Константинова И.В. - Универсальный школьный справочник. Химия. 8-11 классы. Справочник в таблицах, 2019. - 65 с
advertisement
УНИВЕРСАЛЬНЫЙ ШКОЛЬНЫЙ СПРАВОЧНИК УНИВЕРСАЛЬНЫЙ школьный СПРАВОЧНИК Вы хотите научиться решать задачи по химии? Быстро и эффективно повторить свойства групп химических элементов, их соединения, закономерности протекания химических реакций? Успешно подготовиться к контрольным и проверочным работам, экзамену? Универсальный школьный справочник по химии поможет вам освоить или повторить любую тему школьного курса. Компактное изложение теоретического материала в виде таблиц, схем способствует более легкому усвоению и запоминанию различных веществ и их свойств, химических реакций, групп металлов, неметаллов и их соединений, закономерностей протекания химических реакций. Справочник в таблицах - удобный формат при подготовке к итоговым экзаменам. Учись учиться - в жизни пригодится! Справочник в таблицах - простой и эффективный способ повысить свою химическую грамотность с минимальными временными затратами. Справочник в таблицах - лучший спутник в путешествии для тех, кто хочет совершенствовать свои знания в области химии. Знать химию - модно! САЙТ www.uchitel-izd.ru Издательство «Учитель» УНИВЕРСАЛЬНЫЙ ШКОЛЬНЫЙ СПРАВОЧНИК химия 8-11 классы СПРАВОЧНИК В ТАБЛИЦАХ Волгоград УДК 372.016:54*08/11 ББК 74.262.4 У59 Консультант И. В. Константинова Универсальный школьный справочник. Химия. 8-11 классы. У59 Справочник в таблицах / авт. кол. издательства «Учитель».Волгоград : Учитель. - 63 с. ISBN 978-5-7057-5500-4 Справочник представляет компактное изложение теоретического материала в виде таблиц и схем по основным разделам школьного курса химии. Такое нагляд­ но-иллюстративное изложение материала поможет обучающимся быстро и эффек­ тивно систематизировать имеющиеся знания, повторить темы школьного курса и подготовиться к итоговой аттестации или иным проверочным работам, требу­ ющим знания химии. Пособие предназначено как обучающимся старших классов школ, лицеев и гимназий, так и студентам университетов. Значительную помощь пособие окажет и тем, кто хочет изучать химию самостоятельно. УДК 372.016:54*08/11 ББК 74.262.4 ISBN 978-5-7057-5500-4 © Коллектив авторов, составление © Издательство «Учитель» © Оформление. Издательство «Учитель» ВВЕДЕНИЕ Материалы данного пособия подготовлены с учетом тре­ бований ФГОС для учащихся основной и средней школы, изложены в краткой, лаконичной форме, что позволяет обу­ чающемуся легко разобраться в основах химии, систематизи­ ровать имеющиеся знания. Быстро найти необходимый материал помогут четкая структура пособия, правильная