Наименование - Естественнонаучная школа ТПУ

ТОМСКИЙ ПОЛИТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
ЦЕНТР ДОВУЗОВСКОЙ ПОДГОТОВКИ
Е.М. Князева
ХИМИЯ.
Системный курс
для поступающих в ВУЗ.
Томск - 2010
УДК 53(076)
М54
Князева Е.М. Химия. Системный курс для поступающих в ВУЗ. –
Томск: ТПУ, 2010. – 96 с.
Рецензент:
Т.А. Сарычева, к.х.н., доцент каф. ОХОС ХТФ ТПУ
Системный курс химии для подготовки абитуриентов ставит целью систематизацию и углубление знаний выпускника средней школы в соответствии с требованиями к вступительным испытаниям на химические специальности.
«Химия. Системный курс для поступающих в ВУЗ» рассмотрен
16.01.10 и рекомендован к печати методическим Советом Центра довузовской подготовки ТПУ.
@
Центр довузовской подготовки
ТПУ, 2010
Предисловие
Предлагаемый системный курс подготовки абитуриентов по химии построен в соответствии с кодификатором элементов содержания единого государственного экзамена по данному предмету. Его цель – систематизировать и
углубить знания учащимися, выпускниками школ и абитуриентами школьного курса химии, расширить сферу их приложения к решению расчетных и качественных задач повышенной сложности, к развитию возможностей свободно оперировать понятиями и терминами химической науки.
Содержание курса носит целевой характер, так как оно ориентировано
на поступающих в Томский политехнический университет, на химические
специальности. Таковыми являются все специальности химикотехнологического факультета и две специальности (химическая технология
материалов современной энергетики и химическая технология редких элементов и материалов на их основе) физико-технического факультета.
Содержательная часть включает в себя краткие формулировки основных законов и понятий химии, свойства неорганических и органических веществ, представленные в виде сводных таблиц.
Как показал анализ результатов вступительных испытаний, наибольшее
количество ошибок абитуриенты допускают при ответах на самые элементарные вопросы: установить класс соединения, написать формулу гидроксида, закончить уравнение реакции кислотно-основного взаимодействия. Данные разделы общей химии учащиеся изучают в 8 – 9 классах и, вероятно, к
выпускному, одиннадцатому, классу материал забывается. В данном пособии
раздел химии, касающийся классов неорганических соединений, представлен
в компактном, удобном для изучения и повторения виде.
Большие затруднения абитуриенты испытывают при ответах на вопросы по электрохимии. Действительно, данная тема является одной из самых
сложных в химии. В пособии в доступной форме дано объяснение процессам,
происходящим при электролизе расплавов и растворов веществ.
С целью ознакомления абитуриентов с формой предстоящих испытаний в пособии приведены задания из билетов Единого государственного экзамена, вариант пробного билета ЕГЭ 2006 года, а также образец билета
Межвузовской олимпиады по химии 2005 года.
Вступительные испытания по химии в Томский политехнический университет проводятся в форме единого государственного экзамена. Данный
вид испытаний предполагает тщательную проработку теоретического материала, а также умение решать расчетные задачи.
ПОДГОТОВКА К ИСПЫТАНИЯМ
При подготовке к испытаниям следует руководствоваться программой
по химии для поступающих в высшие учебные заведения Российской Федерации, а также кодификатором элементов содержания экзаменационной
работы.
КОДИФИКАТОР
элементов содержания по химии
Кодификатор составлен на базе обязательного минимума содержания
основного общего и среднего (полного) образования по химии (приложения к
Приказам Минобразования РФ № 1236 от 19.05.98 и № 56 от 30.06.99) с учетом Федерального компонента государственного стандарта общего образования (приказ Минобразования России от 5 марта 2004 г. № 1089).
Код
Код
раз- контролидеруемого
ла
элемента
1
1.1
1.2
1.3
2
2.1
2.2
2.3
Элементы содержания, проверяемые заданиями КИМ
Химический элемент
Формы существования химических элементов. Современные представления о строении атомов. Основное и возбужденное состояние атомов. Изотопы.
Строение электронных оболочек атомов элементов первых
четырех периодов. Понятие об электронном облаке, s- и рэлектронах. Радиусы атомов, их периодические изменения
в системе химических элементов.
Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам.
Вещество
Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная),
ионная, металлическая, водородная.
Способы образования ковалентной связи. Характеристики
ковалентной связи: длина и энергия связи. Образование
ионной связи.
Понятие об электроотрицательности химических элементов. Заряды ионов. Степень окисления.
2.4
2.5
2.6
2.7
2.8
2.9
2.9.1.
2.9.2
2.9.3
2.9.4
2.10
2.11
2.12
2.13
2.14
2.15
2.16
2.17
2.17.1
2.17.2
2.18
2.19
2.20
Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Зависимость свойств веществ от особенностей их кристаллической решетки.
Многообразие неорганических веществ. Классификация
неорганических веществ.
Общая характеристика металлов главных подгрупп I—III
групп в связи с их положением в периодической системе
химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями
строения их атомов.
Характеристика металлов – меди, хрома, железа по их положению в периодической системе химических элементов
Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов.
Общая характеристика неметаллов главных подгрупп IVVII групп в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов.
Характерные химические свойства неорганических веществ различных классов:
простых веществ (металлов и неметаллов);
оксидов (основных, амфотерных, кислотных);
оснований, амфотерных гидроксидов, кислот;
солей средних и кислых.
Взаимосвязь неорганических веществ.
Основные положения и направления развития теории химического строения органических веществ А.М. Бутлерова.
Изомерия и гомология органических веществ.
Многообразие органических веществ. Классификация органических веществ. Систематическая номенклатура.
Гомологический ряд углеводородов. Изомеры углеводородов. Структурная и пространственная изомерия.
Особенности химического и электронного строения алканов, алкенов, алкинов, их свойства.
Ароматические углеводороды. Бензол, его электронное
строение, свойства. Гомологи бензола (толуол).
Электронное строение функциональных групп кислородосодержащих органических соединений.
Характерные химические свойства кислородсодержащих
органических соединений:
предельных одноатомных и многоатомных спиртов, фенола;
альдегидов и предельных карбоновых кислот.
Сложные эфиры. Жиры. Мыла.
Углеводы. Моносахариды, дисахариды, полисахариды.
Амины.
Аминокислоты как амфотерные органические соединения.
Белки.
3
Химическая реакция
3.1
Классификация химических реакций.
3.2
Понятие о скорости химической реакции. Факторы, влияющие на изменение скорости химической реакции.
3.3
Тепловой эффект химической реакции. Сохранение и превращение энергии при химических реакциях.
3.4
Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие и условия его смещения.
3.5
Электролитическая диссоциация неорганических и органических кислот, щелочей, солей. Степень диссоциации.
3.6
Реакции ионного обмена.
3.7
Реакции окислительно-восстановительные.
Коррозия металлов.
3.8
Гидролиз солей.
3.9
Электролиз расплавов и растворов солей.
3.10 Реакции, характеризующие основные свойства и способы
получения:
3.10.1 углеводородов;
3.10.2 кислородосодержащих соединений;
3.10.3 азотсодержащих соединений.
3.11 Механизмы реакций замещения и присоединения в органической химии. Правило В.В. Марковникова.
3.12 Реакции, подтверждающие взаимосвязь различных классов:
3.12.1 неорганических веществ;
3.12.2 углеводородов и кислородосодержащих органических соединений.
Познание и применение веществ и химических реакций
4.1
Правила работы в лаборатории. Лабораторная посуда и
оборудование. Правила безопасности при работе с едкими,
горючими и токсичными веществами, средствами бытовой
химии.
4.2
Методы исследования объектов, изучаемых в химии. Качественные реакции неорганических и органических веществ.
4.3
Общие научные принципы химического производства (на
примере промышленного получения аммиака, серной кислоты, метанола). Промышленное получение веществ и
охрана окружающей среды.
4.4
Природные источники углеводородов, их переработка.
2.21
4
4.5
4.6
4.7
4.8
4.9
4.10
4.11
4.12
Основные методы синтеза высокомолекулярных соединений (пластмасс, синтетических каучуков, волокон).
Вычисление массы растворенного вещества, содержащегося в определенной массе раствора с известной массовой
долей.
Расчеты: объемных отношений газов при химических реакциях.
Расчеты: массы вещества или объема газов по известному
количеству вещества из участвующих в реакции.
Расчеты: теплового эффекта реакции.
Расчеты: массы (объема, количества вещества) продуктов
реакции, если одно из веществ дано в избытке (имеет примеси).
Расчеты: массы (объема, количества вещества) продукта
реакции, если одно из веществ дано в виде раствора с
определенной массовой долей растворенного вещества.
Нахождение молекулярной формулы вещества.
Распределение заданий экзаменационной работы по содержательным
блокам (темам, разделам) курса химии
№ Содержап/ тельп ные блоки
1
2
3
4
5
Химический
элемент
Вещество
Химическая
реакция
Познание и
применение
веществ и
химических
реакций
ИТОГО
Число
заданий
Максимальный % от общего макбалл за выпол- симального балла
нение заданий – 67
каждого блока
2
2
3%
% элементов
данного
блока в
кодификаторе
5,4%
21
15
26
27
39%
40%
45,5%
27,3%
7
12
18%
21,8%
45
67
100%
100%
Содержание каждого задания экзаменационной работы соотносится с
требованиями к уровню подготовки выпускников средней (полной) школы по
химии, согласно которым учащиеся должны уметь:
- называть вещества по их химическим формулам;
- классифицировать неорганические и органические вещества (по составу
и свойствам) и химические реакции (по всем известным признакам классификации);
- определять степень окисления химических элементов по формулам их соединений; вид химической связи в неорганических и органических веществах; тип кристаллической решетки в веществах; изомеры и гомологи по
структурным формулам и т.д.;
- составлять: а) уравнения химических реакций различных типов; б) уравнения электролитической диссоциации кислот, щелочей, солей; в) полные и
сокращенные ионные уравнения реакций обмена;
- характеризовать общие свойства химических элементов и их соединений
на основе положения в периодической системе Д.И.Менделеева, состав,
свойства и применение веществ, факторы, влияющие на изменение скорости
химической реакции и состояние химического равновесия;
- объяснять закономерности в изменении свойств веществ, сущность изученных видов химических реакций;
- проводить вычисления по химическим формулам и химическим уравнениям и т.д.
ОСНОВНЫЕ ЗАКОНЫ, ФОРМУЛЫ, ОПРЕДЕЛЕНИЯ
Атомно-молекулярное учение
Закон сохранения массы-энергии. В изолированной системе сумма
масс и энергий постоянна
E = mc2
Закон постоянства состава. Любое химически индивидуальное вещество всегда имеет один и тот же количественный состав независимо от способа его получения. В 1808 г. Ж.Л.Пруст в споре с К. Бертолле доказал, что
все вещества, не зависимо от способов их получения, всегда имеют оределенный и постоянный состав (CO2, NO, P2O5 и т.д.). Закон полностью выполняется для газообразных и жидких веществ, но в 1913 г. Н.С. Курнаков установил, что существуют соединения переменного состава – оксиды, нитриды,
карбиды и т.д. – кристаллические соелинения, состав которых может меняться в зависимости от способа их получения.
Бертоллиды - вещества переменного состава
Дальтониды – вещества постоянного состава
Закон Авогадро. В равных объемах любых газов при одинаковых
условиях содержится одинаковое количество частиц (молекул, атомов и т.д.)
Первое следствие: 1 моль любого газа при нормальных условиях (н.у.) занимает объем, равный 22,4 л.(Vm= 22,4 л/моль).
n=
V
Vm
Второе следствие: 1 моль любого газа при нормальных условиях (н.у.) содержит число структурных единиц, равное числу Авогадро (NА = 6,02
1023моль-1).
n=
N
Na
Третье следствие: Отношение молекулярных масс двух газообразных веществ есть величина постоянная, называемая относительной плотностью одного вещества по другому (Dв).
М вещества А = М вещества В Dв
Объединяя все три следствия, можно вывести формулу для расчета количества вещества:
n=
m
M
=
V
N
=
Vm
Na
Типы кристаллических решеток
Кристаллические решетки по характеру химических связей образующих их частиц подразделяются на атомные, ионные, молекулярные и металлические.
1) Для кристаллических решеток с атомной структурой характерно наличие в узлах атомов, прочно связанных между собой валентными связями. Кристаллы такого типа обладают высокой температурой плавления, большой твердостью и хрупкостью. Примерами веществ с атомной кристаллической решеткой являются: Si, C, SiO2, SiC и т.д.
2) Решетки с ионной структурой содержат в узлах электростатически взаимодействующие ионы. Кристаллы с подобной структурой обладают
несколько меньшей, чем атомные, температурой плавления и твердостью, но большей хрупкостью. Ионной кристаллической решеткой обладают все соединения с ионным типом связи, например: CsCl, KI,
NaBr, Na2O, NaH и т.д.
3) Решетки с молекулярной структурой в узлах содержат молекулы, связанные между собой слабыми межмолекулярными связями, которые
легко разрушаются. Поэтому молекулярные кристаллы, как правило,
легкоплавки, летучие, диэлектрики, обладают малой твердостью. Такими соединениями являются: CO2, H2, H2O и т.д.
4) Для решеток с металлической структурой характерно наличие в узлах,
кроме атомов, также и ионов, которые образуются за счет отрыва электронов. Атомы и ионы находятся в состоянии обмена электронами. В
процессе такого непрерывного обмена электронами часть их стационарно остается в свободном состоянии, образуя так называемый «электронный газ». Наличие свободно перемещающихся электронов и динамически обменивающихся ими ионов и атомов сообщает металлическим кристаллам специфические свойства: пластичность, электронную
проводимость, высокую теплопроводность.
Классы неорганических соединений
Простые вещества
Сложные вещества
Оксиды
Гидроксиды
Кислоты
Соли
Основания
Амфотерные основания
Простые вещества
Простое вещество – это вещество, состоящее из атомов одного и того
же элемента. При этом атомы могут быть не связанными между собой (He,
Ne …), связанными в молекулы (O2, H2, S8, P4) или кристаллы (все металлы).
Простые вещества делят на металлы и неметаллы. Из 110 известных на
сегодня элементов только 22 являются неметаллами.
Причиной многочисленности простых веществ (элементов – 110, простых веществ – более 300) является аллотропия.
Аллотропия - способность атомов одного и того же химического элемента образовывать несколько простых веществ. Аллотропные модификации
образуют: O, S, P, C, Si и др.
Элемент
Кислород
Сера
Углерод
Фосфор
Аллотропные модификации
Кислород (О2) и озон (О3)
Ромбическая (S8), моноклинная (S8), пластическая
Алмаз, графит, карбин, фуллерен
Белый, красный, черный и т.д.
К металлам относятся: все s-элементы (кроме водорода и гелия), все dэлементы, все f-элементы, кроме того, среди р-элементов – большинство металлов:
III
IV
V
VI
VII
VIII
B
C
N
O
F
Ne
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
В представленной таблице неметаллы расположены в верхней части от
разделяющей линии.
Металлы – это вещества, обладающие металлическим блеском, пластичностью, тепло- и электропроводностью, уменьшающейся с увеличением
температуры. При обычных условиях металлы – твердые вещества (кроме
ртути).
Неметаллы не обладают общностью физических свойств.
Общие свойства металлов
Общие свойства неметаллов
Металлы проявляют только положи- Неметаллы проявляют как положительные степени окисления:
тельные, так и отрицательные степеMn +2 +3 +4 +5 +6 +7
ни окисления:
Cl -1 +1 +3 +5 +7
Металлы способны к образованию Неметаллы не образуют простых капростых катионов: Fe2+, Fe3+
тионов
Металлы проявляют только восста- Неметаллы проявляют как восстаноновительные свойства:
вительные, так и оакислительные
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
свойства:
Cl2 + H2O = HCl + HClO
К благородным газам относятся: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.
К благородным металлам относятся: Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt, Au, Ag.
К шелочным металлам относятся: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr.
К шелочно-земельным металлам относятся: Ca, Sr, Ba, Ra.
Самый тугоплавкий металл - W
Самый легкоплавкий металл - Hg
Самый тяжелый металл – Os (Ir)
Самый легкий металл – Li
Самыми распространенными элементами в космическом пространстве являются водород (75%) и гелий (24%).
К самым распространенным элементам в земной коре относятся:
O
Si
Al
Na
Fe
Ca
58%
19,6%
6,4%
2,3%
1,8%
1,8%
В самородном состоянии в земной коре могут содержаться: все благородные металлы, медь, ртуть, сера.
Все остальные металлы и неметаллы содержатся только в связанном состоянии:
Сульфиды:
CuS, Cu2S, FeS2 (пирит)…
Галогениды:
NaCl (каменная соль), KCl (сильвинит) …
Наиболее распространенные способы получения металлов
  2Al + 3O2
1) Электролиз растворов и расплавов солей: 2Al2O3 электролиз
2) Пирометаллургия – получение металлов восстановлением из расплавов
t C
(как правило, оксидов) при высоких температурах: Fe2O3 + 3CO  2Fe
+ 3CO2
3) Гидрометаллургия – получение металлов из растворов их солей:
4Au + 8NaCN + 2H2O + O2 = 4Na[Au(CN)4] + 4NaOH
Na[Au(CN)4] + Zn  Au + Na2[Zn(CN)4]
o
Оксиды
Солеобразующие
Безразличные
N2O, NO, CO
Кислотные Амфотерные
P2O5
ZnO
Основные
CaO
Безразличные оксиды – это оксиды, которым не соответствуют ни кислоты, ни основания.
Кислотные оксиды (ангидриды) – оксиды, которым соответствуют кислоты, при этом степень окисления кислотообразующего элемента в оксиде и
кислоте совпадает:
SO3 – H2SO4
P2O5 – H3PO4 (HPO3)
Cl2O – HСlO
Для получения формулы кислоты необходимо к молекуле оксида прибавить
одну молекулу воды:
SO2 + H2O = H2SO3
Cl2O7 + H2O = (H2Cl2O8) HClO4
Основные оксиды - оксиды, которым соответствуют основания:
CaO – Ca(OH)2
Na2O – NaOH
FeO – Fe(OH)2
Амфотерные оксиды – оксиды, проявляющие свойства как кислотных,
так и основных оксидов.
Тип оксида
Неметаллы
Примеры
соединений
Металлы
Примеры
соединений
Исключение
Кислотный
Амфотерный
Основный
+
SO2, SO3, P2O5,
Cl2O, Cl2O7, NO2
+
+
+
Образуют в степе- Образуют в сте- Образуют в стенях окисления
пенях окисления пенях окисления
+8, +7, +6, +5
+4, +3
+2, +1
Mn2O7, CrO3,
Fe2O3, Cr2O3,
Na2O, K2O, CaO,
FeO3, Nb2O5
MnO2, Al2O3
FeO, MnO
ZnO, BeO, SnO,
PbO
Получение оксидов
1.Окисление простых веществ:
t C
2Mg + O2  2MgO
o
t C
2P + 5O2  2P2O5
2. Разложение оснований:
o
t C
Cu(OH)2  CuO + H2O
o
3. Разложение солей:
(NH4)2Cr2O7  Cr2O3 + N2 + 4H2O
t oC
Химические свойства оксидов
Взаимодействие
С водой
С кислотами
С кислотными
оксидами
С щелочами
С основными оксидами
Кислотные
оксиды
Амфотерные
оксиды
SO3 + H2O = H2SO4
Mn2O7 + H2O = HMnO4
NO2 + H2O = HNO3 +
HNO2
-
Na2O + H2O =
NaOH
CaO + H2O =
Ca(OH)2
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + Na2O + 2HCl =
3H2O
2NaCl + H2O
Al2O3
+
Al2(SO4)3
-
SO3 + 2NaOH =
Na2SO4 + H2O
SO3 + Na2O = Na2SO4
Основные
оксиды
3SO3
= Na2O + SO3 =
Na2SO4
t

