄. Орто-форма устойчива у фосфора и мышьяка.

Оксид хрома (III) — Cr₂O₃ — амфотерный, ему соответствует амфотерный гидроксид, который может выступать и как основание, и как кислота: Cr(OH)₃ = HCrO₂,  кислотный остаток хромит: CrO₂^—.

Взаимосвязь оксидов и гидроксидов:

Основания (основные гидроксиды) — это сложные вещества, которые при диссоциации в водных растворах в качестве анионов (отрицательных ионов) образуют только гидроксид-ионы OH^—.

Основания можно разделить на растворимые в воде (щелочи), нерастворимые в воде, и разлагающиеся в воде.

К разлагающимся в воде (неустойчивым) основаниям относят гидроксид аммония, гидроксид серебра (I), гидроксид меди (I). В водном растворе такие соединения практически необратимо распадаются:

NH₄OH → NH₃ + H₂O

2AgOH → Ag₂O + H₂O

2CuOH → Cu₂O + H₂O

Основания с одной группой ОН – однокислотные (например, NaOH), с двумя – двухкислотные (Ca(OH)₂) и с тремя – трехкислотные (Fe(OH)₃).

Кислоты – это сложные вещества, которые при диссоциации в водных растворах образуют в качестве катионов только ионы гидроксония H₃O⁺(H⁺). Кислоты состоят из водорода H⁺ и кислотного остатка.

По числу атомов водорода, которые можно заместить на металлы: одноосновные (HNO₃), двухосновные (H₂SO₄), трехосновные (H₃PO₄) и т.д.

По содержанию атомов кислорода кислоты бывают бескислородные (например, соляная кислота HCl)  и кислородсодержащие (например, серная кислота H₂SO₄).

Кислоты также можно разделить на сильные и слабые.

Сильные кислоты. К ним относятся:

• Бескислородные кислоты: HCl, HBr, HI. Остальные бескислородные кислоты, как правило, слабые.
• Некоторые высшие кислородсодержащие кислоты: H₂SO₄, HNO₃, HClO₄ и др.

Слабые кислоты. К ним относятся:

• Слабые и растворимые кислоты: это H₃PO₄, CH₃COOH, HF и др.
• Летучие или неустойчивые кислоты: H₂S —  газ; H₂CO₃ — распадается на воду и оксид: H₂CO₃ → Н₂О + СО₂↑; H₂SO₃ — распадается на воду и оксид: H₂SO₃ → H₂O+ SО₂↑. 
• Нерастворимые в воде кислоты: H₂SiO₃ и другие.

Определить, сильная кислота перед вами, или слабая, позволяет простой прием.  Мы вычитаем из числа атомов O в кислоте число атомов H. Если получаем число 2 или 3, то кислота сильная. Если 1 или 0 — то кислота слабая. 

Например: HClO: 1-1 = 0, следовательно, кислота слабая.

Соли – сложные вещества, состоящие из катиона металла (или металлоподобных катионов, например, иона аммония NH₄⁺) и аниона кислотного остатка. Также солями называют вещества, которые могут быть получены при взаимодействии кислот и оснований с выделением воды.

Если рассматривать соли, как продукты взаимодействия кислоты и основания, то соли делят на средние, кислые и основные.

Средние соли – продукты полного замещения катионов водорода в кислоте на катионы металла (например, Na₂CO₃, K₃PO₄).

Кислые соли – продукты неполного замещения катионов водорода в кислоте на катионы металлов (например, NaHCO₃, K₂HPO₄).

Основные соли – продукты неполного замещения гидроксогрупп основания на анионы кислотных остатков кислоты (например, малахит (CuOH)₂CO₃).

По числу катионов и анионов соли разделяют на:

Простые соли – состоящие из катиона одного типа и аниона одного типа (например, хлорид кальция CaCl₂).

Двойные соли – это соли, состоящие из двух или более разных катионов и аниона одного типа (например, алюмокалиевые квасцы – KAl(SO₄)₂).

 Смешанные соли – это соли, состоящие из катиона одного типа и двух или более анионов разного типа (например, хлорид-гипохлорит кальция Ca(OCl)Cl).

По структурным особенностям выделяют также гидратные соли и комплексные соли.

Гидратные соли (кристаллогидраты) – это такие соли, в состав которых входят молекулы кристаллизационной  воды (например, декагидрат сульфата натрия Na₂SO₄·10 H₂O).

Комплексные соли – это соли, содержащие комплексный катион или комплексный анион (K₃[Fe(CN)₆], [Cu(NH₃)₄]Cl₂).