последовательность располо­ жения представленного материала. Благодаря изложению материала в форме схем и таблиц учащиеся смогут освоить большой объем информации. Теоретический материал сопровождается примерами, необ­ ходимыми для освоения базовых знаний. Наличие в пособии Периодической системы, таблицы рас­ творимости кислот, солей и оснований, таблицы относительных молекулярных масс некоторых неорганических соединений, электрохимического ряда напряжений металлов облегчит по­ иск материала при решении задач и подготовке к государ­ ственной итоговой аттестации. 3 РАСТВОРИМОСТЬ кислот, Кати Анионы 1Г ОН Na+ nh4+ Ва2+ Са2+ Mg2+ А13+ Li+ К* Р Р Р Р Р м н н F" Р М Р Р Р М и и м СГ Р Р Р Р Р Р р р р Вт Р Р Р Р Р Р р р р Г Р Р Р Р Р Р р р р S2- Р Р Р Р Р — — — — SOj2- Р Р Р Р Р и и м 2 SO42 Р Р Р Р Р и м р Р NO3 Р Р Р Р Р р р р Р NO2“ Р Р Р Р Р р р р 2 роЛ Р Н Р Р — и н и И СОз2 Р Р Р Р р н н и 2 СНзСОО" Р Р Р Р р р р р — SiO32~ И И Р Р ? и и и 2 Условные обозначения: «Р» - растворяется; «М» - мало растворяется; «Н» - не растворяется; о существовании соединений Электрохимический ряд Li, К, Ba, Са, Na, Mg, Al, Мп, Zn, 6 СОЛЕЙ И ОСНОВАНИЙ В ВОДЕ оны Zn2+ Fe2+ Fe3+ Cu2+ Ag+ Sr2* H H H H — M H H H — P H H P p H H P H — P P p P H p p P M p P P p P H p p P M M P P 7 P H p 7 P M M H H — H H p H H H H M H 7 7 H H — 7 H H P P P P M H p P H — P P P P p p p P p p 9 7 7 7 M p 7 7 7 7 H H H H H H H H H H H H — H H H H H H 9 p p — P p p P P p p H H 7 7 7 H 7 H Cr3+ Mn2+ Pb2+ Hg2+ H 7 «-» - в водной среде разлагается; «?» - нет достоверных сведений напряжений металлов Cr, Fe, Со, Sn, Pb, Н, Си, Hg, Ag, Au 7 ОТНОСИТЕЛЬНЫЕ МОЛЕКУЛЯРНЫЕ МАССЫ Кати Анионы Н+ nh4+ Na+ К* Ва2+ Са2+ Mg2+ аГ Zn2+ О2 18 — 62 94 153 56 40 102 81 ОН" 18 35 40 56 171 74 58 78 93 ст 36,5 53,5 58,5 74,5 208 111 95 133,5 136 Вт" 81 98 103 119 297 200 184 267 225 г 128 145 150 166 391 294 278 408 319 F" 20 37 42 58 175 78 62 84 103 NO3" 63 80 85 101 261 164 148 213 189 S2" 34 68 78 110 169 72 56 150 97 SO?" 82 116 126 158 217 120 104 294 145 SO42’ 98 132 142 174 233 136 120 342 161 СОз2" 62 96 106 138 197 100 84 234 125 SiO32" 78 112 122 154 213 116 100 282 141 РОЛ 98 149 164 212 601 310 262 122 385 Ряд электроотрицательности неметаллов Н, Si, As, Р, Se, С, 8 НЕКОТОРЫХ НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ оны Fe2+ Fe3+ Cu2+ Ag+ Li+ Sr2* 72 160 80 232 30 104 152 71 223 217 90 107 98 125 24 122 103 89 241 235 127 162,5 135 143,5 42,5 159 158,5 126 278 272 216 296 224 188 87 167 292 215 367 361 310 437 318 235 134 342 433 309 461 455 94 ИЗ 102 127 26 126 109 93 245 239 180 242 188 170 69 212 238 179 331 