Al2O3 + 2NaOH 
2NaAlO2 + H2O
Al2O3 + 6NaOH + 3H2O
= 2Na3[Al(OH)6]
Al2O3
+
Na2O
=
2NaAlO2
-
-
Гидроксиды
Основные
Амфотерные
Кислотные
Растворимые в воде
Нерастворимые
(щелочи)- образуют
в воде
только щелочные и
щелочно-земельные металлы
Получение гидроксидов
1. Некоторые щелочи получают электролизом растворов солей:
р олиз
2NaCl + 2H2O элект
 H2 + 2NaOH + Cl2
2. Нерастворимые в воде основания получают действием щелочи на соответствующую соль:
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2 + Na2SO4
Тип гидроксида
Неметаллы
Примеры
соединений
Металлы
Примеры
соединений
Кислотный
+
H2SO4, H2SO3,
HNO3, HClO, HCl
+
Образуют в степенях окисления
+8, +7, +6, +5
HMnO4,H2CrO4,
H2FeO4
Исключения
Амфотерный
-
Основный
-
+
+
Образуют в степе- Образуют
в
нях окисления
степенях оки+4, +3
ления +2, +1
Fe(OH)3, Cr(OH)3, NaOH, KOH,
Al(OH)3
Ca(OH)2,
Fe(OH)2
Zn(OH)2, Be(OH)2,
Sn(OH)2, Pb(OH)2
Химические свойства гидроксидов
ВзаимодейКислотные
ствие
гидроксиды
С кислотами
С кислотными оксидами
С щелочами H2SO4 + 2NaOH =
Na2SO4 + 2H2O
С основными оксидами
H2SO4 + Na2O =
Na2SO4 + H2O
Амфотерные
гидроксиды
Основные
гидроксиды
Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + NaOH + HCl = NaCl
3H2O
+ H2O
2Al(OH)3 + 3SO3
Al2(SO4)3 + 3H2O
= NaOH + SO3
Na2SO4 + H2O
Al(OH)3 + 2NaOH =
2NaAlO2 + H2O (расплав)
Al(OH)3 + 3NaOH
=
Na3[Al(OH)6] (раствор)
2Al(OH)3 + Na2O =
2NaAlO2 + 3H2O
=
-
-
Соли
Кислые
Средние Основные
Комплексные
Двойные
KHSO4
K2SO4
CuOHCl
[Mn(H2O)6]Cl2
KCr(SO4)2
NaH2PO4 Na3PO4
Al(OH)2NO3
Na3[Al(OH)6]
KAl(SO4)2
Кислые соли – продукты неполного замещения катионами основания катионов водорода в кислоте:
KOH + H2SO4 = KHSO4 + H2O
NaOH + H3PO4 = KH2PO4 + H2O
2NaOH + H3PO4 = K2HPO4 + 2H2O
Средние соли – продукты полного замещения катионами основания катионов водорода в кислоте:
2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O
3NaOH + H3PO4 = K3PO4 +3H2O
Основные соли – продукты неполного замещения анионами кислоты гидроксогрупп основания:
Cu(OH)2 + H2SO4 = (CuOH)2SO4 + H2O
Ca(OH)2 + HCl = CaOHCl + H2O
Номенклатура
1. Оксидов:
SO3 – оксид серы(VI)
Mn2O7 – оксид марганца(VII)
NO2 – оксид азота(IV)
Cl2O – оксид хлора(I)
2. Кислот:
H2SO4 – серная кислота
H2SO3 – сернистая кислота
HNO3 – азотная
HNO2 - азотистая
H3PO4 – ортофосфорная
HPO3 – метафосфорная H4P2O7 – дифосфорная
H2CO3 – угольная
H2SiO3 – кремниевая
HClO – хлорноватистая
HClO2 – хлористая
HClO3 – хлорноватая
HClO4 - хлорная
3. Солей:
Название анионов:
SO42- - сульфат
SO32- - сульфит
S2- - сульфид
PO43- - фосфат
PO33- - фосфит
P3- - фосфид
NO3- - нитрат
NO2- - нитрит
N3- - нитрид
ClO4- - перхлорат
ClO3- - хлорат
ClO2- - хлорит
ClO- - гипохлорит
Cl- - хлорид
CO32- – карбонат
SiO32- - силикат
FeO42- – феррат
FeO2- – феррит
MnO4- - перманганат
MnO42- –манганат
CrO42- - хромат
Cr2O72- - дихромат
Примеры названий солей:
K2SO4 – сульфат калия
KClO3 – хлорат калия
Na3PO4 – ортофосфат натрия
Na2SiO3 – силикат натрия
KHSO4 – гидросульфат калия
NH4Cl – хлорид аммония
NaH2PO4 – дигидрофосфат натрия
CuOHCl – хлорид гидроксомеди(II)
Al(OH)2NO3 – нитрат дигидроксоалюминия
Тривиальные названия некоторых соединений:
CO – угарный газ
CO2 – углекислый газ
N2O – веселящий газ
NO2 – бурый газ, «лисий хвост»
HF – плавиковая кислота
HCN – синильная кислота
Na2CO3 – кальцинированная сода
NaHCO3 – питьевая сода
Na2CO310H2O – кристаллическая сода CaSO42H2O – гипс
NaOH – каустическая сода, едкий каустик, едкий натр
CuSO45H2O – медный купорос
FeSO47H2O – железный купорос
H2SO4 – купоросное масло
AgNO3 – ляпис
FeS2 – пирит, серный колчедан
СaCO3 – известняк, мрамор, мел
СaO – негашеная известь Сa(OH)2 – гашеная известь, известковое молоко
Растворы
Массовая доля растворенного вещества показывает массу растворенного вещества, содержащуюся в 100 г раствора:
% =
mр.в.
mр  р а
100%
mр-ра = V
mр-ра = mрастворителя + mрастворенного вещества
Молярная концентрация (CM) показывает количество растворенного
вещества, содержащееся в 1 литре раствора:
CM =
m
МV
[CM] = моль/л
Растворимость показывает массу вещества в насыщенном растворе,
приходящуюся на 100 г растворителя при данной температуре. Например,
растворимость хлорида натрия при 20 оС равна 36. Это означает, что для получения насыщенного раствора при 20 оС необходимо в 100 г воды растворить 36 г NaCl.
Степень диссоциации показывает отношение числа продиссоциированных молекул (Nдис.) к общему числу молекул (Nобщ.)
=
Nдис.
Nобщ.
В зависимости от значения степени диссоциации, вещества подразделяют на:
Сильные электролиты -   33 %
Слабые электролиты -   3 %
Электролиты средней силы - 3 %    33 %
Разделение на сильные и слабые электролиты является условным, так
как сила электролита зависит от многих факторов, в частности, от концентрации раствора - чем меньше концентрация раствора, тем больше сила электролита.
Примеры диссоциации веществ:
 Кислоты
Ступенчатая диссоциация:
Полная диссоциация:
Ступенчатая диссоциация:
Полная диссоциация:
 Основания
Ступенчатая диссоциация:
H2SO4 = H+ + HSO4HSO4H+ + SO42H2SO4
2H+ + SO42H3PO4
H+ + H2PO4H2PO4H+ + HPO42HPO42H+ + PO4-3
H3PO4
3H+ + PO43Ca(OH)2 = CaOH++ OHCaOH+
Ca2++ OH-
Полная диссоциация:
 Соли
Средние:
Ca(OH)2
Ca2++ 2OH-
Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42K3PO4 = 3K+ + PO43CuOHNO3 = CuOH+ + NO3(FeOH)2 SO4 = 2FeOH+ + SO42NaHSO4 = Na+ + HSO4NaH2PO4 = Na+ + H2PO4-
Основные:
Кислые:
Гидролиз солей
Гидролиз - это обменная реакция вещества с водой.
Различают несколько вариантов гидролиза.
1) Соль, образованная сильным основанием и сильной кислотой, практически не подвергается гидролизу. Растворы таких солей (NaCl, KNO3 и др.)
имеют нейтральную среду (рH = 7).
2) Соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, гидролизуется по аниону, т.к. анион образует с ионами водорода слабую кислоту:
КСN + H2O
HCN + KOH
CN- + HOH
HCN + OH-
Cреда в этом случае щелочная (рН > 7).
Соли, образованные многоосновными кислотами, гидролизуются ступенчато:
1-я ступень:
2-я ступень:
К2СО3 + НОН
СО 2
3 + НОН
КНСО3 + Н2О
НСО3- + НОН
КНСО3 + КОН
НСО3- + ОНН2СО3 + КОН
Н2СО3 + ОН-
причем, гидролиз идет в основном по первой ступени.
3) Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, гидролизуются по катиону, т.к. катион образует с ионами ОН- слабое основание:
NH4Cl + H2O
NH4OH + HCl
или в ионном виде:
NH4+ + HOH
NH4OH + H+
Cреда в этом случае кислая (рН < 7).
Соли многокислотных оснований гидролизуются ступенчато:
1-я ступень:
2-я ступень:
ZnCl2 + H2O
Zn(OH)Cl + HCl
2+
Zn + HOH
Zn(OH)+ + H+
Zn(OH)Cl + H2O
Zn(OH)2 + HCl
+
Zn(OH) + HOH
Zn(OH)2 + H+,
причем, гидролиз идет в основном по первой ступени.
4) Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются и по катиону и по аниону:
NH4CN + H2O
NH4OH + HCN
При этом рН среды зависит от силы образующихся слабых кислот и оснований (обычно рН составляет 6 – 8). Такие соли гидролизуются в большей
степени. Иногда гидролиз таких солей происходит практически необратимо,
если выделяется газ или осадок, или они образуются одновременно, например:
Al2S3 + 3H2O = 2Al(OH)3 + 3H2S
5) Совместный гидролиз. Совместный гидролиз заключается в приливании к соли, содержащей катион слабого основания, соль, содержащую анион
слабой кислоты. При этом в качестве промежуточного соединения образуется соль слобого основания и слабой кислоты, которая подвергается необратимому гидролизу:
2CrCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Cr(OH)3↓+ 3CO2+ 6NaCl
Сильные
кислоты
H2SO4
HNO3
HCl
HBr
HI
HMnO4
H2CrO4
HClO4
Анионы
SO4-2
NO3ClBrIMnO4CrO4-2
ClO4-
Сильные
основания
Все основания sэлементов I, IIгрупп (щелочи),
кроме Be(OH)2
Катионы
Li+
Na+
K+
…
Ca2+
Ba2+
…
По катионам и анионам, приведенным в таблице, гидролиз не протекает.
Для доказательства протекания гидролиза применяют различные индикаторы, которые в зависимости от вида среды меняют свою окраску:
Индикатор
Метилоранж
Фенолфталеин
Лакмус
Окраска в различных средах
Среда кислая
Среда щелочная
Красная
Желтая
Малиновая
Красная
Синяя
Строение атома
Атом - это микросистема элементарных частиц, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов
Ядро атома состоит из нуклонов (протонов и нейтронов). Протоны –
положительно заряженные частицы, нейтроны – нейтральные частицы
Изотопы - атомы, содержащие одинаковое число протонов в ядре, но
разное количество нейтронов:
238
92 U нижний индекс называется зарядовым числом. Оно указывает на число
протонов в ядре атома (число протонов в ядре равно числу электронов в атоме), верхний индекс – массовое число, которое равно сумме числа протонов и
нейтронов.
238
число протонов в ядре - 92, нейтронов – 146 (238 – 92)
92 U
235
число протонов в ядре - 92, нейтронов – 143 (235 – 92)
92 U
Электронные формулы
1s22s22p63s23p5 - полная электронная формула
Cl [Ne] 3s23p5 - краткая электронная формула
Cl ... 3s23p5 - валентные электроны
Cl ...
электроннографическая формула (валентных электронов)
Возможные степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7
Семейство элементов
s – элементы
р – элементы
d - элементы
f - элементы
Валентные электроны
ns
ns np
(n-1)d ns
(n-2)f (n-1)d ns
Периодический закон Д.И. Менделеева: свойства элементов, а также
образованных из них простых веществ, находятся в периодической зависимости от заряда их ядер.
Периодически изменяются:
 Радиусы атомов – по периоду слева направо уменьшаются, по главным
группам сверху вниз увеличиваются.
 Электроотрицательность - по периоду слева направо увеличивается, по
группам сверху вниз уменьшается.
 Энергия ионизации - по периоду слева направо увеличивается, по группам
сверху вниз уменьшается.
 Металлические свойства - по периоду слева направо уменьшаются, по
главным группам сверху вниз увеличиваются.
 Кислотные свойства оксидов и гидроксидов - по периоду слева направо
увеличиваются, по группам сверху вниз уменьшаются.
 Периодически изменяются степени окисления.
№ группы
Возможные
степени
окисления
элементов*
I
+1
II
+2
III
+3
IV
+4
+2
-4
V
+5
+3
+1
-3
VI
+6
+4
+2
–2
VII
+7
+5
+3
+1
-1
*В таблице приведены возможные степени окисления элементов главных
подгрупп.
Внимание: высшая степень окисления элемента совпадает с номером группы! Для нахождения низшей (отрицательной степени окисления) необходимо
от номера группы отнять 8.
Исключениями являются:
1. Фтор (F) – проявляет только степень окисления –1
2. Кислород (О) – проявляет степени окисления –2, -1
(примеры: H2O, H2O2 - пероксиды)
3. Водород (Н) - проявляет степени окисления +1, -1
(примеры: H2O, KH - гидриды)
4. Азот (N) – проявляет все степени окисления от -3 до +5.
Характерными степенями окисления некоторых d-элементов являются:
Zn
Hg
Ag
Cr
Fe
Mn
+2
+1,+2 +1
+2,+3,+6
+2,+3,+6 +2,+4,+6,+7
Химическая связь
Характеристики химической связи:
Длина связи - расстояние между ядрами химически связанных атомов.
Длина связи в однотипных молекулах, образованных элементами одной
группы, изменяется закономерно, например, в ряду:
HF – HCl – HBr – HI
увеличивается, так как в направлении от F к I увеличивается радиус атомов.
Энергия связи - энергия, необходимая для разрыва химической связи.
Эта характеристика также имеет закономерное изменение: чем больше длина
связи, тем меньше её энергия.
В ряду:
HF – HCl – HBr – HI
знергия связи уменьшается.
Чем больше кратность связи, тем больше энергия связи:
C-C
C=C
C
C
Óâåëè÷èâàåòñÿ ýí åðãèÿ ñâÿçè
Валентный угол - угол между двумя воображаемыми прямыми, проходящими через центры химически связанных атомов.
Типы химической связи:
Ковалентная - связь, осуществляемая посредством образования общих
электронных пар. Ковалентная связь образуется в соединениях между двумя
неметаллами, либо между металлом и неметаллом, если разница в значениях
их электроотрицательностей меньше 1,8.
Ионная - связь между ионами, осуществляемая за счет электростатических сил притяжения. Ионная связь образуется в соединениях между метал-
лом и неметаллом (или анионом), если разница в значениях их электроотрицательностей больше 1,8. Примерами соединений с ионным типом связи являются: NaI, KBr, Na2S, Na2O и т.д.
Металлическая - связь в металлах, либо их сплавах.
Водородная связь - это дополнительная связь между атомами в молекуле или между молекулами, если в состав молекул входит атом водорода и
сильно электроотрицательный атом (фтор, кислород, азот). Например: HF,
H2O, NH3, многие органические вещества.
Свойства ковалентной связи:
Насыщаемость ковалентной связи - стремление атомов при образовании химической связи полностью реализовать свои валентные возможности.
Полярность – смещение электронной плотности к более электроотрицательному атому. Полярность ковалентной связи характеризуется степенью
ионности или дипольным моментом.
Степень ионности связи – это безразмерная величина, равная доле
электронного заряда, переместившейся от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному. Для простых связей она возрастает с увеличением разности электроотрицательностей атомов.
Дипольный момент  – это векторная величина. Дипольный момент
молекулы является векторной суммой дипольных моментов отдельных хи  
 
мических связей:   1  2  3  4 +… Дипольный момент симметричной
молекулы равен нулю, так как дипольные моменты связей при сложении взаимно уничтожают друг друга, потому что сумма любых трех векторов равна
 