Помимо основных классов неорганических соединений, существуют и другие.

Например, бинарные соединения элементов с водородом.

Водородные соединения – это сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых водород. Водород образует солеобразные гидриды и летучие водородные соединения.

Солеобразные гидриды ЭН_х – это соединения металлов IA, IIA групп и алюминия с водородом. Степень окисления водорода равна -1. Например, гидрид натрия NaH.

Летучие водородные соединения Н_хЭ – это соединения неметаллов с водородом, в которых степень окисления водорода равна +1. Например, аммиак NH₃, фосфин PH₃.

Тренировочный тест «Классификация неорганических веществ» 10 вопросов, при каждом прохождении новые.

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Классификация неорганических веществ» (задание 5 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

Неорганическая химия — раздел химии, изучающий строение и химические свойства неорганических веществ.

Среди простых веществ выделяют металлы и неметаллы. Среди сложных: оксиды, основания, кислоты и соли.
Классификация неорганических веществ построена следующим образом:

Большинство химических свойств мы изучим по мере продвижения по периодической таблице Д.И. Менделеева. В
этой статье мне хотелось бы подчеркнуть ряд принципиальных деталей, которые помогут в дальнейшем при изучении
химии.

Оксиды

Все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие имеют соответствующие им основания и кислоты
(в той же степени окисления (СО)!) и охотно вступают в реакции солеобразования. К ним относятся, например:

• CuO — соответствует основанию Cu(OH)₂
• Li₂O — соответствует основанию LiOH
• FeO — соответствует основанию Fe(OH)₂ (сохраняем ту же СО = +2)
• Fe₂O₃ — соответствует основанию Fe(OH)₃ (сохраняем ту же СО = +3)
• P₂O₅ — соответствует кислоты H₃PO₄

Солеобразующие оксиды, в свою очередь, делятся на основные, амфотерные и кислотные.

• Основные

Основным оксидам соответствуют основания в той же СО. В химических реакциях основные оксиды проявляют основные свойства, образуются
исключительно металлами. Примеры: Li₂O, Na₂O, K₂O, Rb₂O CaO, FeO, CrO, MnO.

Основные оксиды взаимодействуют с водой с образованием соответствующего основания (реакцию идет, если основание растворимо) и с кислотными
оксидами и кислотами с образованием солей. Между собой основные оксиды не взаимодействуют.

Li₂O + H₂O → LiOH (основный оксид + вода → основание)

Li₂O + P₂O₅ → Li₃PO₄ (осн. оксид + кисл. оксид = соль)

Li₂O + H₃PO₄ → Li₃PO₄ + H₂O (осн. оксид + кислота = соль + вода)

Здесь не происходит окисления/восстановления, поэтому сохраняйте исходные степени окисления атомов.

• Амфотерные (греч. ἀμφότεροι — двойственный)

Эти оксиды действительно имеют двойственный характер: они проявляют как кислотные, так и основные свойства. Примеры: BeO, ZnO, Al₂O₃,
Fe₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂, PbO, PbO₂, Ga₂O₃.

С водой они не взаимодействуют, так как продукт реакции, основание, получается нерастворимым. Амфотерные оксиды реагируют как с кислотами и
кислотными оксидами, так и с основаниями и основными оксидами.

Fe₂O₃ + K₂O → (t) KFeO₂ (амф. оксид + осн. оксид = соль)

ZnO + KOH + H₂O → K₂[Zn(OH)₄] (амф. оксид + основание = комплексная соль)

ZnO + N₂O₅ → Zn(NO₃)₂ (амф. оксид + кисл. оксид = соль; СО азота сохраняется в ходе реакции)

Fe₂O₃ + HCl → FeCl₃ + H₂O (амф. оксид + кислота = соль + вода; обратите внимание на то, что
СО Fe = +3 не меняется в ходе реакции)



• Кислотные

Проявляют в ходе химических реакций кислотные свойства. Образованы металлами и неметаллами, чаще всего в высокой СО. Примеры: SO₂,
SO₃, P₂O₅, N₂O₃, NO₂, N₂O₅, SiO₂,
MnO₃, Mn₂O₇.

Каждому кислотному оксиду соответствует своя кислота. Это особенно важно помнить при написании продуктов реакции: следует сохранять
степени окисления. Некоторым кислотным оксидам соответствует сразу две кислоты.

• SO₂ — H₂SO₃
• SO₃ — H₂SO₄
• P₂O₅ — H₃PO₄
• N₂O₅ — HNO₃
• NO₂ — HNO₂, HNO₃

Кислотные оксиды вступают в реакцию с основными и амфотерными, реагируют с основаниями. Реакции между кислотными оксидами не характерны.