325 88 208 96 248 46 120 200 87 239 233 136 352 144 296 94 168 344 135 287 281 152 400 160 312 78 184 392 151 303 297 116 292 124 276 74 148 284 115 267 261 132 340 140 292 90 164 332 131 283 277 358 151 382 419 116 454 147 355 811 793 (в порядке увеличения свойства) S, I, Br, Cl, N, О, F 9 Cr3* Mn2* Pb2+ Hg2+ ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЙ РЯД НАПРЯЖЕНИЙ МЕТАЛЛОВ восстановительные свойства ослабевают ------------------------------------- Li К Са Na Mg Li+ к+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Ni Sn Pb Fe H2 Cu Ni2+ Sn2+ Pb2+ Fe3+ H+ Cu2+ Ag+ Al Mn Zn Cr Fe Mn2+ Cr2+ Zn2+ Cr3+ Fe2+ Ag Pt Au Cr Hg Hg2+ Pt2+ Au3+ <-----------------------------------------------окислительные свойства ослабевают ЗНАЧЕНИЯ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТИ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ ПО ПОЛИНГУ H 2,20 1,57 В 2,04 C 2,55 N 3,04 О 3,44 F Mg 1,31 Al 1,61 Si 1,90 P 2,19 S 2,58 Cl 3,16 Ca 1,00 Ga 1,81 Ge 2,01 As 2,18 Se 2,55 Br 2,96 Rb 0,82 Sr 0,95 In 1,78 Sn 1,96 Sb 2,05 Те 2,10 Cs 0,79 Ba 0,89 Ti 2,04 Pb 2,33 Bi Li 0,98 Be Na 0,93 К 0,82 I 3,98 2,66 2,02 К Ba Na Li Ca Mg Al Si В P 0,82 0,89 0,93 0,98 1,00 1,31 1,61 1,90 2,04 2,19 H C S I Br N Cl 0 F 2,20 2,55 2,58 2,66 2,96 3,04 3,16 3,44 3,98 Электроотрицательность увеличивается 10 ПРОСТЫ Е НЕОРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА Металлы Неметаллы Na N2 Mg С Са Р ОКСИДЫ Амфотерные оксиды Кислотные оксиды Na2O ВеО n2o5 MgO ZnO СО2 СаО А12О3 р2о5 СгО Сг2О3 СгО3 Основные оксиды СЛОЖ НЫ Е ГИДРОКСИДЫ Основания Амфотерные гидроксиды Кислоты NaOH Ве(ОН)2 HNO3 Mg(OH)2 Zn(OH)2 Н2СО3 Са(ОН)2 А1(ОН)3 Н3РО4 СОЛИ Основные соли Средние (нормальные) Кислые соли соли Mg(OH)Cl MgCl2 NaHCO3 (CuOH)2CO3 Na2CO3 Са(Н2РО4)2 CuSO4 11 Взаимодействие неорганических веществ Неорганиче­ ские вещества Н2О Металл Основный оксид Осно­ вание Соль н2о — 2 3 4 5; 21 Неметалл 6* 7 8* 9* 10 Кислотный 11 12* 13 14 15* 16 17 18 19 20 21; 5 22 — 24 25 26 27 оксид Кислота Соль 1 2 - - Вода взаимодействует: 2Na + 2НОН = 2NaOH + Н2Т а) с активными металлами (при обычных условиях); б) с металлами средней ак­ Zn + Н2О —ZnO + Н2Т тивности (при нагревании); Си + Н2О * в) с неактивными металла­ ми вода не взаимодействует 3 Вода взаимодействует СаО + Н2О = Са(ОН)2 с оксидами активных СиО + Н2О Ф т. к. Си(ОН)2- металлов, если при этом нерастворимое основание образуется растворимое основание (щелочь) 4 Ва(ОН)2 Щелочи в воде диссоци­ Ва2+ + 2ОН” ируют на катион металла и гидроксид-анион ОН” 5 Вода вступает в реакцию Na2CO3 + НОН обмена с некоторыми + NaOH СО32“ + НОН солями (гидролиз) 