четвертому, взятому с обратным знаком 1  2  3  4 :
1
4
4
3
2
Направленность ковалентной связи – свойство, обусловливающее геометрическое строение молекул и ионов, образованных ковалентными связями.
Механизм образования ковалентной связи
обменный
донорно-акцепторный
Обменный механизм – образование ковалентной связи, за счет обобществления неспаренных электронов двух атомов. Число общих электронных
пар, связывающих два атома, называется кратностью связи (кс).
O 2s22p4
KC = 2
O 2s22p4
Донорно-акцепторный механизм – образование химической связи за
счет неподеленной электронной пары одного атома и вакантной атомной орбитали другого.
O 2s22p4
KC = 3
C 2s22p2
Типы перекрывания атомных орбиталей
-тип перекрывания (-связь) образуется при перекрывании АО по линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов:
s
p
s
p
s
p
X
-тип перекрывания (-связь) образуется при перекрывании АО по обе
стороны линии, соединяющей ядра взаимодействующих атомов:
x
py py
Гибридизация атомных орбиталей
Гибридизация атомных орбиталей - явление выравнивания атомных орбиталей по форме и энергии.
Типы гибридизации атомных орбиталей
sp-гибридизация: геометрическое строение молекулы - линейное, валентный угол – 180о.
y
y
+
x
x
x
p
sp
s
sp -гибридизация: геометрическое строение молекулы - плоский треугольник, валентный угол – 120о.
y
y
2
px
x
py
+
y
x
x
sp2
s
sp3-гибридизация: геометрическое строение молекулы - тетраэдр, валентный угол – 109,28о.
y
y
px
x
py
y
pz
z
+
x
x
sp3
s
Примеры строения молекул в зависимости от типа гибридизации и числа несвязывающих электронных пар:
H2O
NH3
CH4
N
O
C
2p
2p
2s
2s
2s
H
H
1s
1s
3
sp
2p
H
1s
1s
1s
3
sp
1s 1s
1s
1s
3
sp
H
O
N
OO
H
H
Валентный
угол:
104,5о
O OO H
H
H
107о
O
H
O OO
H H
C
109,28о
Тип гибридизации орбиталей
центрального
атома
sp
sp2
sp3
sp3d2
Расположение
гибридных орбиталей в пространстве
Валентный
угол
линейное
треугольное
тетраэдрическое
октаэдрическое
180о
120о
109,28о
90о
Примеры молекул
C2H2, BeCl2
C2H4, AlCl3, C6H6
CH4, C2H6, C3H8
SF6
Термохимия
Тепловой эффект химической реакции - количество тепла, выделившегося
или поглотившегося при протекании химического процесса
Термохимические уравнения – уравнения, в которых указано агрегатное
состояние веществ и значение теплового эффекта реакции
H2(г) + 1/2O2(г) = H2O(г) + 241,8 кДж
В термохимическом уравнении возможны дробные коэффициенты.
Экзотермические реакции - реакции, протекающие с выделением теплоты
(0).
Эндотермические реакции - реакции, протекающие с поглощением теплоты
(0).
Изотермичекие процессы – Т = constant
Изобарические процессы – р = constant
Изохорические процессы – V = constant
Адиабатические процессы – U = constant
Химическая кинетика
Гомогенные химические реакции - реакции, протекающие в одной фазе.
Гетерогенные химические реакции - реакции, протекающие на границе раздела фаз.
Скорость химической реакции - изменение концентраций реагирующих
веществ в единицу времени в единице объема (для гомогенных реакций) и на
единице поверхности (для гетерогенных).
Скорость химических реакций зависит от:
 концентрации реагирующих веществ
 температуры
 катализатора
 природы реагирующих веществ
 удельной поверхности (для гетерогенных реакций)
 давления (для газофазных реакций)
Закон действующих масс - скорость простой химической реакции
прямо пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ
в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам.
Кинетическое уравнение - уравнение, описывающее зависимость скорости реакции от концентраций реагирующих веществ
aA + bB = cC + dD – уравнение реакции в общем виде
v = k[A]a[B]b - кинетическое уравнение реакции, где
[A] - концентрация вещества А; [B] - концентрация вещества В;
a,b - стехиометрические коэффициенты
В кинетическое уравнение не входят концентрации твердых веществ.
Эмпирическое правило Вант-Гоффа - при увеличении температуры
на 10 градусов скорость химической реакции возрастает в 2 - 4 раза.
t
10
v 2 = v 1 
где: v – скорость при конечной температуре,
v1 - скорость при начальной температуре,
 - температурный коэффициент.
Химическое равновесие
Закон действующих масс: при данной температуре и давлении отношение произведения концентраций исходных веществ в степенях, равных
стехиометрическим коэффициентам, к произведению концентраций продуктов реакции в соответствующих степенях, является постоянной величиной,
называемой константой равновесия.
aA + bB  cC + dD
[C ] c [D ] d
K= a b , где
[ A] [B]
[A], [B], [C], [D] - концентрация веществ,
a, b, c, d - стехиометрические коэффициенты
Принцип Ле-Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии
равновесия, подействовать извне, то равновесие сместится в сторону уменьшения оказываемого воздействия.
Увеличение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической
реакции.
Увеличение давления (для газофазных реакций) смещает равновесие в сторону меньшего объема.
Увеличение концентрации одного из исходных веществ (продукта реакции)
смещает равновесие в сторону образования продуктов (исходных веществ).
Электрохимические процессы
Свойства ряда напряжений металлов:
Li K Ca Na Mg Al Ti Mo Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H2 Bi Cu Ag Hg PtAu
 Восстановительная активность металлов в ряду напряжений уменьшается
слева направо.
 Окислительная способность катионов металлов в ряду напряжений увеличивается слева направо.
 Все металлы, расположенные в ряду напряжений до водорода (кроме
свинца), вытесняют водород из кислот-неокислителей (HClразб.,H2SO4разб.).
 Каждый предшествующий металл в ряду напряжений вытесняет любой последующий из раствора его соли.
Электролиз
Электролиз – это явление прохождения постоянного электрического тока
через раствор или расплав электролита.
Различают: электролиз расплавов и растворов веществ.
При электролизе расплавов на катоде (отрицательно заряженном электроде) наблюдается восстановление катионов металлов (принятие электронов), на аноде - окисление анионов.
Электролиз расплава KCl:
KCl = K+ + ClКатод
K +e=K
+
Aнод
2Cl- - 2e = Cl2
р олиз
2KCl элект
 K + Cl2
Электролиз растворов осложняется тем, что присутствующие молекулы воды, также как катионы и анионы, могут принимать участие в процессах окисления и восстановления.
Восстановление молекул воды на катоде: 2H2O + 2e = H2 + 2OHОкисление молекул воды на аноде: 2H2O - 4e = O2 + 4H+
Процессы разрядки зависят от положения металла в ряду напряжений и вида
аниона.
Катодные процессы
Положение катиона в
ряду напряжений:
до алюминия включи-
Положение катиона
в ряду напряжений:
между Al и Cd
Положение катиона
в ряду напряжений:
после Cd
тельно K+ Na+ Mg2+ Al3+ Mn2+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Cd2+
На катоде восстанавлиКатионы разряжаются
ваются только молекулы одновременно с молекуводы
лами воды
2+
2H2O + 2e = H2 + 2OH
Cd + 2e = Cd
2H2O + 2e = H2 + 2OHCd2+ + 2OH- = Cd(OH)2
Ni2+ Cu2+ Ag+
На катоде разряжаются только катионы
Cu2+ + 2e = Cu
Анодные процессы
Анионы бескислородных
кислот легко окисляются на
аноде
Cl Br- I- OHНа аноде разряжается анион
2Cl- - 2e = Cl2
Анионы кислородсодержащих кислот
относятся к трудно разряжаемым анионам
2SO4 NO3 ClO4- и т.п., а также FНа аноде окисляются молекулы воды
2H2O - 4e = O2 + 4H+
Процессы окисления или восстановления относятся к первичным процессам, кислотно-основного взаимодействия - к вторичным.
Электролиз раствора KCl:
KCl = K+ + ClКатод
2H2O + 2e = H2 + 2OHK+ + OH- = KOH
Aнод
2Cl- - 2e = Cl2
р олиз
2KCl + 2H2O элект
 H2 + 2KOH + Cl2
Коррозия металлов
Коррозия - это процесс самопроизвольного разрушения металла под
действием окружающей среды. При коррозии всегда разрушается более активный металл. Различают химическую и электрохимическую коррозию.
Химическая коррозия протекает в отсутствии электролитов, либо при высокой температуре, либо в неводных органических средах. Чаще встречается
электрохимическая коррозия, которая идет в электролитной среде, как правило, под действием внутренних гальванопар.
ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Номенклатура органических соединений
Правила составления названий:
1. Основа названия – это наименование предельного углеводорода с тем
же числом атомов углерода, что и в самой длинной цепи молекулы
называемого вещества.
Состав алкана
СН4
C2Н6
C3Н8
C4Н10
C5Н12
Название алкана Алкильный радикал
Метан
СН3
Этан
C2Н5
Пропан
C3Н7
Бутан
C4Н9
Пентан
C5Н11
Название радикала
Метил
Этил
Пропил
Бутил
Амил
2. Положение заместителей, функциональных групп и кратных связей в
главной цепи обозначается с помощью цифр.
3. Заместители, функциональные группы и кратные связи указывают в
названиях с помощью префиксов и суффиксов.
Группа
Префикс
Суффикс
-СООН
Карбокси-овая кислота
-СОН
Формил-аль
-СООксо-он
-ОН
Гидрокси-ол
-NH2(>NH,
Амино-амин
>N)
Нитро-NO2
Алкокси-OR
Фтор-, хлор- и т.д. -F, -Cl, -Br, -I
В таблице группы расположены по старшинству, которое уменьшается сверху вниз.
АЛКАНЫ
(предельные углеводороды)
Общая формула - СnH2n +2
Химические свойства
№
1
Тип реакции
Замещение
2
Окисление
3
4
Дегидрирование
Пиролиз
5
Нитрование
Уравнения реакций
h
CH4 + Cl2 
 CH3Cl + HCl
h
CH3Cl + Cl2 
 CH2Cl2+ HCl и т.д.
CnH2n+2 + (1,5n + 0,5)O2  nCO2 + (n + 1)H2O
CH4 + 2O2  CO2 + 2H2O
, катализато р
CH4 + O2 t
 CH3OH (CH2O, HCOOH) + H2O
t , катализато р
C2H6  C2H4 + H2
t
 С + 2H2 (без доступа воздуха)
CH4 
t
2CH4 
 C2H2 + 3H2 (при резком охлаждении)
140 C
 СН3-CНNO2-СН3 +
СН3-CН2-СН3 + HNO3 
o
H2O
Получение алканов
В промышленности Крекинг алканов
t
 С9Н20 + С9H18
C18H38 
Гидрирование непредельных углеводородов.
В лаборатории
1) Пиролиз солей карбоновых кислот со щелочами
t
CH3COONa + NaOH 
 CH4 + Na2CO3
2) Реакция Вюрца
CH3-Cl + 2Na +Cl-CH3  2NaCl + C2H6
3) Метан получают гидролизом карбида алюминия
Al4C3 + 12H2O  3CH4 + 4Al(OH)3
АЛКЕНЫ
(непредельные углеводороды)
Общая формула - СnH2n
Химические свойства
№ Тип реакции
Уравнения реакций
1 Присоединение 1) Присоединение галогенов
CH2=CH2 + Br2  CH2Br-CH2Br
2) Гидрирование
t , p , Ni

 C2H4
CH2=CH2 + H2 

3) Гидратация
H
 CH3-CH2OH-CH3
CH2=CH-СH2 + H2O 
4) Присоединение галогеноводородов
CH3-CH=CH2 + НBr  CH3-CH2Br-CH3
Окисление
CnH2n + 1,5nO2  nCO2 + nH2O
C2H4 + 3O2  2CO2 + 2H2O
Реакция Вагнера:
CH2=CH2 + KMnO4(р-р) + NaOH  CH2OH-CH2OH
+ MnO2 + KOH
Каталитическое окисление
, катализато р
CH2=CH2 + O2 t
 СH3COH
t , катализато р
Полимеризация nCH2=CH2  [-CH-CH-]n

2
3
Получение алкенов
В промышленности
В лаборатории
Крекинг алканов
Дегидрирование предельных углеводородов
t, H SO
1) C2H5OH 
 CH2=CH2 + H2O
2) CH2Br-CHBr-CH3 + Zn  CH2=CH-CH3 + ZnBr2
, спи р т
3) CH2Cl-CH2-CH3 + KOH t
 CH2=CH-CH3 +
2
4
4) KCl + H2O
Правило Марковникова: В реакциях присоединения полярных молекул
(воды, галогеноводородов и т.д.) к нессиметричным алкенам атом водорода
присоединяется к наиболее гидрогенизированному атому углерода двойной
связи.
Правило Зайцева: атом водорода отщепляется от наименее гидрогенизированного атома углерода, то есть образует алкен с большим числом алкильных
заместителей при двойной связи.
АКИНЫ
Общая формула - СnH2n - 2
Химические свойства
№
1
Тип реакции
Присоединение
Уравнения реакций
1) Присоединение галогенов
CHCH + 2Br2  CHBr2-CHBr2
2) Гидрирование
, Ni
CHCH + 2H2 t
 CH3-CH3
3) Гидратация (Реакция Кучерова)
CHCH + H2O Hg
 CH3-COH
4) Присоединение галогеноводородов
AlCl
 CH2=CHCl
CHCH + НСl 
Окисление
2C2H2 + 5O2  4CO2 + 2H2O
CHCH + KMnO4 + H2SO4  HOOC-COOH +
MnSO4 + H2O
Качественная реак- CHCH + 2[Ag(NH3)2]OH  Ag-CC-Ag↓ +
ция на концевую
4NH3 + 2H2O
2
3
2
3
тройную связь
4
Тримеризация
Реакция Зелинского
t , C акт
 C6H6
3CHCH 
Получение ацетилена
В промышленности
1) Пиролиз метана
t
2CH4 
 C2H2 + 3H2
2) Карбидный способ
t
CaO + 3C 
 CaC2 + CO
CaC2 + 2H2O C2H2 + Ca(OH)2
В лаборатории
1) Дигидрогалогенирование дигалогеналканов
, спи р т
CH2Cl-CH2Cl + KOH t
 CH=CHCl + KCl + H2O
t , спи р т
CH=CHCl + KOH 
 CHCH + KCl + H2O
КАУЧУКИ
1. Изопреновый
H
H3C
nCH2
C
CH
CH2
C
C
H2C
CH2
CH3
2-метилбутадиен -1,3
2. Дивиниловый
H
nCH2
CH
CH
H
CH2
C
C
H2C
CH2
H
CH2
регулярное строение
бутадиен -1,3
3. Бутадиеновый
nCH2
CH
CH
CH2
C
C
H2C
H
нерегулярное строение
4. Хлоропреновый
, катализато р
CH2CH2 + CH2CH2 t
 CH2CH-СН=СН2 винилацетат
CH2CH-СН=СН2 + HCl  CH2=CCl-CH=CH2  [-CH2-CCl=CH-CH2-]
АРЕНЫ
Общая формула - СnHn
Химические свойства
№
1
Тип реакции
Замещение
Уравнения реакций
1) Галогенирование
, FeCl
C6H6 + Cl2 t
 C6H5Cl + HCl
3
CH3
CH3
CH3
Cl
AlCl 3
+ 2Cl2
+
- 2HCl
Cl
CH2-CH3
CHCl-CH3
t,
+ Cl2
Cl
hv
- HCl
2) Нитрование
NO2
+ HNO3
H2SO 4
- H2O
CH3
CH3
H2SO 4
+ 2HNO3
NO2
NO2
- 3H2O
NO2
3) Алкилирование
AlCl3
 C6H5СН3
С6Н6 + CH3Cl 
2
Окисление
CH3
COOH
[O]
- H2O
3
Гидрирование
, Ni
C6H6 + 3H2 t
 C6H12 (циклогексан)
Получение аренов
В промышленности 1) Из природных источников
2) В процессе ароматизации нефти, содержащей
цикланы и алканы
, катализато р
C6H12 t
 C6H6 + 3H2
, катализато р
CH3-(CH2)-CH3 t
 C6H5CH3 + 4H2
3) Реакция Зелинского
, катализато р
3CHCH t
 C6H6
ОДНОАТОМНЫЕ СПИРТЫ
Общая формула - СnH2n +1OH
Химические свойства
№
Тип реакции
1 Взаимодействие
с металлами
2 Взаимодействие
С кислотами
Уравнения реакции
2C2H5OH + 2Na  2C2H5ONa + H2
H SO
C2H5OH + HCl 
 C2H6Cl + H2O
H
SO
CH3OH + HNO3  CH3-O-NO2 + H2O
H SO
CH3COOH + C2H5OH 
 CH3COOC2H5
Окисление
2CH3OH + 3O2  2CO2 + 4H2O
t
CH3OH + CuO 
 HСOH + Cu + H2O
140 C , H SO
Дегидратация
 CH2=CH2 + H2O
C2H5OH 
140 C , H SO
 CH3-CH2-О-СН2-СН3 + H2O
2C2H5OH 
, катализато р
Реакция Лебеде- 2C2H5OH t
 CH2=CH- CH=CH2+ 2H2O + H2
ва
2
4
2
4
2
3
4
4
o
2
4
o
2
4
Получение спиртов
p, t , H SO
В промышленности 1) CH2=CH2 + H2O 
 C2H5OH
д р ожжи
2) C6H12O6 
 2C2H5OH + 2CO2
t , p , катализато р
3) CO + H2 
 CH3OH
В лаборатории
1) C4H9Br + NaOH  C4H9OH + NaBr
t, H SO
2) CH3-CH=CH2 + H2O 
 CH3-CHOH-CH3
2
4
2
4
МНОГОАТОМНЫЕ СПИРТЫ
Химические свойства
№
Тип реакции
1 Взаимодействие с
металлами
Уравнения реакции
CH2
OH
2 CH
OH + 6Na
CH2
-3H2
OH
CH2
ONa
2 CH
ONa
CH2
ONa
CH2 Cl
2 Взаимодействие с CH2 OH + 2HCl
галогеноводоро-2H2O CH
CH2 OH
Cl
2
дами
H
3 Взаимодействие с CH2-OH
CH2-O
Cu
основаниями
2 CH-OH + Cu(OH)2
CH-O
-2H2O
CH2-OH
4 Взаимодействие с
кислотами
O-CH2
O-CH
H
HO-CH 2
CH2-OH
CH2-O-NO 2
CH2-OH
H2SO 4
CH-OH + 3HNO3
CH-O-NO 2 + 3H2O
CH2-OH
CH2-O-NO 2
Получение многоатомных спиртов
В промышленности 1) Гидролиз жиров
2) Гидроксилирование
C2H4+ KMnO4(р-р) + NaOHCH2OH-CH2OH + …
3) Гидратация окиси этилена
CH2
O
+ H2O
CH2
В лаборатории
CH2
OH
CH2
OH
1) Гидролиз галогенопроизводных алканов
CH2Cl- CH2Cl + 2KOH  CH2OH-CH2OH
ФЕНОЛЫ
Химические свойства
№
Тип реакции
Уравнения реакции
t
1 Свойства, связанные с нали- 2C6H5OH + 2Na 
 2C6H5ONa + H2
чием OH-групп (кислотные C6H5OH + NaOH
C6H5ONa + H2O
свойства)
OH
2 Свойства, связанные с нали- OH
Br
Br
чием бензольного кольца (ре+ 3Br2
-3HBr
акции замещения)
Br
OH
OH
NO2
NO2
+ 3HNO3
- 3H2O
пикриновая кислота
NO2
3
Реакции поликонденсации
OH
2
4
OH
+HCOOH
t0,C
OH
CH2
...
...
Качественная реакция на фе- C6H5OH + FeCl3  фиолетовый раствор
нол
Получение фенола
Кумольный способ
CH3-CH-CH3
AlCl 3
+ CH2=CH-CH 3
OH
CH3-CH-CH3
H2SO 4
+ CH3-CO-CH3
+ O2
ацетон
кумол
из бензола
C6H6 + Cl2
FeCl 3 C H Cl

 6 5
NaOH , t , p
 C6H5OH + NaCl
АЛЬДЕГИДЫ
Химические свойства
№
Тип реакции
1 Гидрирование
Уравнения реакции
O
CH3
2
Окисление
C
H + H2
to
Ni
CH3-CH2OH
O
O
to
CH3-C
+ 2Ag
CH3-C
+ Ag2O
NH4OH
OH
H
O
O
o NH OH
CH3-C
+ 2Cu(OH)2 t , 4 CH3-C
+ Cu2O
-H2O
H
OH
3
Полимеризация и
поликонденсация
OH
OH
0
2
+HCOOH
t ,C
...
OH
CH2
...
Получение альдегидов
В промышленности
, катализато р
а) окисление алка- CH4 + O2 t
 HCOH + H2O (только для метана)
нов
, катализато р
 CH3COH
б) окисление алке- CH2=CH2 + O2 t
, HgSO
нов
C2H2 + H2O t
 CH3COH (реакция Кучерова)
в) гидратация алкинов
4
, катализато р
В лаборатории
2CH3OH + O2 t
 2CHOH + 2H2O
Окисление первичных спиртов
КАРБОНОВЫЕ КИСЛОТЫ
Химические свойства
№
Тип реакции
1 Взаимодействие с металлами, основаниями,
оксидами
металлов,
солями
(кислотные
свойства)
2 Диссоциация кислот
3 Образование ангидридов
Уравнения реакции
O
2CH3
(HCOO)2Mg + H 2
OH + Mg
C
HCOOH + KOH  HCOOK + H2O
2HCOOH + MgO  (HCOO)2Mg + 2H2O
2HCOOH + K2CO3  2HCOOK + CO2 + H2O
HCOOH
Н+ + HCOOO
O
CH3
C
OH
P2O5
CH3
O
O
CH3
4
Реакция этерификации
C
OH
CH3
O
CH3-C-OH + C 2H5OH
4
Галогенирование
C
C
t0C
H2SO 4
+ H2O
O
O
CH3-C- O -CH2-CH3
CH3-COOH + 3Cl2 → CCl3-COOH + 3HCl
Получение карбоновых кислот
, катализато р
а) окисление алка- 2CH4 + 3O2 t
 2HCOOH + 2H2O
(только для метана)
нов
, катализато р
2C4H10 + 5O2 t
 4HCOOH + 2H2O
t , катализато р
б) окисление спир- C2H5OH + O2  CH3COOH + H2O
, катализато р
тов
2CH3COH + O2 t
 2CH3COOH
в) окисление альдегидов
Представители карбоновых кислот:
Масляная (бутановая) - C4H7COOH
Пальмитиновая - C15H31COOH
Стеариновая - C17H35COOH
Олеиновая - C17H33COOH
Линолевая - C17H31COOH
Линоленовая - C17H29COOH
ЖИРЫ
Жиры - это продукты взаимодействия глицерина с высшими карбоновыми кислотами.
Твердые жиры образуют высшие предельные карбоновые кислоты
(стеариновая, пальмитиновая).
Жидкие жиры образуют высшие непредельные карбоновые кислоты
(олеиновая, линолевая).
Химические свойства
1. Гидролиз:
O
CH2-O-C
R1
O
CH-O-C
R2
O
CH2-O-C
+
R1COOH
HOH
CH2-OH
HOH
CH-OH
HOH
CH2-OH
R3COOH
CH2-OH
R1COONa
R3
+ R2COOH
2. Щелочной гидролиз:
O
CH2-O-C
O
CH-O-C
CH2-O-C
HONa
R1
t
+
R2
O
HONa
CH-OH
HONa
CH2-OH
R3
+ R2COONa
R3COONa
3. Гидрирование:
O
O
CH2-O-C
O
CH-O-C
CH2-O-C
CH2-O-C
C17H33
C17H33
O
Ni
+ 3H2
t,P
CH-O-C
C17H35
O
C17H35
O
CH2-O-C
C17H33
C17H35
Получение жиров
O
CH2-OH
HO C-R 1
O
CH-OH + HO C-R 2
O
HO C-R 3
CH2-OH
O
CH2-O-C
Kt
- H2O
CH-O-C
CH2-O-C
O
R1
R2
O
R3
ОБЗОР ВАЖНЕЙШИХ УГЛЕВОДОВ (сахариды)
Различают моно- и полисахариды. К моносахаридам относятся, например,
глюкоза, фруктоза; к дисахаридам - сахароза; к полисахаридам - целлюлоза,
крахмал.
Глюкоза C6H12O6
Глюкоза - альдегидоспирт - имеет как линейное:
CHO
H
CHO
OH
HO
HO
H
H
H
OH
H
OH
HO
H
H
OH
OH
H
CH 2OH
CH 2OH
D-глюкоза
так и циклическое строение:
L-глюкоза
CH2OH
CH2OH
H
H
OH
O
H
H
OH
OH
H
H
OH
 - глюкоза
H
OH
O
OH
H
H
OH
H
 - глюкоза
OH
Химические свойства
1. Свойства, связанные с наличием альдегидной группы:
, аммиак
CH2OH-(CHOH)4-COH + Ag2O t
 CH2OH-(CHOH)4-COOH + 2Ag
t
 CH2OH-(CHOH)4-COOH + Cu2O +
CH2OH-(CHOH)4-COH + 2Cu(OH)2 
2H2O
2. Свойства, связанные с наличием OH-групп: реагирует с карбоновыми кислотами с образованием сложных эфиров и с основаниями с образованием
алкоголятов.
р ожжи
3. Спиртовое брожение: C6H12O6 д
 2C2H5OH + 2CO2
CH 2OH
O
HO
H
H
OH
H
OH
CH 2OH
Отличить глюкозу от фруктозы можно с помощью реакции “серебряного
зеркала”, которая характерна только для глюкозы.
Сахароза (C12H22O11)
Молекула сахарозы состоит из остатков молекул глюкозы и фруктозы в
циклической форме. Гидролиз сахарозы, как и любых дисахаридов, под дей-
ствием разбавленных кислот приводит к получению соответствующих моносахаридов.
Химические свойства сахарозы
1. Гидролиз: C12H22O11 + H2O
t, H 2 SO 4