SO₂ + Na₂O → Na₂SO₃ (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +4)

SO₃ + Li₂O → Li₂SO₄ (кисл. оксид + осн. оксид = соль; сохраняем СО S = +6)

P₂O₅ + NaOH → Na₃PO₄ + H₂O (кисл. оксид + основание = соль + вода)

При реакции с водой кислотный оксид превращается в соответствующую ему кислоту. Исключение SiO₂ — не реагирует с водой,
так как продукт реакции — H₂SiO₃ является нерастворимой кислотой.

Mn₂O₇ + H₂O → HMnO₄ (сохраняем СО марганца +7)

SO₃ + H₂O → H₂SO₄ (сохраняем СО серы +6)

SO₂ + H₂O → H₂SO₃ (сохраняем СО серы +4)

Несолеобразующие оксиды — оксиды неметаллов, которые не имеют соответствующих им гидроксидов и не вступают в реакции солеобразования.
К таким оксидам относят:

• CO
• N₂O
• NO
• SiO
• S₂O

Реакции несолеобразующих оксидов с основаниями, кислотами и солеобразующими оксидов редки и не приводят к образованию солей.
Некоторые из несолеобразующих оксидов используют в качестве восстановителей:

FeO + CO → Fe + CO₂ (восстановление железа из его оксида)

Основания

Основания — химические соединения, обычно характеризуются диссоциацией в водном растворе с образованием гидроксид-анионов.
Растворимые основания называются щелочами: NaOH, LiOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂.

Гидроксиды щелочных металлов (Ia группа) называются едкими: едкий натр — NaOH, едкое кали — KOH.

Основания классифицируются по количеству гидроксид-ионов в молекуле на одно-, двух- и трехкислотные.

Так же, как и оксиды, основания различаются по свойствам. Все основания хорошо реагируют с кислотами, даже нерастворимые основания
способны растворяться в кислотах. Также нерастворимые основания при нагревании легко разлагаются на воду и соответствующий оксид.

NaOH + HCl → NaCl + H₂O (основание + кислота = соль + вода — реакция нейтрализации)

Mg(OH)₂ → (t) MgO + H₂O (при нагревании нерастворимые основания легко разлагаются)

Если в ходе реакции основания с солью выделяется газ, выпадает осадок или образуется слабый электролит (вода), то такая реакция идет.
Нерастворимые основания с солями почти не реагируют.

Ba(OH)₂ + NH₄Cl → BaCl₂ + NH₃ + H₂O (в ходе реакции образуется нестойкое основание NH₄OH,
которое распадается на NH₃ и H₂O)

LiOH + MgCl₂ → LiCl₂ + Mg(OH)₂↓

KOH + BaCl₂ ↛ реакция не идет, так как в продуктах нет газа/осадка/слабого электролита (воды)

В растворах щелочей pH > 7, поэтому лакмус окрашивает их в синий цвет.

Амфотерные оксиды соответствуют амфотерным гидроксидам. Их свойства такие же двойственные: они реагирую как с кислотами — с образованием соли
и воды, так и с основаниями — с образованием комплексных солей.

Al(OH)₃ + HCl → AlCl₃ + H₂O (амф. гидроксид + кислота = соль + вода)

Al(OH)₃ + KOH → K[Al(OH)₄] (амф. гидроксид + основание = комплексная соль)

При нагревании до высоких температур комплексные соли не образуются.

Al(OH)₃ + KOH → (t) KAlO₂ + H₂O (амф. гидроксид + основание = (прокаливание) соль + вода — при высоких
температурах вода испаряется, и комплексная соль образоваться не может)

Кислоты

Кислота — химическое соединение обычно кислого вкуса, содержащее водород, способный замещаться металлом при образовании соли. По классификации
кислоты подразделяются на одно-, двух- и трехосновные.

Основность кислоты определяется числом атомов водорода, которое способна отдать молекула кислоты, реагируя с основанием. Определять основность кислоты по числу атомов водорода в ней — часто верный способ, но не всегда: например, борная кислота H₃BO₃ является слабой одноосновной кислотой, фосфористая кислота H₃PO₃ — двухосновной кислотой.

Кислоты отлично реагируют с основными оксидами, основаниями, растворяя даже те, которые выпали в осадок (реакция нейтрализации). Также кислоты способны вступать в реакцию
с теми металлами, которые стоят в ряду напряжений до водорода (то есть способны вытеснить его из кислоты).