12 NaHCO3 + НСОз” + он Продолжение табл. Неметаллы взаимодей­ С12 + Н2О = НС1 + нею ствуют с водой (при этом образуются различные продукты) с + н2о(пар) 7 Неметаллы взаимодейст­ С12 + 2Na = 2NaCl вуют с металлами Неметаллы взаимодейству­ ют с оксидами металлов О2 + 2Mg = 2MgO 8* 6* 9* Неметаллы взаимодейству­ ют со щелочами н2Т + cot Н2 + CuO —Н2О + Си С + FeO —СО + Fe С12 + 2КОН = КС1 + КСЮ + + Н2О 2С12 + 4КОН —2КС1 + + 2КСЮ3 + 2Н2О 3S + 6КОН —K2SO3 + + 2K2S + ЗН2О 10 Неметаллы взаимодей­ ствуют с солями: а) более активные галогены вытесняют менее активные С12 + 2FeCl2 = 2FeCl3 галогены из растворов их солей; 11 б) другие случаи Кислотные оксиды с водой образуют кислоты (исклю­ чение SiO2) 12* С12 + 2KI = КС1 + 12 SO3 + Н2О = H2SO4 Р2О5 + ЗНЮ = 2Н3РО4 SiO2 + Н2О Ф СО2 + 2Mg = 2MgO + С Некоторые кислотные оксиды взаимодействуют с активными металлами СО2 + СаО = СаСОз SO2 + Na2O = Na2SO3 13 Кислотные оксиды взаи­ модействуют с основными 14 Кислотные оксиды взаи­ СО2 + Са(ОН)2 = СаСО3; + модействуют со щелочами + Н2О оксидами 13 Продолжение табл. 15* 16 Менее летучие оксиды SiO2 + СаСОз -Г"> CaSiO3 + при нагревании вытесняют из солей более летучие ок­ сиды + CO2f Кислоты в воде диссоци­ ируют на катион водоро­ да Н+ и анион кислотного H2SO4 (I ступень) HSO4” <=± н+ + остатка. (Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.) 17 18 19 20 Н+ + HSO4‘ so42~ (II ступень) H2SO4 = 2Н+ + SO42’ Кислоты взаимодействуют с металлами, стоящими до водорода (смотри элек­ трохимический ряд напря­ жений металлов). Исключе­ ние - H2SO4 (концентриро­ ванная), HNO3 - по другой схеме Кислоты взаимодействуют с основными оксидами, если при этом образуется растворимая соль Кислоты взаимодействуют с основаниями (реакция нейтрализации) Кислоты взаимодействуют с солями: а) в реакциях ионного обмена, если при этом обра­ зуется осадок или газ; H2SO4 + Zn = ZnSO4 + H2f 2H+ + Zn = Zn2+ + H2f б) сильные кислоты вы­ H2SO4(K) + NaCl(TB) —> тесняют из солей менее сильные кислоты —Na2SO4 + 2HC1J 14 H2SO4 + CuO = CuSO4 + H2O 2H+ + CuO = Cu2+ + H2O H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + + 2H2O H++OH=H2O H2SO4 + BaCl2 = BaSO4| + + 2HC1 SO42- + Ba2+ = BaSO4j, H2SO4 + Na2CO3 = Na2SO4 + + H2O + CO2f 2H+ + CO32- = H2O + CO2t Продолжение табл. 21 22 Некоторые соли вступают А1С13 + НОН в реакцию обмена с водой (гидролиз) + НС1 А13+ + НОН Более активные металлы Fe + CuCl2 = FeCl2 + Си А1ОНС12 + АЮН2' + Н+ вытесняют менее активные металлы из их солей (смот­ ри электрохимический ряд напряжений металлов) 23 24 25 — — Соли взаимодействуют CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + со щелочами в реакциях ионного обмена, если при этом образуется осадок или газ + Си(ОН)Д Cu2++ 2OH" = Cu(OH)2| Соли взаимодействуют с солями в реакциях ион­ Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + + 2NaCl SO42-+ Ba2+= BaSO4J, ного обмена, если при этом образуется осадок 26 Нерастворимые в воде ос­ нования при нагревании Cu(OH)2 —CuO + H2O разлагаются (щелочи тер­ мически устойчивы) 27 Некоторые соли при на­ гревании разлагаются: а) карбонаты (кроме карбо­ натов щелочных металлов); CaCO3 CaO + CO2f (CuOH)2CO3 —2CuO + + н2о + co2t б) все гидрокарбонаты; 2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + + CO2f в) соли аммония; NH4C1 —NH3t + HClf NH4NO3 —N2OT + 2H2O 15 Окончание табл. г) все нитраты; Ме левее Mg MeNO2 + O2f MeNO3 Me между Mg и Си * MeO + O2t+NO2T Me правее Си Me + O2f + NO2f д) другие соли 2КМпО4 —> K2MnO4 + MnO2 + O2f 2КС1О3 -■Мп°2 > 2КС1 + ЗО2Т CuSO4 ■ 5Н2О CuSO4 + 5Н2О 2CuSO4 —2CuO + 2SO2 + О2| ХИМИЯ МЕТАЛЛОВ I. Характеристика металлов как химических элементов. Me Исключение: Ge, Sn, Pb (4 е ); 1-3 е Sb, Bi (5 e~); Po (6 e~). Возможные степени окисления металлов: [0; +8] Me0 — ne = Me"'1 (окисление) вос-лъ Металли­ ческие свойства (восстано­ вительные) . в периодах ослабевают-. _________________ - так как заряды ядер атомов увеличиваются; - число валентных электро­ нов увеличивается; - радиусы атомов уменьша­ ются в группах усиливаются'. — так как заряды ядер атомов увеличиваются; - число валентных электронов не изменяется (равно номеру группы); — радиусы атомов увеличиваются 16 II. Характеристика металлов как простых веществ. III. Химические свойства металлов. простые вещества: неметаллы (С12, О2, S и др.) ”1” восстановитель Mg + С12 = MgCL 2Mg + О2 = 2MgO сложные вещества: вода 2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2 Zn + Н2О —£-» ZnO + Н2 Ag + H2O/ кислоты Mg + H2SO4 = MgSO4 + н2 Си + H2SO4 (р.р) Ф Си + 2H2SO4 (конц) ~ CuSO4 + Н2О + SO2 соли Mg + СиСЬ = MgCl2 + Си оксиды 3Mg + Cr2O3 —3MgO + 2Cr 2Mg + CO2 = 2MgO + C 17 IA ГРУППА (Li, Na, К, Rb, Cs, Fr) Строение атомов: ns[ Э...) 1 +3Li)) 2 1 +nNa))) Li• ls^ Na. 1 1ЛЛ/3? 2 8 1 +19 К )))) 2 8 8 1 1?2?2/3?3/4? TZ. IV. о Валентные возможно­ сти натрия: 1 I 3s1 +ii Na ... 3p° । Валентность равна I Возможные степени [0;+l] окисления: Простые вещества (физические свойства): серебристо-белые мягкие вещества (режутся ножом), с характерным блес ком на свежесрезанной поверхности; легкие, легкоплавкие Химическая связь: металлическая Кристаллическая решетка: металлическая 18 Соединения натрия +1 +nNa))) 2 8 0 +1 Na2O ---------------- > NaOH ----------------- * NaCl оксид