C6H12O6 + C6H12O6
глюкоза
фруктоза
2. При взаимодействии с Cu(OH)2 образуется ярко-синий раствор.
3. Реакция “серебряного зеркала” не идет, так как нет альдегидной группы,
характерной для глюкозы.
Крахмал (С6Н10О5)n
1.Строение
молекула крахмала состоит из остатков -глюкозы:
O
H
H
O
O
2. Свойства
t, H SO
1.Гидролиз: (C6H10O5)n + nH2O 
 nC6H12O6 (глюкоза)
Гидролиз, в зависимости от условий может протекать ступенчато:
2
4
(C6H10O5)n (C6H10O5)m xC12H22O11 nC6H12O6
крахмал
декстрины мальтоза
глюкоза
Целлюлоза (C6H10O5)n
1. Строение:
молекула состоит из остатков -глюкозы:
H
O
O
O
H
2.Свойства:
1.Гидролиз: (C6H10O5)n + nH2O
t, H 2 SO 4


C6H12O6
2.Реакция этерификации:
(C6H7O2)
OH
H2SO 4
OH +3nHNO3
(C6H7O2)
H2O
OH n
ONO2
ONO2
ONO2 n
Качественные реакции
№
1
Тип реакции
Уравнение реакции
Качественная
CH2CH2 + Br2  CH2Br-CH2Br
реакция на непре-
Наблюдаемый
эффект
Обесцвечивание бромной
CH3-СCH + Br2 
CH3-СBrCHBr
Качественная
CH3-СCH + [Ag(NH3)2]OH 
реакция на конце- CH3СCAg  + NH4OH
вую тройную
связь
Качественная ре- 2R-OH + 2Na  2R-ONa + H2
акция на спирты
H
Качественная ре- CH2-OH
O-CH2
CH2-O
Cu
акция на много- 2 CH-OH + Cu(OH)
O-CH
CH-O
2
H
-2H2O
атомные спирты
CH -OH HO-CH 2
дельность
2
3
4
5
6
7
8
CH2-OH
воды
Выпадение белого осадка
Выделение водорода
Синее окрашивание
2
Фиолетовое
C6H5OH + FeCl3  (C6H5O)FeCl2
окрашивание
+ HCl
RCOH + Ag2O  RCOOH + 2Ag Выделение Ag

Красно-бурый
осадок
RCOH + 2Cu(OH)2  RCOOH +
Cu2O + 2H2O
Качественная ре- R-COOH + Na2CO3  R-COONa Выделение гаакция на карбоно- + CO2 + H2O
за
вые кислоты
NH2
NH2
Качественная реБелый осадок
Br
Br
акция на амины
+ 3Br2
Качественная реакция на фенолы
Качественная реакция на альдегиды
-3HBr
Br
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
Закономерности в изменении свойств элементов
По периоду слева направо:
1. Уменьшаются радиусы атомов.
2. Уменьшаются металлические свойства элементов.
3. Увеличиваются значения электроотрицательности.
4. Увеличивается значение высшей возможной степени окисления элемента.
5. Увеличиваются кислотные свойства оксидов и гидроксидов.
+1
Na2O
NaOH
+2
MgO
Mg(OH)2
основание основание
+3
Al2O3
Al(OH)3
H3AlO3
амфотерн.
+4
SiO2
Si(OH)4
H2SiO3
амфотерн.
+5
P2O5
H3PO4
+6
SO3
H2SO4
кислота
кислота кислота
По группе (основной подгруппе) сверху вниз:
1. Увеличиваются радиусы атомов.
2. Увеличиваются металлические свойства.
3. Уменьшаются значения электроотрицательности.
4. Увеличиваются основные свойства оксидов и гидроксидов.
+7
Cl2O7
HСlO4
Взаимодействие металлов с водой, щелочами, кислотами
Li K Ca Na Mg Al Ti Mo Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb H 2 Bi Cu Ag Hg PtAu
активные металлы
металлы средней активности
малоактивные металлы
1. С водой реагируют щелочные и щелочно-земельные металлы:
Ме + H2O  Me(OH)n + H2
2. Со щелочами взаимодействуют некоторые металлы (Be, Zn, Cr, Al ...):
2Cr + 6NaOH + 6H2O  2Na3[Cr(OH)6] + 3H2 в растворе щелочи
2Cr + 2NaOH  2NaCrO2 + H2
в расплаве щелочи
3. С разбавленными серной и соляной кислотами взаимодействуют все металлы, стоящие в ряду напряжений до водорода (кроме свинца):
Me + H2SO4  MeSO4 + H2
Пояснение: 1. с разбавленными серной и соляной кислотами не реагирует свинец, так как на его поверхности образуется защитная пленка хлорида или сульфата свинца, которая предохраняет свинец от взаимодействия.
2. Металлы переменной валентности образуют соли, в которых находятся в низкой положительной степени
окисления (Fe+2, Sn+2).
3. С концентрированной серной кислотой не реагируют благородные металлы.
3. С серной концентрированной кислотой взаимодействуют все металлы в ряду напряжений, кроме благородных (Au, Pt ...). Al, Fe, Ni, Bi на холоду с концентрированной
серной не взаимодействуют. Продукты взаимодействия зависят от многих факторов, в
частности, от положения металла в ряду напряжений:
H2SO4 + Me
Meх(SO4)у + H2S + H2O
для активных металлов
Meх(SO4)у + S + H2O для металлов средней активности
Meх(SO4)у + SO2 + H2O
для малоактивных металлов
Пояснение: 1) Металлы переменной валентности образуют соли, в которых находятся в высокой положительной степени окисления (Fe+3, Sn+4).
2. При комнатной температуре с концентрированной серной кислотой не реагируют Fe, Al, Ni, Co, Cr.
3. С концентрированной серной кислотой не реагируют благородные металлы.
5. С разбавленной азотной кислотой взаимодействуют все металлы ряда напряжений,
кроме благородных. Продукты взаимодействия зависят также от положения металла в
ряду напряжений:
HNO3 + Me
Me(NO3)n + NH4NO3 + H2O для активных металлов
Me(NO3)n + N2 + H2O
для металлов средней активности
Me(NO3)n + NO + H2O
для малоактивных металлов
Пояснение:
1. С разбавленной азотной кислотой не реагируют благородные металлы.
6. С концентрированной азотной кислотой взаимодействуют все металлы ряда напряжений, кроме благородных, Al, Ni, Co, Bi. Продукты взаимодействия зависят также от положения металла в ряду напряжений:
HNO3 + Me
Me(NO3)n +NO + H2O
Me(NO3)n + NО2 + H2O
Me(NO3)n + NO2 + H2O
для активных металлов
для металлов средней активности
для малоактивных металлов
Пояснение: 1) Металлы переменной валентности образуют соли, в которых находятся в высокой положительной степени окисления (Fe+3, Sn+4).
2. С концентрированной азотной кислотой не реагируют Fe, Al, Ni, Co, Cr.
3. С концентрированной азотной кислотой не реагируют благородные металлы.
6. Благородные металлы растворяются в смеси кислот:
Au + 4HCl + HNO3  H[AuCl4] + NO + 2H2O
3Pt + 18HCl + 4HNO3  3H2[PtCl6] + 4NO + H2O
Смесь 3 объемов HCl и 1 объема HNO3 называют «царской водкой»
ВОДОРОД
Получение водорода
Наименование
В промышленности
В лаборатории
Уравнения реакций
CH4 + H2O    CO + 3H2
, катализатор
  CO2 + H2
CO + H2O T
электролиз
2H2O   2H2 + O2
T , катализатор
1) действие металла, стоящего в ряду напряжений до водорода, на разбавленную серную, соляную кислоту (исключение –
Pb):
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
2) действие амфотерного металла на раствор щелочи:
2Al + 6NaOH + 6H2O = 2Na3[Al(OH)6] + 3H2
3) действие щелочного, щелочно-земельного металла на воду:
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
Химические свойства
Наименование
Уравнения реакций
Горение водорода
2H2 + O2 = 2H2O
Взаимодействие
с 2H2 + Г2 = 2HГ, где Г – фтор, хлор, бром, иод
галогенами
Взаимодействие
с 2Na + H2 = 2NaH
активными металлами
Восстановительные CuO + H2 = Cu + H2O
свойства водорода
ГАЛОГЕНЫ
Получение галогенов
Наименование
Уравнения реакций
Получение фтора
2HF (KF)   H2 + F2
Получение хлора
  Cl2 + H2 + 2NaOH
1) 2NaCl + 2H2O электролиз
1) в промышленно- 2) 2KMnO4 + 16HCl = 5Cl2 + 2MnCl2 + 2KCl + 8H2O
сти
MnO2 + 4HCl = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
2) в лаборатории
K2Cr2O7 + 14HCl = 3Cl2 + 2CrCl3 + 2KCl + 7H2O
Получение иода и 2NaBr + Cl2 = Br2 + 2NaCl
брома
2NaI + Cl2 = I2 + 2NaCl
электролиз
Химические свойства галогенов
Наименование
Уравнения реакций
Взаимодействие с 2H2 + Г2 = 2HГ
водородом
Взаимодействие с 2F2 + 2H2O = O2 + 4HF
водой
Г2 + H2O
НГ + НГО, где Г – хлор, бром, иод
Взаимодействие с Г2 + 2NaOH
NaГ + NaГО + H2O, где Г – хлор, бром,
щелочами
иод
Взаимное вытес- 2NaCl + F2 = 2NaF + Cl2
нение
2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2
Взаимодействие с Г2 + 2Na = 2NaГ, где Г – фтор, хлор, бром, иод
металлами
Дополнения
1. Галогеноводороды:
HF HCl HBr HI
Увеличивается длина химической связи
Уменьшается энергия связи
Увеличивается сила кислот
HF – неограниченно растворяется в воде, слабая кислота, склонна к образованию ассоциатов как в жидком, так и в газообразном состоянии –
(HF)n (свойства обусловлены наличием водородных связей между молекулами кислоты). Плавиковая кислота, в отличие от остальных галогеноводородных кислот, хорошо взаимодействует с SiO2 (обычным и
кварцевым стеклом):
SiO2 + 4HF = SiF4 + 2H2O
SiF4 + 2HF = H2SiF6
2. Кислородсодержащие соединения галогенов:
HClO - хлорноватистая кислота KClO - гипохлорит калия
HClO2 - хлористая кислота
KClO2 - хлорит калия
HClO3 - хлорноватая кислота
KClO3 - хлорат калия (бертолетова соль)
HClO4 - хлорная кислота
KClO4 - перхлорат калия
КИСЛОРОД
Получение кислорода
Наименование
В промышленности
В лаборатории
Уравнения реакций
Ректификация жидкого воздуха, tкип. = -1830С
T
2KMnO4 
K2MnO4 + MnO2 + O2
T


2KClO3
2KCl + 3O2
T
2KNO3  2KNO2 + O2
Химические свойства кислорода
Наименование
Окислительные
свойства
Восстановительные
свойства
Уравнения реакций
В присутствии катализатора и при нагревании взаимодействует с большинством простых веществ непосредственно,
образуя оксиды. Возможно также образование пероксидов,
например, Na2O2, BaO2; надпероксидов (супероксидов) – KO2,
RbO2, CsO2.
Проявляет по отношению к фтору, образуя O2F2, OF2
СEРА
Химические свойства серы и ее соединений
Наименование
Химические свойства
серы. Сера - достаточно активный неметалл.
Проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства.
Химические свойства
оксида серы (IV). SO2
– кислотный оксид,
проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства
Химические свойства
оксида серы (VI). SO3
– кислотный оксид.
Химические свойства
сероводорода. H2S –
хорошо растворим в
воде. Кислота слабая,
двухосновная, сильный
восстановитель
Химические свойства
сернистой
кислоты.
H2SO3 – слабая, неустойчивая, двухосновная кислота
Химические свойства
серной
кислоты.
H2SO4 – сильная, двухосновная кислота, конц.
H2SO4 - сильный окислитель.
Уравнения реакций
S + O2  SO2
S + 3F2 = SF6
T
S + H2 
H2S
S + 2H2SO4 = 3SO2 + 2H2O
S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
8S + 6NaOH
2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
SO2 + H2O
H2SO3
SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O
VO
 2SO3
2SO2 + O2 
(SO2 – окислитель)
SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O (SO2 – восстановитель)
T
2 5
SO3 + H2O = H2SO4
SO3 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
2H2S (раствор) + O2 = 2S + 2H2O
2H2S (газ) + 3O2 = 2SО2 + 2H2O
H2S + I2 = S + 2HI
H2S + 3H2SO4 = 4SO2 + 4H2O
4H2S + 3PbO2 = 3PbS + SO2 + 4H2O
SO2 + H2O
H2SO3
HSO3- + H+
H+
SO3- +
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O
3H2SO4 + Ca3(PO4)2 = 2H3PO4 + 3CaSO4
H2SO4 + металл  см. выше
H2SO4 – хороший осушитель
Получение соединений серы
Получение SO2
Получение
кислоты
T
4FeS2 + 11O2 
8SO2 + 2F2O3
Cu + 2H2SO4  CuSO4 + SO2 + 2H2O
T
серной 4FeS2 + 11O2 

8SO2 + 2F2O3
каиализатор
 2SO3
2SO2 + O2   
SO3 + H2O = H2SO4 (реально SO3 поглощают серной кис-
лотой, получая олеум - H2SO4n H2O)
АЗОТ и его соединения
Химические свойства и получение азота
Наименование
Уравнения реакций
Азот (N2) – газ, без N2 + 6Li = 2Li3N –при комнатной температуре
цвета, с низкими температурами кипения и
плавления(tкип=-196оС),
малорастворим в воде,
химически инертен
Химическая активность азота резко повышается при высоких температурах ( 30000С), тлеющего и искрового электрических разрядов, в присутствии катализаторов
N2 + 3H2
лизатор)
2NH3 (t = 450oC, p = 20-30MПа, ката-
Получение азота в Фракционная перегонка жидкого воздуха
промышленности
T
Получение азота в ла- NH4Cl + NaNO2 

N2 + NaCl + 2H2O
боратории
T
NH4NO2(раствор)  N2 + 2H2O
Химические свойства и получение аммиака
Наименование
Аммиак (NH3) – бесцветный газ с резким
запахом, хорошо растворим в воде (при
00С 1л H2O растворяет
1176 л NH3)
Получение аммиака
Уравнения реакций
NH3 + H2O
NH3H2O
NH4+ + OHT
4NH3 + 3O2 
2N2 + 6H2O
каиализатор
 4NO + 6H2O
4NH3 + 5O2   
2NH3 + NaOCl = N2H4 + NaCl + H2O
Во всех приведенных реакциях NH3 – восстановитель
2NH3(жидкий) + 2Na = 2NaNH2 + H2 (NH3 – окислитель)
NH3 + HCl
NH4Cl
N2 + 3H2
2NH3 (t=450oC, p=20-30MПа, катализатор)
Оксиды азота
N2O(г)
NO(г)
N2O3(г)
Несолеобразующие оксиды
NO2(г)
HNO2
N2O5(тв.)
HNO3
Кислоты и соли азота
Наименование
Уравнения реакций
Азотистая кислота 3HNO2  HNO3 + 2NO + H2O
(HNO2) – неустойчи- NO+ + OHHNO2
H+ + NO2вая, при хранении или
нагревании разлагается. Амфолит
Нитриты – соли азотистой кислоты, хорошо растворимые в
воде кристаллические
вещества
Окислительно-восстановительная двойственность свойств
нитритов:
KNO2 + 3Zn + 5KOH + 5H2O = NH3 + 3K2[Zn(OH)4]
2NaNO2 + 2KI + 2H2SO4 = I2 + 2NO + K2SO4 + 2H2O
2KMnO4 + 5NaNO3 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5NaNO3 +
K2SO4 + 3H2O
Азотная
кислота
(HNO3) – сильная, одноосновная кислота
сильный окислитель
Нитраты – соли азотной кислоты, хорошо
растворимы в воде,
термически неустойчивы
HNO3 = H+ + NO3S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O
HNO3 + металл  см. выше
По продуктам разложения нитраты делятся на три группы:
1) нитраты активных металлов (щелочных)
T
2KNO3 
2KNO2 + O2
2) нитраты металлов средней активности
T
2Pb(NO3)2 
2PbNO2 + 4NO2 + O2
3) нитраты малоактивных металлов
T
2AgNO3 
2Ag + 2NO2 + O2
Промышленный синтез азотной кислоты
1 стадия. Окисление аммиака кислородом воздуха на платиновом катализаторе:

р  4NO + 6H2O
4NH3 + 5O2 каиализато
2 стадия. Окисление NO в NO2:
2NO + O2 = 2NO2
3 стадия. Взаимодействие NO2 с водой:
4NO2 + 2H2O + O2 = 4HNO3
ФОСФОР и его соединения
Химические свойства и получение фосфора
Наименование
Фосфор образует несколько модификаций
(белый, красный, черный и т.д.), различающихся физическими
и химическими свойствами. Наиболее активен белый фосфор
Получение фосфора
Уравнения реакций
2P + 5O2 = 2P2O5 (P2O3) (молекула фосфора четырехатомна – Р4)
2P + 5Cl2 = 2PCl5 (PCl3)
P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + H2O
4P + 3KOH + 3H2O = 3K(H2PO2) + PH3
PH3 – фосфин
K(H2PO2) – гипофосфит калия
T
2Ca3(PO4)2 + 10C + 6SiO2 
P4 + 6CaSiO3 + 10CO
Кислоты фосфора
H3PO2 - фосфорноватистая
H3PO3 – фосфористая
H3PO4 – ортофосфорная
HPO3 - метафосфорная
H4P2O7 – дифосфорная
одноосновная кислота, соли - гипофосфиты
двухосновная кислота, соли - фосфиты
трехосновная кислота, соли - ортофосфаты
одноосновная кислота, соли - метафосфаты
четырехосновная кислота, соли - дифосфаты
H3PO4 – имеет наибольшее практическое значение. H3PO4 – твердое вещество, хорошо растворимое в воде. Раствор H3PO4 – кислота средней силы.
Получение ортофосфорной кислоты
В промышленности ортофосфорную кислоту получают либо сжиганием в атмосфере воздуха P4 с последующим поглощением образующегося оксида водой (реально нагретой до 2000С разбавленной H3PO4), либо разложением фосфорита или фторапатита концентрированной нагретой серной кислотой, либо гидролизом хлорсодержащих соединений.
1. 2P + 5O2 = 2P2O5
P2O5 + 3H2O = 2H3PO4
2. Ca3(PO4)2 + 3H2SO4(конц) = 3CaSO4 + 2H3PO4
3. PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl
УГЛЕРОД и его соединения
Углерод образует 4 аллотропные модификации: алмаз, графит, карбин,
фуллерен.
Аллотропная
модификация
Тип гибрид.
Алмаз
sp3
гранецентрированная
кубическая
Графит
sp2
Карбин
sp
Гексагональная,
состоящая из
бесконечных
слоев шестичленных
колец
Гексагональная,
построенная из
цепей =C=C=C=,
либо -CC-CC-
Фуллерен
Структура
C60 – C70
Свойства
Бесцветное, прозрачное, сильно
преломляющее свет вещество. Самое твердое природное вещество.
Хрупкое, тугоплавкое, химически
инертное. Плотность – 3,51 г/см3
Серое с металлическим блеском,
жирное на ощупь вещество. Тепло- и электропроводное. Легко
расслаивается. Самое тугоплавкое
из простых веществ (tпл = 3800оС)
Черное, высокодисперсное вещество, полупроводник.
Карбин впервые синтезирован
окислительной конденсацией ацетилена в 1963г., позднее был обнаружен в природе
Модификация получена в 1990 г
Оксиды углерода
Физические и химические свойства
Получение
CO – оксид углерода(II), угарный газ. Газ, 2CO + O2 = 2CO2
CO2 + C =
без цвета и запаха, малорастворим в воде, 2CO
ядовит. Несолеобразующий оксид. Сильный C + H2O(пар) = CO + H2
восстановитель. Склонен к реакциям присоT
HCOOH 
CO + H2O
единения.
T
H2C2O4  CO + CO2 + H2O
T
Fe O + 4CO 
3Fe + 4CO
3
4
2
PdCl2 + CO + H2O = Pd + 2HCl + CO2
T
CO + Cl2 
COCl2 (фосген)
T
CO + S  COS
T , катализатор
 CH3OH
CO + 2H2 
T
5CO + Fe  [Fe(CO)5] карбонил железа
T
CO + NaOH 
HCOONa (15105Па)
T
CO2 - оксид углерода(IV), углекислый газ. CaCO3 
CaO + CO2
Газ, без цвета, в 1,5 раза тяжелее воздуха, не CaCO3 + 2HCl = CO2 + CaCl2 +
горит и не поддерживает горение. Кислотный H2O
оксид, ангидрид угольной кислоты.
АЛЮМИНИЙ
Физические и химические свойства
Получение
Алюминий – серебристо-белый металл. Обладает
высокой электро- и теплопроводностью, весьма
пластичен. Алюминий химически активен, но
прочная оксидная пленка защищает его, поэтому
при обычных условиях Al ведет себя довольно
инертно.
T
4Al(тонкодисперсный) + 3O2 
2Al2O3
T
2Al(тонкодисперсный) + 3S  Al2S3
Алюминий получают электролизом расплава глинозема (Al2O3) в
расплаве криолита при 9500С.
2Al + 3H2SO4(разб.) = 3H2 + Al2(SO4)3
Al + HNO3(конц.)  пассивация
Угольный анод постепенно сгорает и его все время приходится
наращивать. Катодом служит подина железной ванны электролизера.
2Al + 6NaOH + 6H2O  3H2 + 2Na3[Al(O H)6]
Al2O3
AlO+ + AlO2Катод: 3AlO+ + 3e = Al +
Al2O3
Анод: 2AlO2- -2e = Al2O3 +
1/2O2
ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ
Li, Na, K, Rb, Cs – мягкие, легкоплавкие металлы. Li, Na, K, Rb - белые, Cs – золотисто-желтый. Щелочные металлы – сильнейшие восстановители, на воздухе легко окисляются, образуя оксосоединения, а Rb и Cs – самовоспламеняются, поэтому все щелочные металлы хранят под слоем керосина, либо обезвоженного минерального масла.
Общая характеристика свойств
Свойства
Li
Радиус атома, нм
0,155
0
Тпл., С
180,5
3
Плотность, г/см
0,539
Содержание в земной 3,410-3
коре, масс. доли %
Na
0,189
97,8
0,973
2,64
K
0,236
63,4
0,863
2,6
Rb
0,248
38,7
1,534
3,510-2
Химические свойства
1. Взаимодействие с кислородом:
2Li + O2 = 2Li2O (оксид калия)
2Na + O2 = Na2O2 (пероксид натрия)
K, Rb, Cs + O2 = KO2, RbO2, CsO2 (надпероксиды)
2. Взаимодействие с азотом:
Cs
0,268
28,6
1,904
3,710-4
6Li + N2 = 2Li3N – при обычных условиях характерно только для Li
3. Взаимодействие с водой:
2Э + 2H2O = 2ЭOH + H2
s-элементы II группы
Be, Mg, Ca, Sr, Ba – металлы, серебристо-белого цвета. На воздухе Ca,
Sr, Ba разрушаются, так как образующаяся на поверхности металлов пленка
из оксидов и нитридов является рыхлой и не обладает защитными функциями.
Общая характеристика свойств
Свойства
Be
Радиус атома, нм
0,113
0
Тпл., С
1283
3
Плотность, г/см
1,85
Содержание в земной 3,810-4
коре, масс. доли %
Mg
0,160
650
1,74
1,9
Ca
0,197
847
1,54
3,3
Sr
0,215
770
2,63
3,410-2
Ba
0,221
718
3,76
6,510-2
Химические свойства
1. Отношение к воздуху:
2Be + O2 = 2BeO оксид предохраняет металл от коррозии
Ca, Sr, Ba на воздухе окисляются до оксидов и нитридов
2. Отношение к воде:
Be с водой не взаимодействует
Mg разлагает воду при нагревании
Ca, Sr, Ba + H2O = Э(OH)2 + H2
3. Отношение к щелочам:
С растворами щелочей реагирует только бериллий
Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2
4. Отношение к кислотам:
В концентрированных холодных HNO3 и H2SO4 бериллий пассивируется,
остальные металлы реагируют со всеми кислотами (кроме HF и H3PO4 и
тех, с которыми образуют труднорастворимые соединения).
Основные химические свойства некоторых металлов
Некоторые характерные реакции лития и его соединений.
 Свойства металлического лития
4Li + O2 = 2Li2O
2Li + 2H2O = 2LiOH + H2
6Li + N2 = 2Li3N
 Li2O + 2K
2Li + K2O 
to
 Li2C2
2Li + 2C 
to
 Свойства оксида лития
Li2O + 2H2O = 2LiOH
Li2O + 2HCl = 2LiCl + H2O
Li2O + СO2 = Li2CO3
 Свойства нитрида лития
Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3
Li3N + 4HCl = 3LiCl + NH4Cl
 Свойства гидроксида лития
t
 Li2O + H2O
2LiOH 
o
2LiOH + СO2 = Li2CO3 + H2O
LiOH + СO2 = LiHCO3
Некоторые характерные реакции калия и его соединений.
 Свойства металлического калия
2K + O2 = K2O2
K + O2 = KO2
2K + 2H2O = 2KOH + H2
 K3P
3K + P 
to
 2KNH2 + H2
2K + 2NH3 
to
 Свойства оксида и пероксида калия
K2O + 2H2O = 2KOH
K2O + 2HCl = 2KCl + H2O
K2O + СO2 = K2CO3
K2O2 + 2H2O = 2KOH + H2O2
2K2O2 + 2СO2 = 2K2CO3 + O2
 Свойства гидроксида калия
2KOH + СO2 = K2CO3 + H2O
KOH + СO2 = KHCO3
KOH + HCl = KCl + H2O
2KOH + CuSO4 = Cu(OH)2 + K2SO4
Некоторые характерные реакции кальция и его соединений.
 Свойства металлического кальция
 CaH2
Ca + H2 
to
Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
 Свойства гидрида кальция
CaH2 + 2H2O = Ca(OH)2 + H2
 Свойства оксида и карбида кальция
 CaC2 + CO
CaO + 3C 
CaC2 + H2O = Ca(OH)2 + С2Н2
CaO + H2O = Ca(OH)2
to
 Ca(AlO2)2
CaO + Al2O3 
to
 Свойства гидроксида кальция
 CaO + H2O
Ca(OH)2 
Ca(OH)2 + H2SO4 = CaSO4 + 2H2O
Ca(OH)2 + СO2 = CaCO3 + H2O
Ca(OH)2 + 2СO2 = Ca(HCO3)2
2Ca(OH)2 + Cl2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O
to
 Свойства карбоната кальция
 CaO + CO2
CaCO3 
CaCO3 (к.) + CO2 + H2O = Ca(HCO3)2
to
Некоторые характерные реакции алюминия и его соединений.
 Свойства металлического алюминия
4Аl + 3O2 = 2Al2O3
t
 2AlN
2Аl + N2 
to
 Al2S3
2Аl + 3S 
o
2Al(без оксидной пленки) + 6H2O = 2Al(OH)3 + 3H2
 NaAlO2 + H2
Al + 2NaOH 
2Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)]4 + 3H2
to
(Na3[Al(OH)]6)
 2Cr + Al2O3
2Al + Cr2O3 
t
o
 Свойства оксида алюминия
Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O
 2NaAlO2 + H2O
Al2O3 + 2NaOH 
2Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2Na[Al(OH)]4 (Na3[Al(OH)]6)
to
 2NaAlO2 + CO2
Al2O3 + Na2CO3(к.) 
to
 Разложение нитрата алюминия при нагревании
 2Al2O3 + 12NO2 + 3O2
4Al(NO3)3 
to
Некоторые характерные реакции хрома и его соединений.
 Свойства металлического хрома
 2Cr2O3
4Cr + 3O2 
to
 2CrCl3
2Cr + 3Cl2 
Cr + H2SO4 (разб.) = CrSO4 + H2
Cr + 2HCl = CrCl2 + H2
Cr + 3KNO3 + 2KOH = K2CrO4 + 3KNO2 + H2O
Cr + KClO3 + 2KOH = K2CrO4 + KCl + H2O
to
 Свойства и получение оксида хрома(III)
 2NaCrO2 + H2O
Cr2O3 + 2NaOH 
to
 2NaCrO2 + CO2
Cr2O3 + Na2CO3(к.) 
to
 Cr2O3 + N2 + 4H2O
(NH4)2Cr2O7 
to
 Получение и свойства гидроксида хрома(III)
CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3↓+ 3NaCl
Cr(OH)3 + 3NaOH = Na3[Cr(OH)]6
2Cr(OH)3 + 3H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 6H2O
 Взаимные переходы хроматов и дихроматов
2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O
K2Cr2O7 + 2KOH = 2K2CrO4 + H2O
 Окислительно-восстановительные свойства соединений хрома
K2Cr2O7 + 7HCl = 2CrCl3 + 3Cl2 + 2KCl + 7H2O
K2Cr2O7 + 3H2S + 4H2SO4 = Cr2(SO4)3 + 3S + K2SO4 + 7H2O
2CrCl3 + 3Br2 +16NaOH = 2Na2CrO4 + 6NaCl + 6NaBr + 8H2O
2CrCl3 + 3H2O2 + 10KOH = 2K2CrO4 + 6KCl + 8H2O
Окраска некоторых характерных соединений хрома
Cr2O3 – зеленый
Cr2(SO4)3(р-р.) – зеленый
Cr(OH)3 – светло-зеленый
K2CrO4 – жёлтый
K2Cr2O7 – оранжевый
Некоторые характерные реакции марганца и его соединений.
 Свойства металлического марганца
 2MnO (Mn2O3 + Mn3O4)
2Mn + O2 
to
 MnCl2
Mn + Cl2 
to
 MnSO4 + H2
Mn + H2SO4 (разб.) 
to
 MnCl2 + H2
Mn + 2HCl 
Mn + 2H2SO4 (конц.) = MnSO4 + SO2 + 2H2O
Mn + 4HNO3 (конц.) = Mn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
to
 Получение и свойства гидроксида марганца (II)
MnCl2 + 2NaOH = Mn(OH)2↓ + 2NaCl
2Mn(OH)2 + O2 + 2H2O = 2Mn(OH)4
Mn(OH)2 + 2HCl = MnCl2 + 2H2O
 Свойства оксида марганца (IV)
 MnCl2 + Cl2 + 2H2O
MnO2 + 4HCl 
to
 K2MnO4 + KNO2 + H2O
MnO2(кр.) + 2KOH(кр.) + KNO3(кр.) 
to
 Получение и свойства манганатов
MnSO4 + 2Br2 + 8NaOH = Na2MnO4 + 4NaBr + Na2SO4 + 4H2O
2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl
3K2MnO4 + 2H2O = 2KMnO4 + MnO2 + 4KOH
 Свойства перманганатов
 O2 + K2MnO4 + MnO2
2KMnO4 
2KMnO4 + 16HCl = 2MnCl2 + 2KCl + 5Cl2 + 8H2O
2KMnO4 + 5KNO2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 5KNO3 + K2SO4 + 3H2O
2KMnO4 + KNO2 + 2KOH = 2K2MnO4 + KNO3 + H2O
2KMnO4 + 3KNO2 + H2O = 2MnO2 + 3KNO3 + 2KOH
to
Цвет некоторых характерных соединений марганца
Mn(OH)2 – «телесный»
Mn(OH)4 – бурый
MnO2 – черный
K2MnO4(р-р.) – зеленый
KMnO4(р-р.) – фиолетовый
Некоторые характерные реакции железа и его соединений
 Свойства металлического железа
4Fe(тонкодисперсное) + 3O2 = 2Fe2O3
570o C
 Fe3O4
3Fe + 2O2 
1200 1300 C
 2FeO
2Fe + O2 
4Fe + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3
o
 2FeCl3
2Fe + 3Cl2 
Fe + 2HCl = FeCl2 + H2
Fe + H2SO4 (разб.) = FeSO4 + H2
to
t
 Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
2Fe + 6H2SO4 (конц.) 
o
Fe + CuSO4 (р-р.) = FeSO4 + Cu
 Свойства оксида железа (II)
 Fe + H2O
FeO + H2 
to
t
 Fe + CO
FeO + C 
to
 Fe + CO2
FeO + CO 
to
 Fe + Fe3O4
4FeO 
o
FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O
 Получение и свойства гидроксида железа (II)
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + Na2SO4
Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
2Fe(OH)2 + H2O2 = 2Fe(OH)3
 Свойства оксида железа (III)
Fe2O3 + 6HCl = 2FeCl3 + 3H2O
 2NaFeO2 + H2O
Fe2O3 + 2NaOH(конц.) 
to
 2NaFeO2 + CO2
Fe2O3 + Na2CO3 
to
 Получение и свойства гидроксида железа (III)
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓ + 3NaCl
Fe(OH)3 + 3HCl = FeCl3 + 3H2O
 NaFeO2 + 2H2O
Fe(OH)3(кр.) + NaOH(кр.) 
to
 Fe2O3 + 3H2O
2Fe(OH)3 
to
 Разложение нитрата железа (III) при нагревании
 2Fe2O3 + 12NO2 + 3O2
4Fe(NO3)3 
to
 Свойства солей железа (III)
 2FeCl2 + 2HCl
2FeCl3 + H2 
2FeCl3 + Fe = 3FeCl2
2FeCl3 + H2S = 2FeCl2 + S + 2HCl
to
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 + I2 + 2KCl
 Гидролиз солей железа
FeCl2 + H2O
FeOHCl + HCl
FeCl3 + H2O
FeOHCl2 + HCl
NaFeO2 + H2O = NaOH + Fe(OH)3
2FeCl3 + 3Na2CO3 + 3H2O = 2Fe(OH)3↓+ 3CO2 + 6NaCl
 Качественные реакции на катионы железа (II) и (III)
Fe2+
FeCl2 + 2NaOH = Fe(OH)2↓ + 2NaCl (выпадает белый, буреющий на воздухе
осадок)
FeCl2 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + 2KCl (выпадает синего цвета осадок)
Fe3+
FeCl3 + 3NaOH = Fe(OH)3↓+ 3NaCl (выпадает бурого цвета осадок)
FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6]↓ + 2KCl (выпадает синего цвета осадок)
FeCl3 + 3NH4NСS = Fe(NСS)3 + 3NH4Cl (темно-красное окрашивание)
Окислительно-восстановительные реакции
2Fe(OH)3 + 3Cl2 + 10KOH = 2K2FeO4 + 6KCl + 8H2O
2K2FeO4 + 16HCl = 2FeCl3 + 3Cl2 + 4KCl + 8H2O
6FeSO4 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Fe2(SO4)3 + Сr2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O
Некоторые характерные реакции меди и её соединений
 Свойства металлической меди
400 500o C
2Cu + O2  2CuO
1000 C
 2Cu2O
4Cu + O2 
o
 CuCl2
Cu + Cl2 
to
t
 CuSO4 + SO2 + 2H2O
Cu + 2H2SO4 (конц.) 
to
 Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Cu + 4HNO3 (конц.) 
o
t
 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
3Cu + 8HNO3 (разб.) 
o
Сu + 2FeCl3(р-р.) = CuCl2(р-р.) + 2FeCl2(р-р.)
2Cu + O2 + CO2 + H2O = Cu(OH)2∙CuCO3 ((CuOH)2CO3 – малахит)
 Свойства оксида меди(II)
CuO + H2SO4 (разб.) = CuSO4 + H2O
 Cu + H2O
CuO + H2 
to
 Cu + CO2
CuO + CO 
to
 Свойства гидроксида меди(II)
 CuO + H2O
Cu(OH)2 
Cu(OH)2 + 2HCl = CuCl2 + 2H2O
2Cu(OH)2 + RCOH = RCOOH + Cu2O + 2H2O
Cu(OH)2 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O
to
 Разложение нитрата меди(II) при нагревании
 2CuO + 4NO2 + O2
2Cu(NO3)2 
to
Некоторые характерные реакции серебра и его соединений.
 Свойства металлического серебра
 Ag2S
2Ag + S 
to
 Ag2S + H2
2Ag + H2S 
to
 Ag2SO4 + SO2 + 2H2O
2Ag + 2H2SO4 (конц.) 
to
 AgNO3 + NO2 + H2O
Ag + 2HNO3(конц.) 
to
t
 3AgNO3 + NO + 2H2O
3Ag + 4HNO3(разб.) 
o
 Получение и свойства оксида серебра
2AgNO3 + 2NaOH = Ag2O + 2NaNO3 + H2O
Ag2O + 4NH4OH = 2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O
 Разложение нитрата серебра при нагревании
 2Ag + 2NO2 + O2
2AgNO3 
to
Таблицы переходов
молекул и ионов в окислительно-восстановительных процессах
H+
H2O
MnO 4-
OH-
NO3-
Cr2O72-
Mn2+ (MnSO4,MnCl2)
MnO 2
MnO42- (K2MnO4)
NO2H+
Cr
N2H4
NH2OH
NH4OH
3+
OH-
N2
CrO42-
Cl-, Br-, I -
Cl2, Br2, I2
ClOn-
Cl2
Br2
Cl2+
3+
Fe
S
P
Br-
I2
Fe
H2O, OH-
PH3
IO3-
3+
Fe
H2S
BrOn- I2
OH-
FeO42-
H2O2
O2
SO32-
SO42-
H3PO2 H3PO3
H3PO4
Качественные реакции на катионы и анионы
В неорганической химии весьма важным является знание качественных
реакций на основные катионы и анионы, а также умение записывать реакции
в молекулярном и ионом виде. Нижеприведенная таблица помогает сгруппировать реакции и представить их в компактном виде.
Катион
Ag+
Pb2+
Ba2+
Ca2+
Al3+
Характерные реакции
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
Выпадает осадок белого цвета.
2AgNO3 + Na2CrO4 = Ag2CrO4 + 2NaNO3
Выпадает осадок желтого цвета.
Pb(NO3)2 + 2KI = PbI2 + 2KNO3
Выпадает осадок желтого цвета.
BaCl2 + Na2CrO4 = BaCrO4+ 2NaCl
Выпадает осадок белого цвета нерастворимый в уксусной кислоте.
 CaC2O4 + 2HCl
CaCl2 + H2C2O4 
Выпадает осадок белого цвета.
Al2(SO4)3 + 6NaOH(недостаток) = 2Al(OH)3 + 3Na2SO4
Выпадает осадок белого цвета.
to
Zn2+
Cr3+
Fe2+
Fe3+
Cu2+
NH4+
Анион
CO32SiO32Cl-
ISO42S2-
Al(OH)3 +3NaOH(избыток) = Na3[Al(OH)6]
Осадок растворяется в избытке раствора щелочи.
Na3[Al(OH)6] + NH4Cl(нас.р-р)  Al(OH)3 + NH3 + NaCl +
NaOH
Вновь выпадает осадок белого цвета.
ZnSO4 + 2NaOH(недостаток) = Zn(OH)2 + Na2SO4
Выпадает осадок белого цвета.
Zn(OH)2 + 2NaOH(избыток) = Na2[Zn(OH)4]
Осадок растворяется в избытке раствора щелочи.
Na2[Zn(OH)4] +4NH4Cl(нас.р-р) = [Zn(NH3)4]Cl2+ 2NaCl + 4H2O
Не наблюдается выпадение осадка – этой реакцией катион Zn2+
отличается от катиона Al3+.
CrCl3 + 3NaOH(недостаток) = Cr(OH)3 + 3NaCl
Выпадает осадок зеленого цвета.
Cr(OH)3 + 3NaOH(избыток) = Na3[Cr(OH)6]
Осадок растворяется в избытке раствора щелочи.
1. FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2 + Na2SO4
Выпадает осадок белого цвета.
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
Осадок буреет на воздухе.
2. FeSO4 + K3[Fe(CN)6] = KFe[Fe(CN)6] + K2SO4
Выпадает осадок синего цвета.
1. FeCl3 + K4[Fe(CN)6] = Kfe[Fe(CN)6] + 3KCl
Выпадает осадок синего цвета.
2. FeCl3 + 3NH4CNS = Fe(CNS)3 + 3NH4Cl
Роданид железа(III) – темно-красного цвета.
CuSO4 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4] SO4 + 4H2O
Образуется комплексная соль фиолетового цвета.
t
 NH3 + NaCl + H2O
NH4Cl + NaOH 
o
Ощущается неприятный запах.
Характерные реакции
Na2CO3 + 2HCl = CO2 + 2NaCl + H2O
Na2SiO3 + NH4OH = H2SiO3 + NH4Cl
Выпадает в осадок гель кремниевой кислоты.
KCl + AgNO3 = AgCl + KNO3
Выпадает осадок белого цвета.
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
Осадок растворяется в избытке раствора аммиака.
2KI + Pb(NO3)2 = PbI2 + 2KNO3
Выпадает осадок желтого цвета.
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl
Выпадает осадок белого цвета.
Na2S + 2AgNO3 = Ag2S + 2NaNO3
CH3CO
O-
Выпадает осадок черного цвета.
2CH3COONa + H2SO4 = 2CH3COOH + Na2SO4
Ощущается запах уксусной кислоты.
Химическая посуда и оборудование
Химический
стакан
Пробирки
Колбы плоскодонная и Холодильник
коническая
Цилиндры
Аппарат Киппа – прибор для получения газов
1
6
2
5
CaCO 3
3
HCl
4
9
8
HO
2
HSO
24
Схема перегонки
3
HO
2
4
2
10
2
1
5
4
3
5
1
6
HO
2
7
Установка для фильтрования
Единый государственный экзамен – основные требования
и рекомендации
Содержание экзаменационной работы
Содержание экзаменационной работы определяется на основе следующих документов:
- Обязательный минимум содержания основного общего образования по
химии (Приказ Минобразования от 19.05.98 г. № 1236);
- Обязательный минимум содержания среднего (полного) общего образования по химии (Приказ Минобразования от 30.06.99 г. № 56);
- Примерная программа вступительных экзаменов в высшие учебные заведения по химии. (Справочник для поступающих в высшие учебные
заведения Российской Федерации в 2000 году / Авт. – сост. Г.В. Арсеньев и др. – М.: Высш.шк., 2000). Программа является преемственной
по отношению к примерным программам средней (полной) школы.
Содержание экзаменационной работы определяется также с учетом
Федерального компонента государственного стандарта общего образования
по химии (Приказ Минобразования от 05.03.2004 г. № 1089).
В экзаменационную работу включаются задания различного уровня
сложности (базового – Б, повышенного – П, высокого – В), ориентированные
на проверку усвоения элементов содержания всех четырех содержательных
блоков курса – «Химический элемент», «Вещество», «Химическая реакция»,
«Познание и применение веществ и химических реакций». Совокупность
этих знаний составляет инвариантное ядро содержания общеобразовательных программ по химии, рекомендованных для средней (полной) школы.
Содержание каждого задания экзаменационной работы соотносится с
требованиями к уровню подготовки выпускников средней (полной) школы по
химии, согласно которым учащиеся должны уметь:
- называть вещества по их химическим формулам;
- классифицировать неорганические и органические вещества (по составу
и свойствам) и химические реакции (по всем известным признакам классификации);
- определять степень окисления химических элементов по формулам их соединений; вид химической связи в неорганических и органических веществах; тип кристаллической решетки в веществах; изомеры и гомологи по
структурным формулам и т.д.;
- составлять: а) уравнения химических реакций различных типов; б) уравнения электролитической диссоциации кислот, щелочей, солей; в) полные и
сокращенные ионные уравнения реакций обмена;
- характеризовать общие свойства химических элементов и их соединений
на основе положения в периодической системе Д.И.Менделеева, состав,
свойства и применение веществ, факторы, влияющие на изменение скорости
химической реакции и состояние химического равновесия;
- объяснять закономерности в изменении свойств веществ, сущность изученных видов химических реакций;
- проводить вычисления по химическим формулам и химическим уравнениям и т.д.
Структура экзаменационной работы
Каждый вариант экзаменационной работы состоит из трех частей и