H₃PO₄ + LiOH → Li₃PO₄ + H₂O (кислота + основание = соль + вода — реакция нейтрализации)

Zn + HCl → ZnCl₂ + H₂↑ (реакция идет, так как цинк стоил в ряду активности левее водорода и способен вытеснить его из кислоты)

Cu + HCl ↛ (реакция не идет, так как медь расположена в ряду активности правее водорода, менее активна и не способна вытеснить его из кислоты)

Существуют нестойкие кислоты, которые в водном растворе разлагаются на кислотный оксид (газ) и воду — угольная и сернистая кислоты:

• H₂CO₃ → H₂O + CO₂↑
• H₂SO₃ → H₂O + SO₂↑

Записать эти кислоты в растворе в виде «H₂CO₃ или H₂SO₃» — будет считаться ошибкой. Пишите угольную
и сернистую кислоты в разложившемся виде — виде газа и воды.

Все кислоты подразделяются на сильные и слабые. Напомню, что мы составили подробную таблицу сильных и слабых кислот (и оснований!) в теме гидролиз.
В реакции из сильной кислоты (соляной) можно получить более слабую, например, сероводородную или угольную кислоту.

Однако невозможно (и противоречит законам логики) получить из более слабой кислоты сильную, например из уксусной — серную кислоту. Природу не
обманешь

K₂S + HCl → H₂S + KCl (из сильной — соляной кислоты — получили более слабую — сероводородную)

K₂SO₄ + CH₃COOH ↛ (реакция не идет, так как из слабой кислоты нельзя получить сильную: из уксусной — серную)

Подчеркну важную деталь: гидроксиды это не только привычные нам NaOH, Ca(OH)₂ и т.д., некоторые кислоты также считаются кислотными
гидроксидами, например серная кислота — H₂SO₄. С полным правом ее можно записать как кислотный гидроксид: SO₂(OH)₂

В завершении подтемы кислот предлагаю вам вспомнить названия основных кислот и их кислотных остатков.

Соли

Соль — ионное соединение, образующееся вместе с водой при нейтрализации кислоты основанием (не единственный способ). Водород кислоты замещается
металлом или ионом аммония (NH₄). Наиболее известной солью является поваренная соль — NaCl.

По классификации соли бывают:

• Средние — продукт полного замещения атомов водорода в кислоте на металл: KNO₃, NaCl, BaSO₄, Li₃PO₄
• Кислые — продукт неполного замещения атомов водорода: LiHSO₄, NaH₂PO₄ и Na₂HPO₄ (гидросульфат
  лития, дигидрофосфат и гидрофосфат натрия)
• Основные — продукт неполного замещения гидроксогрупп на кислотный остаток: CrOHCl (хлорид гидроксохрома II)
• Двойные — содержат два разных металла и один кислотный остаток (NaCr(SO₄)₂
  
• Смешанные — содержат один металл и два кислотных остатка MgClBr (хлорид-бромид магния
• Комплексные — содержат комплексный катион или анион — атом металла, связанный с несколькими лигандами: Na[Cr(OH)₄]
  (тетрагидроксохромат натрия)

Растворы или расплавы солей могут вступать в реакцию с металлом, который расположен левее металла, входящего в состав соли. В этом случае более
активный металл вытеснит менее активный из раствора соли. Например, железо способно вытеснить медь из ее солей:

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu (железо стоит левее меди в ряду активности и способно вытеснить медь из ее солей)

Замечу важную деталь: исход реакции основание + кислота иногда определяет соотношение. Запомните, что если двух- или трехосновная кислота дана в
избытке — получается кислая соль, если же в избытке дано основание — средняя соль.

NaOH + H₂SO₄ → NaHSO₄ (кислота дана в избытке)

2NaOH + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O (основание дано в избытке)

Если в ходе реакции соли с кислотой, основанием или другой солью выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода),
то такая реакция идет. Кислую соль также можно получить в реакции соли с соответствующей двух-, трехосновной кислотой.

Na₂CO₃ + HCl → NaCl + H₂O + CO₂↑ (сильная кислота — соляная, вытесняет слабую — угольную)

MgCl₂ + LiOH → Mg(OH)₂↓ + LiCl

K₂SO₄ + H₂SO₄ → KHSO₄ (средняя соль + кислота = кислая соль)

Чтобы сделать из кислой соли — среднюю соль, нужно добавить соответствующее основание:

KHSO₄ + KOH → K₂SO₄ + H₂O (кислая соль + основание = средняя соль)

Химия в таблицах. А.Ю. Стахеев