натрия гидроксид натрия хлорид натрия Na2O + Н2О = 2NaOH Na2O + CO2 = Na2CO3 Na2O + 2HC1 = = 2NaCl + H2O Na2O - основный оксид Общие свойства оснований: Соли натрия, как и сам натрий, окра­ шивают пламя в желтый цвет Na+ + ОН (ще­ NaOH лочь) NaOH + НС1 = NaCl + Н2О ОН+Н+=Н2О NaOH + СО2 (изб) = NaHCO3 2NaOH + СО2 = Na2CO3 + + Н2О 2NaOH + CuSO4 = Na2SO4 + + Cu(OH)2 2OH + Cu2‘ = Cu(OH)2 0 +nNa))) 28 1 ВОС-ЛЬ 0 0 +1-1 2Na + Cl2 = 2NaCl вос-ль 0 ок-ль 0 вос-ль +1-1 2Na + H2 = 2NaH вос-ль ок-ль 0+1+1 0 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 ок-ль 0+1 +10 2Na + 2HC1 = 2NaCl + H2 вос-ль ок-ль 19 Строение атомов: Э...) 2 +12 Mg ) ) ) 2 8 2 +20 Са)))) 2 88 2 э• ns2 Mg• Са• 1?2?2р63? l?2?2/3s23p64? Металлические свойства усиливаются ПА ГРУППА (Be, Mg, Са, Sr, Ba, Ra) Валентные возможности кальция: 4р° 4? п Обычное состояние 4s1 +е у +20 Са ... t 4/г т Возбужденное состояние Возможные степени окисления: [0;+2] Простые вещества (физические свойства): легкие серебристо-белые металлы, стронций имеет золотистый оттенок. Он значительно тверже щелочных металлов, барий же по мягкости напо­ минает свинец. На воздухе при обыч­ ной температуре поверхность берил­ лия и магния покрывается прочной защитной оксидной пленкой Химическая связь: Кристаллическая металлическая решетка: металлическая 20 Соединения кальция +2 +2оСа)))) 2 8 8 0 +2 +2 V/Uvl оксид кальция СаО + Н2О = Са(ОН)2 СаО + СО2 = СаСОз СаО + 2НС1 = СаС12+ + Н2О СаО - основный оксид +2 * СаС12 ca(uii)2 гидроксид кальция хлорид кальция Общие свойства оснований: Качественная реакция на ион Са2+: Са(ОН)2^Са+ + 2ОН" (ще­ лочь) Са(ОН)2 + 2НС1 = СаС12 + + 2Н2О ОН+Н+=Н2О Са(ОН)2 + СО2 = СаСО3 + Н2О Са(ОН)2 + C11SO4 = CaSO4 + + Си(ОН)2 2ОН +Cu2+=Cu(OH)2 0 +2оСа)))) 2 8 82 ВОС-ЛЬ 0 +2 -1 0+1 0 +2 Са + С12 = СаС12 Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2 вос-ль ок-ль вос-ль 0 0 +2-1 ок-ль 0+1+2 0 Са + Н2 = СаН2 Са + 2НС1 = СаС12 + Н2 вос-ль ок-ль вос-ль ок-ль 21 = СаСО3 Ф Образуется белый осадок Са(ОН)2 + 2СО2 (изб) = = Са(НСО3)2 0 Са2++СО2’= ША ГРУППА (В, Al, Ga, In, Tl) Строение атомов: . 'А • Э...) ns2np 3 з о l?2522p‘ +5В)) <и sr S 2 3 +13 1522.v22p63.s-23p1 Ab А1))) 2 8 3 са s Ё оCQ § Валентные возможности алюминия: 3? +13 Al... Зр1 +E П Обычное состояние з№ +E +13 Al ... Возбужденное состояние Возможные степени окисления: [0; +3] Простое вещество (физические свойства): серебристо-белый легкий металл. Плавится при 660 °C. Очень пласти­ чен, легко вытягивается в проволоку и прокатывается в тонкую фольгу. Об­ ладает очень большой электрической проводимостью и теплопроводностью Химическая связь: Кристаллическая