включает 45 заданий. Одинаковые по форме представления и уровню сложности задания сгруппированы в определенной части работы.
Часть 1 содержит 30 заданий с выбором ответа (базового уровня
сложности). Их обозначение в работе: А1; А2; А3; А4 …А30.
Часть 2 содержит 10 заданий с кратким ответом (повышенного уровня сложности). Их обозначение в работе: В1; В2; В3 … В10.
Часть 3 содержит 5 заданий с развернутым ответом (высокого уровня
сложности). Их обозначение в работе: С1; С2; С3; С4; С5.
Общее представление о количестве заданий и их распределении в каждой из частей экзаменационной работы дает таблица.
Распределение заданий по частям экзаменационной работы
№
п/
п
1
Части
работы
Число
заданий
Максимальный
первичный балл
Часть 1
30
30
Часть 2
10
18
Часть 3
5
19
Итого
45
67
Процент максимального первич- Тип заданого балла за заний
дания данной части от максимального первичного балла за всю
работу, равного
67
44,8%
Задания с
выбором
ответа
26,9%
Задания с
кратким
ответом
28,3%
Задания с
развернутым ответом
(100%)
Задания с выбором ответа, самые многочисленные в экзаменационной
работе, построены на материале практически всех важнейших разделов
школьного курса химии. В своей совокупности они проверяют на базовом
уровне усвоение значительного количества элементов содержания, предусмотренных стандартом образования – 43 из 55.
В работе представлены две разновидности заданий этого типа. В первом случае задание состоит из основной части и 4-х дополнений к ней, во
втором – в задании предлагаются два суждения, верность которых следует
оценить.
Выполнение заданий с выбором ответа предполагает использование
знаний для подтверждения правильности одного из четырех предложенных
вариантов ответа. Последовательное соотнесение каждого из предложенных
вариантов ответа с условием задания – основное правило, которое должно
соблюдаться при выполнении этих заданий.
Задания с кратким ответом также построены на материале важнейших разделов курса химии, но в отличие от заданий с выбором ответа имеют
повышенный уровень сложности. Это проявляется прежде всего в том, что
выполнение таких заданий предполагает:
а) осуществление большего числа учебных действий, нежели в случае заданий с выбором ответа;
б) самостоятельное формулирование и запись ответа.
В экзаменационной работе предложены следующие разновидности заданий с кратким ответом:
1. Задания на установление соответствия позиций, представленных в
двух множествах.
2. Задания на выбор нескольких правильных ответов из предложенного
перечня ответов (множественный выбор).
3. Задания, требующие написания ответа в виде числа.
Задания с развернутым ответом самые сложные в экзаменационной работе. В отличие от заданий с выбором ответа и кратким ответом они предусматривают одновременную проверку усвоения нескольких (двух и более)
элементов содержания из различных содержательных блоков и подразделяются на следующие типы:
- задания, проверяющие усвоение основополагающих элементов содержания, таких, например, как «окислительно-восстановительные реакции»;
- задания, проверяющие усвоение знаний о взаимосвязи веществ различных классов (на примерах превращений неорганических и органических веществ);
- задания на определение молекулярной формулы вещества;
- расчетные задачи.
Задания с развернутым ответом ориентированы на проверку умений:
- объяснять обусловленность свойств и применения веществ их составом и строением; характер взаимного влияния атомов в молекулах органических соединений; взаимосвязь неорганических и органических
веществ; сущность и закономерность протекания изученных видов реакций;
- проводить комбинированные расчеты по химическим уравнениям и
по определению молекулярной формулы вещества;
- прогнозировать результаты химического эксперимента (процесса).
Распределение заданий экзаменационной работы по уровню сложности.
Как уже указывалось выше, предлагаемые в экзаменационной работе
задания имеют различный уровень сложности – базовый, повышенный, высокий. Тем самым обеспечивается возможность для дифференциации экзаменуемых по уровню их подготовки.
Распределение заданий по уровню сложности
Уровень сложности заданий
Базовый
Повышенный
Высокий
Итого
Число
заданий
30
10
5
45
Максимальный
балл за выполнение по
каждому уровню сложности
30
18
19
67
% от общего
максимального
балла (67)
44,8%
26,9%
28,3%
100%
Время выполнения работы
Примерное время, отводимое на выполнение отдельных заданий, составляет:
- для каждого задания части 1 – 2-3 минуты;
- для каждого задания части 2 – до 5 минут;
- для каждого задания части 3 – до 10 минут.
Общая продолжительность работы составляет 3 ч -180 минут.
Дополнительные материалы и оборудование
В аудитории во время экзамена у каждого экзаменующегося должны быть
следующие материалы и оборудование:
- периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева;
- таблица растворимости солей, кислот и оснований в воде;
- электрохимический ряд напряжений металлов;
- не программированный калькулятор.
Условия проведения и проверки экзамена
На экзамен в аудиторию не допускаются специалисты по химии. Использование инструкции по проведению экзамена позволяет обеспечить соблюдение единых условий без привлечения лиц со специальным образованием по данному предмету.
Проверку экзаменационных работ (заданий с развернутыми ответами) осуществляют специалисты-предметники.
Рекомендации по подготовке к экзамену
К экзамену можно готовиться по учебникам, имеющим гриф Минобразования РФ.
Желательно также использовать пособия:
1) Единый государственный экзамен: Химия: Контрольные измерительные материалы/ А.А. Каверина, Д.Ю. Добротин, Ю.Н. Медведев и др.; МОРФ
– М.: Просвещение (2003, 2004, 2005).
2) Учебно-тренировочные материалы для подготовки к единому государственному экзамену. Химия/ Каверина А.А., Добротин Д.Ю., Медведев
Ю.Н., Корощенко А.С. – М.: Интеллект-Центр, 2004.
ПРИМЕРЫ ЗАДАНИЙ
Раздел 1.1. Современные представления о строении атомов; строение
электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов (понятие об электронном облаке, s- и р- электронах; радиусы атомов, их периодические изменения в системе химических элементов.
Пояснение. Разделу 1.1. соответствуют задания А1, которые имеют базовый
уровень сложности (БУС). На выполнение такого задания отводится 2 минуты. Максимальный балл за правильно выполненное задание равен 1. С заданиями А1 успешно справились 82,48% учащихся.
1. Одинаковую конфигурацию внешнего энергетического уровня имеют
атомы элементов магния и
1) кальция
2) хрома
3) кремния
4) алюминия
(100% учащихся правильно выполнили задание)
2. Атом химического элемента, высший оксид которого ЭО2, имеет конфигурацию внешнего энергетического уровня
1) ns2np4
2) ns2np2 3) ns2
4) ns2np1
(55,17% учащихся правильно выполнили задание)
3. Какой частице соответствует электронная формула 1s22s22p6?
1) S-2
2) Si+4
3) P+3
4) N+2
Раздел 1.2. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. (Закономерности изменения химических свойств
элементов и их соединений по периодам и группам.)
Пояснение. А2: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А2 успешно справились
75,42 % учащихся.
4. У химических элементов одного периода с увеличением порядкового номера
1) возрастают радиусы атомов и усиливаются металлические свойства
2) уменьшаются радиусы атомов и усиливаются металлические свойства
3) возрастают радиусы атомов и усиливаются неметаллические свойства
4) уменьшаются радиусы атомов и ослабевают металлические свойства
(44,83% учащихся выполнили задание)
5. Наименьший радиус имеет атом
1) фтора
2) фосфора
3) бария
4) кремния
(77,50% учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.3. Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная), ионная,
металлическая, водородная. Способы образования ионной и ковалентной
связи. Длина и энергия связи.
Пояснение. А3: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А3 успешно справились
69,77 % учащихся.
6. У атомов элементов одного периода с увеличением заряда ядер не изменяется
1) число энергетических уровней
2) общее число электронов
3) количество электронов на внешнем энергетическом уровне
4) количество протонов
(51,61 % учащихся правильно выполнили задание)
7. Веществами с ковалентной неполярной связью являются
1) хлороводород и водород
2) графит и известняк
3) кремний и алюминий
4) фосфор и кремний
(53,13 % учащихся правильно выполнили задание)
8. Веществу с ионным типом связи отвечает формула
1) SO3
2) SiF4
3) HСl
4) RbF
(53,66 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.4. Понятие об электроотрицательности химических элементов.
Заряды ионов. Степень окисления.
Пояснение. А4: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А4 успешно справились
85,90 % учащихся.
9. Степень окисления +3 азот проявляет в каждом из двух соединений
1) HNO2 и NH3
2) NH4Cl и N2O3 3) NaNO2 и NF3 4) HNO3 и N2
(74,29 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.5. Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Зависимость свойств веществ от особенностей их кристаллической решетки.
Пояснение. А5: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А5 успешно справились
72,30 % учащихся.
10.Кристаллическая решетка йода
1) металлическая
2) молекулярная
3) атомная
4) ионная
(53,57 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.6. Классификация неорганических веществ.
Пояснение. А6: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А6 успешно справились
73,87 % учащихся.
11.Амфотерным является каждый из двух гидроксидов
1) Cr(OH)2 и Cu(OH)2
2) Ba(OH)2 и Fe(OH)3
3) Al(OH)3 и Mg(OH)2
4) Zn(OH)2 и Cr(OH)3
(62,50 % учащихся правильно выполнили задание)
12.Только основными свойствами обладают все вещества, расположенные в
ряду:
1) Ba(OH)2, СН3ОН, Н2О
2) CH3NH2, NaOH, CaO
2) NH2CH2COOH, H2SO4, Cu(OH)2
4) N2O, Al(OH)3, HOCH2CH2OH
(62,07 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.7. Общая характеристика металлов главных подгрупп I—III групп
в связи с их положением в периодической системе химических элементов
Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов.
Пояснение. А7: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А7 успешно справились
76,26 % учащихся.
13.Наиболее легко валентный электрон отдает атом
1) Na
2) K
3) Rb
4) Cs
(53,57 % учащихся правильно выполнили задание)
14.Валентные электроны труднее отдает атом
1) Mg
2) Ca
3) Sr
4) Ba
(53,13 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.8. Характеристика металлов – меди, хрома, железа (по их положению в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и
особенностям строения их атомов).
Пояснение. А8: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А8 успешно справились
61,78 % учащихся.
15.Какой из оксидов проявляет только кислотные свойства?
1) CrO
2) CrO3
3) Fe2O3
4) Cr2O3
(54,84 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.9. Общая характеристика неметаллов главных подгрупп IV-VII
групп в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов.
Пояснение. А9: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А9 успешно справились
75,99 % учащихся.
16.Cила галогеноводородных кислот возрастает в ряду
1) HCl, HBr, HI
2) HBr, HCl, HI
3) HBr, HI, HCl
4) HI, HCl, HBr
(53,13 % учащихся правильно выполнили задание)
17.Неметаллические свойства кремния выражены слабее, чем у
1) алюминия
2) углерода
3) германия
4) титана
(60,47 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.10. Характерные химические свойства неорганических веществ
различных классов: простых веществ-металлов.
Пояснение. А10: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А10 успешно справились
74,53 % учащихся.
18.С водой только при нагревании реагирует
1) Na
2) Ca
3) Fe
4) Cu
(17,50 % учащихся правильно выполнили задание)
19.Водный раствор соли меди не реагирует с
1) ртутью
2) железом
3) свинцом
(71,88 % учащихся правильно выполнили задание)
4) цинком
Раздел 1.11. Характерные химические свойства неорганических веществ
различных классов: простых веществ- неметаллов.
Пояснение. А11: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А11 успешно справились
47,12 % учащихся.
20.Верны ли суждения о свойствах кислорода?
А. Положительную степень окисления кислород проявляет в соединениях с
фтором.
Б. Кислород очень хорошо растворяется в воде.
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
(31,03 % учащихся правильно выполнили задание)
21.Верны ли суждения о свойствах кислорода?
А. Кислород не может проявлять положительную степень окисления.
Б. Кислород в лаборатории получают разложением оксида серебра.
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
(25,00 % учащихся правильно выполнили задание)
22.Верны ли суждения о свойствах азота?
А. Малая реакционная способность азота объясняется наличием тройной связи в молекуле N2.
Б. Азот при обычных условиях реагирует и с кислородом, и с водородом.
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
(46,88 % учащихся правильно выполнили задание)
23.Верны ли суждения о свойствах серы?
А. Сера в сероводороде проявляет степень окисления -2.
Б. Оксид серы (VI) получают сгоранием серы на воздухе.
1) верно только А
2) верно только Б
3) верны оба суждения
4) оба суждения неверны
(46,88 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.12. Характерные химические свойства неорганических веществ
различных классов: оксидов (основных, амфотерных, кислотных).
Пояснение. А12: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А12 успешно справились
68,62 % учащихся.
24.Оксид цинка не реагирует с
1) HCl
2) NaOH 3) H2O
4) H2SO4
(41,94 % учащихся правильно выполнили задание)
25.Какое уравнение не подтверждает основный характер оксида кальция?
1) CaO + CO2 = CaCO3
2) CaO + C = CaC2 + CO
3) CaO + Al2O3 = Ca(AlO2)2 + H2O
4) CaO + 2HNO3 = Ca(NO3)2 + H2O
(53,13 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.13. Характерные химические свойства неорганических веществ
различных классов: оснований, амфотерных гидроксидов.
Пояснение. А13: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А13 успешно справились
51,69 % учащихся.
26.Гидроксид цинка реагирует с каждым из двух веществ
1) HCl и MgSO4
2) NaOH и H2SO4
3) NaOH и KNO3
4) MgCl2 и HNO3
(42,86 % учащихся правильно выполнили задание)
27.Гидроксид алюминия реагирует с каждым из двух веществ
1) HCl и Fe
2) CO2 и H2S
3) NaCl и NH3
4) NaOH и HNO3
(35,48 % учащихся правильно выполнили задание)
28.При разложении нерастворимых оснований образуется
1) вода и кислотный оксид
2) водород и оксид неметалла
3) вода и основной оксид
4) водород и оксид металла
(60,98 % учащихся правильно выполнили задание)
29.Гидроксид алюминия не растворяется в
1) соляной кислоте
2) щелочи
3) воде
4) серной кислоте
(51,69 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.14. Характерные химические свойства неорганических веществ
различных классов: кислот.
Пояснение. А14: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А14 успешно справились
70,27 % учащихся.
30.Разбавленная серная кислота не реагирует ни с одним из двух веществ:
1) оксидом углерода (IV) и серебром
2) карбонатом натрия и метаном
3) магнием и оксидом меди
4) ртутью и гидроксидом бария
(51,43 % учащихся правильно выполнили задание)
31.С разбавленной серной кислотой взаимодействует каждое из двух веществ:
1) медь и оксид азота (IV)
2) цинк и оксид меди (II)
3) водород и сероводород
4) оксид углерода (IV) и хлороводород
(74,29 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.15 Характерные химические свойства неорганических веществ различных классов: солей (средних).
Пояснение. А15: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А15 успешно справились
55,72 % учащихся.
32.Хлорид бария реагирует с
1) KOH
2) Na2SO4
3) H2SiO3 4) Al(OH)3
(52,50 % учащихся правильно выполнили задание)
33.Карбонат натрия не реагирует с
1) гидроксидом бария
2) гидроксидом калия
3) серной кислотой
4) углекислым газом
(12,90 % учащихся правильно выполнили задание)
34.С раствором хлорида натрия реагирует
1) AgNO3
2) Cu
3) K2SO4 4) CaCO3
(43,75 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.16 Взаимосвязь неорганических веществ.
Пояснение. А16: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А16 успешно справились
72,43 % учащихся.
 H2
 X1 
 X2 веществом Х2 являет35.В схеме превращений Zn(OH)2 
ся
1) ZnH2
2) Zn(OH)2
3) ZnO
4) Zn
(51,72 % учащихся правильно выполнили задание)
t
36.В схеме превращений FeSO4 → X1 → X2 → Fe веществами Х1 и Х2 могут
быть соответственно
1) Fe(NO3)2 и FeCl3
2) FeO и Fe(OH)2
3) Fe(OH)2 и FeO
4) Fe3(PO4)2 и Fe(OH)2
(65,00 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.17 Основные положения теории химического строения органических
веществ А.М Бутлерова. Изомерия и гомология органических веществ.
Пояснение. А17: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А17 успешно справились
79,13 % учащихся.
37.Изомерами являются
1) бензол и толуол
2) этилен и ацетилен
3) пропаналь и пропанол
4) циклогексан и гексен
(62,50 % учащихся правильно выполнили задание)
38.Гомологом аминоуксусной кислоты является
1) CH3-COOH
2) CH3-CH2-CO-NH2
3) CH3-NH2
4) NH2-CH2-CH2-COOH
(67,50 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.18 Классификация органических веществ. Систематическая номенклатура.
Пояснение. А18: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А18 успешно справились
85,39 % учащихся.
39.Группу -NH2 содержит каждое из двух веществ
1) нитрометан и нитробензол
2) этиламин и этанол
3) аммиак и нитробензол
4) метиламин и анилин
(68,97 % учащихся правильно выполнили задание)
40.Гидроксогруппа – ОН является функциональной для каждого из веществ,
расположенных в ряду:
1) спиртов, аминов, щелочей
2) спиртов, фенолов, оснований
3) оснований, альдегидов, кислот
4) кислот, щелочей, фенолов
(71,43 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.19 Особенности химического и электронного строения алканов, алкенов, алкинов, их свойства. Бензол – ароматический углеводород (электронное строение и свойства). Толуол – гомолог бензола.
Пояснение. А19: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А19 успешно справились
61,97 % учащихся.
41.В молекуле пропина атом углерода при тройной связи образует:
1) 4σ–связи
2) 2σ– и 2 π-связи
3) 3σ– и π-связь
4) 1σ– и 3 π-связи
(39,53 % учащихся правильно выполнили задание)
42.Каждый атом углерода в молекуле ацетилена образует
1) 4σ–связи
2) 2σ– и 2 π-связи
3) 3σ– и π-связь
4) 1σ– и 3 π-связи
(54,84 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.20 Характерные химические свойства кислородсодержащих органических соединений: предельных одноатомных и многоатомных спиртов, фенола.
Пояснение. А20: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А20 успешно справились
54,13 % учащихся.
43.С раствором NaOH не реагирует вещество, формула которого
1) С6Н5СООН
2) С6Н5ОН
3) С2Н5СООН
4) С2Н5ОН
(42,50 % учащихся правильно выполнили задание)
44.С раствором гидроксида натрия реагирует
1) С2Н5ОН
2) СН3СНО
3) СН3ОСН3
(38,71 % учащихся правильно выполнили задание)
4) С6Н5ОН
45.При взаимодействии многоатомных спиртов с гидроксидом меди (II)
1) выделяется газ
2) образуется раствор ярко-синего цвета
3) выпадает белый осадок
4) выпадает осадок голубого цвета
(48,57 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.21 Характерные химические свойства кислородсодержащих органических соединений: альдегидов.
Пояснение. А21: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А21 успешно справились
58,65 % учащихся.
46.Реакция «серебряного зеркала» характерна для каждого из двух веществ:
1) муравьиной кислоты и уксусной кислоты
2) муравьиной кислоты и формальдегида
3) пропионового альдегида и пропионовой кислоты
4) уксусного альдегида и уксусной кислоты
(44,83 % учащихся правильно выполнили задание)
47.В схеме превращений: этаналь → Х → этилацетат веществом Х является
1) диэтиловый эфир
2) ацетат натрия
3) ацетилен
4) этановая кислота
(48,57 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.22 Характерные химические свойства кислородсодержащих органических соединений: предельных карбоновых кислот.
Пояснение. А22: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А22 успешно справились
68,91 % учащихся.
48.По углеводородному радикалу происходит реакция между уксусной кислотой и
1) Cl2
2) NaOH
3) Ca
4) Na2CO3
(62,50 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.23 Классификация химических реакций.
Пояснение. А23: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А23 успешно справились
76,22 % учащихся.
49.Схемами реакций замещения и соединения соответственно являются
Pt

1) С2Н2 + Н2О →
и
С3Н6 + Н2 
t

2) С2Н5ОН + Na →
и
Fe2O3 + Al 
t

3) НCl + Fe(OH)3 →
и
НCl + Zn 
h
Pt
4) CH4 + Cl2 
и
С2Н4 + Н2 
(57,50 % учащихся правильно выполнили задание)
50.Схемами реакций обмена и замещения соответственно являются
1) НCl + CuО →
и
NaOH + SO2 →
2) HNO3 + Al(OH)3 →
и
C3H8 + O2 →
3) C2H2 + Br2 →
и
HNO3 + CaO →
4) MgO + HCl →
и
С2Н6 + Br2 →
(53,49 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.24 Понятие о скорости химической реакции. Факторы, влияющие на
изменение скорости химической реакции.
Пояснение. А24: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А24 успешно справились
56,84 % учащихся.
51.Для увеличения скорости реакции 4Fe(тв.) + 3O2(газ) = 2Fe2O3(тв.) + Q
следует
1) уменьшить температуру
2) увеличить температуру
3) уменьшить концентрацию кислорода
4) увеличить количество железа
(42,86 % учащихся правильно выполнили задание)
52.Под скоростью химической реакции понимают изменение
1) концентрации реагента в единицу времени
2) количества вещества реагента в единицу времени
3) количества вещества реагента в единице объема
4) количества вещества продукта в единице объема
(48,78 % учащихся правильно выполнили задание)
53.С наибольшей скоростью при обычных условиях происходит взаимодействие воды с
1) оксидом кальция
2) железом
3) оксидом кремния (IV)
4) магнием
(52,50 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.25 Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое
равновесие и условие его смещения.
Пояснение. А25: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А25 успешно справились
60,07 % учащихся.
54.В какой системе повышение давления приводит к уменьшению выхода
продукта?
1) 2H2(газ) + O2(газ)
2H2O(газ)
2) 2N2(газ) + O2(газ)
2NO(газ)
3) CO2(газ) + C(графит)
2СO(газ)
4) 3H2(газ) + N2(газ)
2NH3(газ)
(41,38 % учащихся правильно выполнили задание)
55.Химическое равновесие в системе 2H2O + 4NO2 + O2 = 4HNO3 + Q сместится в сторону образования азотной кислоты, если
1) повысить давление
2) повысить температуру
3) уменьшить концентрацию кислорода
4) уменьшить концентрацию оксида азота (IV)
(54,29 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.26 Электролитическая диссоциация неорганических и органических
кислот, щелочей, солей. Степень диссоциации.
Пояснение. А26: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А26 успешно справились
63,73 % учащихся.
56.Концентрация каких частиц в растворе H3PO4 наименьшая?
1) H+
2) PO433) H2PO44) HPO42(53,57 % учащихся правильно выполнили задание)
57.Наиболее слабым электролитом является
1) Ca(OH)2
2) H2SO4 3) CH3COOH
(50,00 % учащихся правильно выполнили задание)
4) HNO3
Раздел 1.27 Реакции ионного обмена.
Пояснение. А27: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А27 успешно справились
85,61 % учащихся.
58.В соответствии с сокращенным ионным уравнением
2Н+ + СО32- → Н2О + СО2
происходит взаимодействие между:
1) HCl и Na2CO3
2) HNO3 и CaCO3
3) H2S и NaHCO3
4) H2SO4 и Ba(HCO3)2
(65,00 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.28 Реакции окислительно-восстановительные.
Пояснение. А28: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А28 успешно справились
80,39 % учащихся.
59.Только восстановительные свойства проявляет
1) P
2) Br2
3) Zn
4) S
(62,50 % учащихся правильно выполнили задание)
60.Только окислительные свойства проявляет
1) фтор
2) хлор
3) бром
(60,00 % учащихся правильно выполнили задание)
4) иод
Раздел 1.29 Гидролиз солей (реакция среды раствора).
Пояснение. А29: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А29 успешно справились
52,92 % учащихся.
61.Фенолфталеин окрашивает в малиновый цвет водный раствор соли
1) сульфата натрия
2) сульфида натрия
3) хлорида натрия
4) хлорида алюминия
(30,00 % учащихся правильно выполнили задание)
62.Щелочную среду имеет водный раствор
1) фторида калия
2) хлорида алюминия
3) бромида натрия
4) хлорида цинка
(44,83 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.30 Реакции, характеризующие основные свойства и способы получения углеводородов.
Пояснение. А30: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А30 успешно справились
63,46 % учащихся.
63.Горению какого углеводорода соответствует правая часть уравнения реакции: … = 4СО2 + 2Н2О?
1) С2Н4
2) С2Н8
3) С2Н2
4) С2Н6
(58,62 % учащихся правильно выполнили задание)
64.Для получения бутена-2 из 2-бромбутана следует использовать
1) водный раствор серной кислоты
2) водный раствор гидроксида калия
3) спиртовый раствор гидроксида калия при нагревании
4) никелевый катализатор
(53,57 % учащихся правильно выполнили задание)
65.Реакция полимеризации характерна для
1) бензола
2) толуола
3) стирола
(51,16 % учащихся правильно выполнили задание)
4) циклогексана
Раздел 1.31 Реакции, характеризующие основные свойства и способы получения кислородосодержащих соединений.
Пояснение. А31: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А31 успешно справились
47,42 % учащихся.
66.Глицерин и ацетальдегид реагируют с
1) H2
2) Ag2O (NH3 р-р)
3) Cu(OH)2
(41,94 % учащихся правильно выполнили задание)
4) HBr
67.Как этанол, так и этаналь реагируют с
1) гидроксидом меди (II)
2) кислородом
3) бромоводородом
4) уксусной кислотой
(31,03 % учащихся правильно выполнили задание)
68.Взаимодействуют между собой
1) формальдегид и бензол
2) уксусная кислота и хлорид натрия
3) этиловый спирт и оксид меди (II)
4) этилацетат и фенол
(31,26 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.32 Реакции, характеризующие основные свойства и способы получения азотсодержащих соединений.
Пояснение. А32: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А32 успешно справились
52,15 % учащихся.
69.Этиламин взаимодействует с
1) кислотами
2) основаниями
3) простыми эфирами
4) углеводородами
(50,00 % учащихся правильно выполнили задание)
70.В отличие от этиламина, анилин реагирует с
1) кислородом
2) водой
3) бромной водой
4) хлороводородом
(37,93 % учащихся правильно выполнили задание)
71.Метиламин реагирует с каждым из двух веществ:
1) O2 и N2
2) FeCl2 и NH3
3) HСl и NaCl
4) H2O и H2SO4
(53,57 % учащихся правильно выполнили задание)
72.При горении аминов, кроме углекислого газа, образуется
1) азот и вода
2) аммиак и вода
3) азот и водород
4) оксид азота (IV) и вода
(53,13 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.33 Сведения о токсичности и пожарной опасности изучаемых веществ. Правила обращения с веществами и оборудованием.
Методы исследования объектов, изучаемых в химии. (Качественные реакции
неорганических и органических веществ.)
Пояснение. А33: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А33 успешно справились
54,89 % учащихся.
73.В цинковом сосуде нельзя хранить раствор
1) BaCl2
2) NaCl
3) Al(NO3)3
4) Cu(NO3)2
(52,50 % учащихся правильно выполнили задание)
74.Какой из продуктов горения поливинилхлорида является наиболее токсичным?
1) CO2
2) H2O
3) HCl
4) N2
(29,03 % учащихся правильно выполнили задание)
75.Азотную кислоту необходимо хранить в
1) стеклянных банках темного цвета
2) сосудах с медным покрытием
3) оцинкованных сосудах
4) стеклянных бесцветных банках
(53,57 % учащихся правильно выполнили задание)
76.В оцинкованном сосуде нельзя хранить раствор
1) Na2SO4 2) MgCl2 3) C2H5OH
4) CH3COOH
(46,88 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.34 Общие научные принципы химического производства (на примере
промышленного получения аммиака, серной кислоты, метанола). Природные
источники углеводородов, их переработка. Основные методы синтеза высокомолекулярных соединений (пластмасс, синтетических каучуков).
Пояснение. А34: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А34 успешно справились
37,93 % учащихся.
77.В производстве аммиака основным аппаратом является
1) колонна синтеза
2) поглотительная башня
3) сепаратор
4) теплообменник
(45,00 % учащихся правильно выполнили задание)
78.Основным аппаратом в производстве метанола является
1) ректификационная колонна
2) сепаратор
3) поглотительная башня
4) колонна синтеза
(29,03 % учащихся правильно выполнили задание)
79.Сырьем для производства метанола в промышленности служат
1) СH3Cl и NaOH
2) HCHO и SO2
3) CO и H2
4) HCOOH и NaOH
(27,59 % учащихся правильно выполнили задание)
80.В производстве NH3 и CH3OH основным аппаратом является
1) сепаратор
2) поглотительная башня
3) колонна синтеза
4) теплообменник
(46,43 % учащихся правильно выполнили задание)
81.В производстве серной кислоты для поглощения оксида серы (VI) используют
1) H2O
2) H2SO3 3) H2SO4(конц.) 4) H2SO4(разб.)
(28,13 % учащихся правильно выполнили задание)
Раздел 1.35 Тепловой эффект химической реакции. Расчеты теплового эффекта реакции.
Пояснение. А35: БУС, 2 мин., 1 балл. С заданиями А35 успешно справились
65,89 % учащихся.
82.При взаимодействии 10 г кальция с 9 г серы выделилось 120 кДж теплоты.
Теплота образования сульфида кальция равна
1) 240 кДж/моль 2) 480 кДж/моль 3) 360 кДж/моль 4) 600 кДж/моль
(57,50 % учащихся правильно выполнили задание)
83.Согласно термохимическому уравнению реакции
Mg + SiO2 = 2MgO + Si + 372 кДж
При получении 200 г оксида магния количество выделившейся теплоты будет равно
1) 1860 кДж
2) 465 кДж
3) 620 кДж
4) 930 кДж
(44,83 % учащихся правильно выполнили задание)
Примеры задач
1. Массовая доля соляной кислоты в растворе, полученном при растворении
11,2 л хлороводорода в 1 л воды, равна_________%.
2. Объем формальдегида (НУ), который потребуется для получения 1л 40%
раствора (ρ=1,11 г/мл), равен _________.
3. Чтобы в результате реакции образовался 9,5% раствор гидроксида лития,
к 100 г воды необходимо добавить оксид лития массой ___________г.
4. Массовая доля серной кислоты, полученной смешиванием 120 г 20% и 40
г 50% растворов этой же кислоты равна ________.
5. При кипячении 200 г 25% раствора аммиака 20 г этого вещества улетучилось. Массовая доля аммиака после кипячения в растворе равна
____________%.
6. Масса воды, которую нужно добавить к раствору гидроксида натрия массой 150 г с массовой долей 0,1, чтобы получить раствор с массовой долей
0,02, равна ___________.
7. Масса хлорида натрия, которую нужно подвергнуть взаимодействию с
конц. серной кислотой при нагревании, чтобы выделившегося хлороводорода хватило для получения 50 г 14,6% раствора соляной кислоты, равна
______. (Реакция)
8. Газообразный аммиак, выделившийся при кипячении 160 г 7%-ного раствора гидроксида калия с 9,0 г хлорида аммония, растворили в 75 г воды.
Определите массовую долю аммиака в полученном растворе.
9. Гидратацией 89,6 л (ну) ацетилена можно получить 20% раствор уксусного альдегида массой _________ г. (Реакция)
10.Образовавшийся при окислении 4 моль спирта формальдегид растворили
в 150 мл воды. Массовая доля формальдегида в растворе равна
_______%.(Реакция)
11.При растворении в 150 мл воды формальдегида, полученного окислением
4 моль метана, образуется раствор с массовой долей альдегида
__________ %.
12.Масса 10% раствора, который можно приготовить из азотной кислоты,
полученной при взаимодействии 2,02 кг нитрата калия с избытком серной
кислоты, равна _______ кг.
13.Объем уксусной кислоты (ρ = 1,07), который можно получить окислением
92 г этанола, равен __________ мл.
14.Массовая доля азотной кислоты в 1050 г раствора, необходимого для получения тринитрофенола при взаимодействии с 470 г фенола, равна
________%.
15.Какое количество (моль) продукта получится при пропускании 2,24 л (ну)
пропилена через 200 г 2% раствора брома в воде?
16.Масса соли, полученной при сливании 10 г 10% раствора муравьиной кислоты с 10 г раствора гидроксида натрия с такой же массовой долей, равна
______ г.
17.К 200 г 20% раствора гидроксида натрия прилили 200 г 20% раствора
азотной кислоты. Масса образовавшейся соли равна _____ г.
18.Масса сульфата натрия, полученного при сливании 200 г 6% раствора
гидроксида натрия с 50 г 19,6% раствора серной кислоты, равна _____ г.
19.Масса 10% раствора гидроксида натрия, необходимого для нейтрализации
196 г 10% раствора серной кислоты, равна _____ г.
20.Смешали 200 мл 5% раствора гидроксида натрия (пл. 1,05) и 100 мл 10%
раствора азотной кислоты (пл.1,07). Определите массовую долю нитрата
натрия в полученном растворе.
21.Какую массу стронция нужно растворить в 100 мл воды, чтобы получить
раствор с массовой долей гидроксида стронция 1%?
22.Какую массу бария нужно растворить в 1 л воды, чтобы получить раствор
с массовой долей гидроксида стронция 10%?
23.Рассчитайте массовую долю вещества в растворе, полученном при растворении 0,78 г калия в 100 мл воды.
24.Рассчитайте массовую долю (%) серной кислоты в растворе, полученном
после приливания к 14,5 г 10% раствора серной кислоты 200 г 1,04 раствора хлорида бария. %.
25.В какой массе раствора с массовой долей FeSO4 10% нужно растворить
200 г FeSO4*7H2O, чтобы получить раствор с массовой долей FeSO4 16%?
Демонстрационный вариант билета ЕГЭ
Инструкция по выполнению работы
На выполнение экзаменационной работы по химии дается 3 часа (180
минут). Работа состоит из 3 частей и включает 45 заданий.
Часть 1 включает 30 заданий (А1 – А30). К каждому заданию дается
4 варианта ответа, из которых только один правильный.
Часть 2 состоит из 10 заданий (В1 – В10), на которые надо дать краткий ответ в виде числа или последовательности букв. В этой части используются задания на установление соответствия, на выбор нескольких правильных ответов из числа предложенных, а также расчетные задачи.
Часть 3 содержит 5 самых сложных заданий по общей, неорганической
и органической химии. Задания C1 – C5 требуют полного (развернутого) ответа.
Часть 1
А1. Какую электронную конфигурацию имеет атом наиболее активного металла?
1) 1s22s22p1
2) 1s22s22p63s1
3) 1s22s2
4) 1s22s22p63s23p1
А2. B ряду:
Na  Mg  Al Si
1) увеличивается число энергетических уровней в атомах
2) усиливаются металлические свойства элементов
3) уменьшается высшая степень окисления элементов
4) ослабевают металлические свойства элементов
А3. В каком ряду записаны формулы веществ только с ковалентной полярной
связью?
1) Cl2, NH3, HCl
2) HBr, NO, Br2
3) H2S, H2O, S8
4) HI, H2O, PH3
А4. Высшую степень окисления марганец проявляет в соединении
1) KMnO4
2) MnO2
3) K2MnO4
4) MnSO4
А5. Молекулярную кристаллическую решетку имеет
1) CaF2
2) CO2
3) SiO2
4) AlF3
А6. Амфотерным и основным оксидами соответственно являются:
1) FeO и CaO
2) Al2O3 и K2O
3) CO2 и NO
4) Fe2O3 и CO
А7. В порядке уменьшения восстановительных свойств металлы расположены
в ряду:
1) Al, Zn, Fe
2) Al, Na, K
3) Fe, Zn, Mg
4) Fe, Zn, Al
А8. Верны ли следующие суждения о неметаллах?
А. Все неметаллы являются химически активными веществами.
Б. Все неметаллы обладают только окислительными свойствами.
1)
2)
3)
4)
верно только А
верно только Б
верны оба суждения
оба суждения неверны
А9. Химическая реакция возможна между
1) Cu и HCl
2) Fe и Na3PO4
3) Ag и Mg(NO3)2
4) Zn и FeCl2
А10. Оксид серы (VI) взаимодействует с каждым из двух веществ:
1) вода и соляная кислота
2) кислород и оксид магния
3) оксид кальция и гидроксид натрия
4) вода и медь
А11. Гидроксид натрия не реагирует с
1) Al(OH)3
2) ZnO
3) H2SO4
4) Ba(OH)2
А12. Хлорид железа (II) реагирует с каждым из двух веществ:
1) MgO и HCl
2) Zn и AgNO3
3) HNO3 и CO2
4) CaO и CO2
А13. В схеме превращений
 H2O
 CO2
Ca 
 X1 
 X2
веществами «X1», «X2» являются соответственно
1) Ca(OH)2, CaCO3
2) CaO, CaCO3
3) Ca(OH)2, CaO
4) Ca(OH)2, CaC2
А14. Сколько веществ изображено следующими формулами?
CH3
|
а) HО — CH — CH3
б) CH3 — C — CН2ОН
|
|
CH2 — СН3
H
в) CH3 — CH — СН2 — СН3
|
ОH
CH3
|
г) CH3 — CН — СH2
|
ОH
СH3
|
д) СН3 — C — CH2ОH
|
СH3
1) 5
2) 2
3) 3
4) 4
А15. Карбоксильную группу содержат молекулы
1) сложных эфиров
2) альдегидов
3) многоатомных спиртов
4) карбоновых кислот
А16. Число -связей в молекуле пропина равно
1) 1
2) 2
3) 3
4) 4
А17. Кислотные свойства наиболее выражены у
1) фенола
2) метанола
3) этанола
4) глицерина
А18. Реакция «серебряного зеркала» характерна для каждого из двух веществ:
1)
2)
3)
4)
глюкозы и формальдегида
глюкозы и глицерина
сахарозы и глицерина
сахарозы и формальдегида
А19. Реакциями замещения и присоединения соответственно являются
свет
1) CH4 + Cl2 
 и C2H2 + Cl2 

кат
2) СH3COONa + HCl 
 и C6H6 + Br2 


3) H2SO4 + Zn 
 и H2SO4 + CuO 

t
свет
4) C8H16 + H2 
 и C2H6 + Cl2 

А20. При обычных условиях с наименьшей скоростью происходит взаимодействие между
1) Fe и O2
2) Mg и HCl (10% р-р)
3) Cu и O2
4) Zn и HCl (10% р-р)
А21. Химическое равновесие в системе 2NO(г) + O2 (г)
смещается в сторону образования продукта реакции при
1) повышении давления
2) повышении температуры
3) понижении давления
4) применении катализатора
2NO2 (г) + Q
А22. Диссоциация по трем ступеням возможна в растворе
1) хлорида алюминия
2) нитрата алюминия
3) ортофосфата калия
4) ортофосфорной кислоты
А23. Сокращенное ионное уравнение реакции Al3+ + 3OH– = Al(OH)3
соответствует взаимодействию
1) хлорида алюминия с водой
2) алюминия с водой
3) хлорида алюминия со щелочью
4) алюминия со щелочью
А24. Окислительные свойства оксид серы (IV) проявляет в реакции
1) SO2 + NaOH = NaHSO3
2) SO2 + Br2 + 2H2O = H2SO4 + 2HBr
3) SO2 + 2H2S = 3S + 2H2O
4) 2SO2 + O2 = 2SO3
А25. Щелочную среду имеет раствор
1) Pb(NO3)2
2) NaNO3
3) NaCl
4) Na2CO3
А26. Превращение бутана в бутен относится к реакции
1) полимеризации
2) дегидрирования
3) дегидратации
4) изомеризации
А27. Взаимодействуют между собой
1) этанол и водород
2) уксусная кислота и хлор
3) фенол и оксид меди (II)
4) этиленгликоль и хлорид натрия
А28. Веществом, неядовитым для человека, является
1) N2
2) H2S
3) CO
4) Cl2
А29. Какой процесс в производстве серной кислоты осуществляется в контактном аппарате?
1) обжиг колчедана
2) поглощение SO3 концентрированной H2SO4
3) окисление SO2 до SO3
4) разбавление олеума
А30. В результате реакции, термохимическое уравнение которой
2AgNO3(тв) = 2Ag(тв) + 2NO2(г) + O2(г) – 317 кДж,
поглотилось 15,85 кДж теплоты. Масса выделившегося серебра равна
1) 1,08 г
2) 54 г
3) 5,4 г
4) 10,8 г
В1. Установите соответствие между названием вещества и классом (группой)
неорганических соединений, к которому оно принадлежит.
1)
2)
3)
4)
1
НАЗВАНИЕ ВЕЩЕСТВА
гидрокарбонат свинца (II)
серная кислота
соляная кислота
гидроксид бериллия
2
КЛАСС (ГРУППА) СОЕДИНЕНИЙ
А) бескислородная кислота
Б) щелочь
В)
Г) кислородсодержащая кислота
Д) амфотерный гидроксид
Е) кислая соль
3
4
В2. Установите соответствие между схемой окислительно-восстановительной
реакции и веществом, которое является в ней восстановителем.
СХЕМА РЕАКЦИИ
1) Si + C  SiC
2) NO2 + Mg  MgO + N2
3) SO2 + O2  SO3
ВОССТАНОВИТЕЛЬ
А) Si
Б) C
В) Mg
4) NO2 + SO2  SO3 + NO
Г) NO2
Д) SO2
Е) O2
1
3
2
4
В3. Установите соответствие между названием соли и типом гидролиза ее в
водном растворе.
1)
2)
3)
4)
НАЗВАНИЕ СОЛИ
сульфид алюминия
сульфид натрия
нитрат магния
сульфит калия
1
2
ТИП ГИДРОЛИЗА
А) по катиону
Б) по аниону
В) по катиону и аниону
3
4
В4.Установите соответствие между формулой вещества и продуктами электролиза его водного раствора
ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВ
1)
2)
3)
4)
1
А)
Б)
В)
Г)
Д)
Е)
CaCl2
Fe(NO3)3
K2SO4
FeCl3
2
3
ПРОДУКТЫ ЭЛЕКТРОЛИЗА
Ca, O2 , Cl2
Fe, H2, Cl2
K, H2, SO3
Fe, H2, O2
H2, Cl2
H2, O2
4
В5. Установите соответствие между формулой вещества и реагентами, с каждым из которых оно может взаимодействовать.
1)
2)
3)
4)
1
ФОРМУЛА ВЕЩЕСТВА
C2H5OH
C6H5OH
C2H5CHO
C2H5COOH
2
А)
Б)
В)
Г)
Д)
Е)
3
РЕАГЕНТЫ
NaOH, HNO3, FeCl3
Cu(OH)2, NaCl, Ag
Na, H2SO4 (конц.), HCl
CuO, Na2CO3, Cl2
O2, CH3OH, [Ag(NH3)2]OH
HCl, Cu, SO3
4
В6. И серная кислота и гидроксид бария способны реагировать с
А)
Б)
В)
Г)
Д)
Е)
гидроксидом калия
гидроксидом алюминия
цинком
водородом
оксидом меди (II)
силикатом натрия
Ответ: ________________ .
(Запишите соответствующие буквы в алфавитном порядке.)
В7.Для ацетилена характерны:
А)
Б)
В)
Г)
Д)
Е)
sp2- гибридизация атомов углерода в молекуле
наличие в молекуле 3σ - и 2π-связей
высокая растворимость в воде
реакция полимеризации
взаимодействие с оксидом меди (II)
взаимодействие с аммиачным раствором оксида серебра (I)
Ответ: ________________ .
(Запишите соответствующие буквы в алфавитном порядке.)
В8. Диметиламин взаимодействует с
А) гидроксидом бария
Б) кислородом
В) азотной кислотой
Г) пропаном
Д) уксусной кислотой
Е) водородом
Ответ: ________________ .
(Запишите соответствующие буквы в алфавитном порядке.)
В9. Масса соли, которая вводится в организм при вливании 353 г физиологического раствора, содержащего 0,85% по массе поваренной соли, равна
_______ г. (Запишите число с точностью до целых.)
В10. Объем воздуха (н.у.), необходимый для сжигания 32 л (н.у.) угарного
газа, равен ________ л. (Запишите число с точностью до целых.)
С1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:
P + HNO3  NO2 + … .
Определите окислитель и восстановитель.
С2. Даны водные растворы: хлорида железа (III), иодида натрия, бихромата
натрия, серной кислоты и гидроксида цезия.
Приведите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами.
С3. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
следующие превращения:
 H2O
t
KMnO4 +H2O
Al4C3 
Х1 
 Х2  этаналь 
 Х3  Х1.
С4. Оксид серы (VI) массой 8 г растворили в 110 г 8%-ной серной кислоты.
Какая соль и в каком количестве образуется, если к полученному раствору
добавить 10,6 г гидроксида калия?
С5. При взаимодействии 11,6 г предельного альдегида с избытком гидроксида меди (II) при нагревании образовался осадок массой 28,8 г. Выведите молекулярную формулу альдегида.
Правильные ответы
№ задания
А1
А2
А3
А4
А5
А6
А7
А8
А9
А10
Ответ
2
4
4
1
2
2
1
4
4
3
№ задания
А11
А12
А13
А14
А15
А16
А17
А18
А19
А20
Ответ
4
2
1
3
4
2
1
1
1
3
ЧАСТЬ 2
№
В1
В2
В3
В4
В5
В6
В7
В8
В9
В10
Ответ
ЕГАД
АВДД
ВБАБ
ДГЕБ
ВАДГ
БВД
БГЕ
БВДЕ
3
80<или>76
ЧАСТЬ 3
№ задания
А21
А22
А23
А24
А25
А26
А27
А28
А29
А30
Ответ
1
4
3
3
4
2
2
1
3
4
За выполнение заданий С1, С5 ставится от 0 до 3 баллов;
за задания С2, С4 – от 0 до 4 баллов; за задание С3 – от 0 до 5 баллов.
С1. Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции:
P + HNO3  NO2 + … .
Определите окислитель и восстановитель.
Ответ:
Содержание верного ответа и указания по оцениванию
(допускаются иные формулировки ответа, не искажающие его смысла)
Элементы ответа:
1) Составлен электронный баланс:
1 P0 – 5ē → P+5
5 N+5 + ē → N+4
2) Расставлены коэффициенты в уравнении реакции:
P + 5HNO3 = H3PO4 + 5NO2 + Н2О
3) Указано, что фосфор в степени окисления 0 является восстановителем, а азот в степени окисления + 5 (или азотная кислота за счет
азота в степени окисления + 5) – окислителем.
Ответ правильный и полный, включает все названные выше элементы
В ответе допущена ошибка только в одном из элементов
В ответе допущены ошибки в двух элементах
Все элементы ответа записаны неверно
Максимальный балл
Баллы
3
2
1
0
3
С2. Даны водные растворы: хлорида железа (III), иодида натрия, бихромата
натрия, серной кислоты и гидроксида цезия.
Приведите уравнения четырех возможных реакций между этими веществами.
Ответ:
Содержание верного ответа и указания по оцениванию
Бал(допускаются иные формулировки ответа, не искажающие его смыс- лы
ла)
Элементы ответа:
Приведены четыре уравнения возможных реакций с участием указанных веществ:
1) 2FeCl3 + 2NaI = 2NaCl + 2FeCl2 + I2
2) FeCl3 + 3CsOH = Fe(OH)3 + 3CsCl
3) H2SO4 + 2CsOH = Cs2SO4 + 2H2O
4) Na2Cr2O7 + 2СsOH = Na2CrO4 + Cs2CrO4 + Н2O
Ответ правильный и полный, включает все названные выше элемен- 4
ты
Правильно записаны 3 уравнения реакций
Правильно записаны 2 уравнения реакций
Правильно записано одно уравнение реакции
Все элементы ответа записаны неверно
Максимальный балл
3
2
1
0
4
С3. Напишите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить
следующие превращения:
 H2O
t
KMnO4 +H2O
Al4C3 
Х1 
 Х2  этаналь 
 Х3  Х1.
Ответ:
Содержание верного ответа и указания по оцениванию
Баллы
(допускаются иные формулировки ответа, не искажающие его смысла)
Элементы ответа:
Составлены уравнения реакций, соответствующие схеме превращений:
1) Al4C3 + 12H2O  4Al(OH)3 + 3CH4
2) 2СH4  C2H2 + 3H2
2+
Hg
3) C2H2 + H2О 
 СH3CHO
4) 3СH3CHO + 2KMnO4  2СH3COOK + СH3COOH + 2MnO2 + H2O
t
5) СH3COOK + KOH 
 CH4 + K2CO3
Ответ правильный и полный, включает все названные выше элементы
Правильно записаны 4 уравнения реакций
Правильно записаны 3 уравнения реакций
Правильно записаны 2 уравнения реакций
Правильно записано 1 уравнение реакции
Все элементы ответа записаны неверно
Максимальный балл
5
4
3
2
1
0
5
С4. Оксид серы (VI) массой 8 г растворили в 110 г 8%-ной серной кислоты.
Какая соль и в каком количестве образуется, если к полученному раствору
добавить 10,6 г гидроксида калия?
Ответ:
Содержание верного ответа и указания по оцениванию
Баллы
(допускаются иные формулировки ответа, не искажающие его смысла)
Элементы ответа:
1) Записано уравнение реакции:
SO3 + H2O = Н2SО4
2) Рассчитано количество вещества образовавшейся серной кислоты:
n(SО3) = 8/80 = 0,1 моль,
n(Н2SО4) = n(SО3) = 0,1 моль
3) Определено соотношение количества вещества взятой щелочи и
суммарного числа моль кислоты, находящейся в полученном растворе:
n(КOH) = 10,6/56 = 0,19 моль
n(Н2SО4) = 110∙0,08/98 + 0,1 = 0,19 моль
Количества веществ кислоты и щелочи относятся как 1 : 1, значит
при их взаимодействии образуется кислая соль.
4) Составлено уравнение реакции и определено число моль соли:
Н2SО4 + КOH = КНSО4 + H2O,
n(Н2SО4) = n(КOH) = n(КНSО4) = 0,19 моль.
Ответ правильный и полный, включает все названные выше элементы
В ответе допущены ошибки только в 4-м элементе
В ответе допущены ошибки в 3-м и в 4-м элементах
В ответе допущена ошибка в одном из первых двух элементов, которая повлекла ошибки в последующих вычислениях (элементы
3-й и 4-й)
Все элементы ответа записаны неверно
Максимальный балл
4
3
2
1
0
4
С5.При взаимодействии 11,6 г предельного альдегида с избытком гидроксида
меди (II) при нагревании образовался осадок массой 28,8 г. Выведите молекулярную формулу альдегида.
Ответ:
Содержание верного ответа и указания по оцениванию
(допускаются иные формулировки ответа, не искажающие его смысла)
Баллы
Элементы ответа:
1) Записано уравнение реакции в общем виде и найдено количество вещества
альдегида:
Cn H2n+1CHO + 2Cu(OH)2 = Cn H2n+1COOH + Cu2O + 2H2O
28,8
n(Cn H2n 1CHO)  n(Cu 2O) 
 0,2 (моль)
144
2) Рассчитана молярная масса альдегида:
11,6
M(Cn H2n 1CHO) 
 58 (г/моль)
0,2
3) Определено число атомов углерода в молекуле альдегида и установлена
его формула:
M(Cn H2n 1CHO)  12n  2n  1  12  1  16  14n  30
14n + 30 = 58
n=2
C2H5CHO
Ответ правильный и полный, включает все названные выше элементы 3
Правильно записаны первый и второй элементы ответа
2
Правильно записан первый или второй элементы ответа
1
Все элементы ответа записаны неверно
0
Максимальный балл
3
Демонстрационный билет межвузовской олимпиады
ХИМИЯ
1. Запишите полные и краткие электронные формулы бора и марганца.
2. Определите степени окисления элементов и заряды ионов в следующих
соединениях:
1) K2Cr2O7; 2) Ca(OCl)2; 3) CaOCl2; 4) BaHPO4; 5) NH4NO3; 6) V2O5; 7) VOSO4.
3. Перечислите классы соединений представленные в молекуле вещества:
OC2H5
O
C
H3CO
O-CH 2-CH 2-N(C 2H5)2
4. В трех пронумерованных сосудах без надписей находятся ацетальдегид,
гексин-1 и толуол. С помощью какого одного реактива можно различить
эти соединения? Укажите признаки протекания реакций.
Общая сумма оценки заданий №№ 1 - 4 – 20 баллов
5. По термохимическому уравнению S(к) + O2 = SO2; Н= - 296,2 кДж рассчитайте:
1) сколько литров кислорода (н.у.) вступает в реакцию, если при этом выделяется 59,4 кДж теплоты;
2) сколько граммов серы сгорело, если известно, что выделилось 594 кДж
теплоты.
3) сколько теплоты выделяется при сжигании 64 кг серы?
6. Закончите молекулярные и напишите ионные уравнения реакций:
NH4Cl + Ca(OH)2 
Na3PO4 + H2O 
CH3COONa + HCl 
Al(OH)3 + H2SO4 
Al(OH)3 + NaOH 
7. Составьте уравнения химических реакций, позволяющих осуществить
следующие превращения. Укажите условия протекания реакций.
NH4Cl  NH3  NH4NO2  N2  NO  NO2  HNO3  AgNO3  NO2
8. Напишите уравнения реакций, при помощи которых можно осуществить
следующие превращения и назовите вещества, участвующие в реакциях:
CH 3Br, AlBr 3
A
KMnO4
t
0
B
Cl 2, FeCl 3
C
CH3OH, H2SO4
t0
D
Общая сумма оценки заданий №№ 5 - 8 – 40 баллов
9. Железо массой 11,2 г сплавили с серой массой 6,4 г. К полученному продукту добавили избыток соляной кислоты. Выделившийся газ пропустили
через раствор массой 200 г с массовой долей хлорида меди (П) 15 %. Какая масса осадка образовалась?
10.При гидрировании бутадиена -1,3 массой 8,1 г получили смесь бутана и
бутена-1. При пропускании этой смеси через раствор брома образовался
1,2-дибромбутан массой 10,8 г. Определите массовые доли углеводородов
в полученной смеси.
Общая сумма оценки заданий №№ 9 – 10 – 40 баллов
Учебное издание
Химия
Системный курс
для поступающих в ВУЗ
Составитель: Елена Михайловна Князева
Подписано к печати 16.01.2010
Формат 60х84/16. Бумага №1.
Гарнитура «Таймс». Печать трафаретная.
Уч.- изд. л. 6.