металлическая решетка: металлическая 22 Соединения алюминия +3 ™A1;W +3 А1С1з +3 А120з ---------- * А1(ОН)з — оксид алюминия гидроксид алюминия А12О3 + Н2О# А120з + 6НС1 = = 2А1С13 + ЗН2О А12О3 + + 2NaOH —A_>2NaA102 + + Н2О А12О3 - амфотер­ ный оксид хлорид алюминия +3 +3 NaAlO2; Na[Al(OH)4] А1(ОН)3 + ЗНС1 = А1С13 + + ЗН2О А1(ОН)3 + ЗН+ = А13+ + + ЗН2О А1(ОН)3 + NaOH = = Na[Al(OH)4] А1(ОН)3 + ОН = [А1(ОН)4Г А1(ОН)3 -амфотерный гидроксид метаалюминат натрия; тетрагидроксоалюминат натрия Качественная реакция на ион А13+: А13+ + ЗОН' =А1(ОН)3“ Образуется белый сту­ денистый осадок, рас­ творяющийся в избытке щелочи 2А1(ОН)3 -С-> А12О3 + + ЗН2О 0 +1з AI))) 2 8 3 ВОС-ЛЬ 0 0 +3-1 0 0+1+3 2А1 + ЗС12 = 2А1С13 2А1 + 6Н2О = 2А1(ОН)з + ЗН2 вос-ль вос-ль ок-ль 0 +1 0 ок-ль 0 +3-2 4А1 + ЗО2 = 2А12О3 вос-ль 0 ок-ль 0+3-2 2A1 + 3S = A12S3 ВОС-ЛЬ вос-ль ок-ль +3 0 Al + H2SO4 (конц) Ф Al + HNO3 (конц) # 23 0 ок-ль 0+3+3 0 2А1 + Fe2O3 = А12О3 + 2Fe вос-ль ок-ль +3 2А1 + ЗСиС12=2А1С13 + ЗСи вос-ль = 2Na[Al(OH)4] + ЗН2 0 ок-ль 0+2 2А1 + 6Н2О + 2NaOH = вос-ль 0+1+3 2А1 + 6НС1 = 2А1С13 + ЗН2 ок-ль ЖЕЛЕЗО - ПРЕДСТАВИТЕЛЬ VIIIB ГРУППЫ Строение 1?2?2р63?3р63^64? +26 Fe ) ) ) ) 2 атома: 8 14 2 — Валентные возможности железа: 4? 3d6 +26 Fe... т Т Т! Возможные степени t т 4р° Т! [0;+6] окисления: Простое вещество серебристо-белый блестящий металл (физические свойства): с температурой плавления 1539 °C. Очень пластичный, легко куется, штампуется и прокатывается. Желе­ зо обладает способностью намагни­ чиваться и размагничиваться Химическая связь: металлическая Кристаллическая решетка: металлическая Соединения железа +6 +26 Ее)))) 2 8 10 0 ОК-ЛЬ +6 1г C<Jj| оксид железа (VI) (не существует) +6 > 11121’ e<J4| «железная кислота» (не существует) > K2FeO4 феррат (VI) калия 2K2FeO4 + 16НС1 = ок-ль вос-ль = 2FeCl3 + ЗС12 + + 4КС1 + 8Н2О 24 Продолжение табл. +3 +26 Ге)))) 2 813 0 OK-ЛЬ, ВОС-ЛЬ +3 FeCI3 хлорид железа (III) +3 РегОз Fe(OH)3 — оксид железа (III) гидроксид +3 NaFeCh; железа (III) +3 Na3[Fe(OH)6] диоксоферрат (III) натрия; гексагидроксоферрат (Ш) натрия Fe2O3 + 6НС1 = Fe(OH)3 + 3H(21 = = FeCl3 + 3H2( ) Качественные реакции на ион Fe3": = 2FeCl3 + ЗН2О Fe(OH)3 +3H Fe3++3OH =Fe(OH)3i Fe2O3 + 2NaOH — = Fe3++3H2O Fe2O3 + Н2О ф FeCl3 + 3KSCN = '° > 2NaFeO2 + H2O = Fe(SCN)3 + 3KC1 Fe2O3 - амфотерный темно-красный оксид Fe2O3 + ЗСО = OK-ЛЬ ВОС-ЛЬ = 2Fe + 3CO2 Fe2O3 + 3KNO3 + ВОС-ЛЬ ок-ль бурый Fe(OH)3 -ом jjomepный гидрокси 2Fe(OH)3 — —> Fe2O3 + 3H2O + 4K0H—^->K2FeO4 + + 3KNO2 + H2O 25 Окончание табл. +2 +2бРе)))) 2 8 14 0 OK-ЛЬ, вос-ль +2 +2 гео +2 * i'e(Oiij2 оксид железа (II) FeO + Н2О ± FeO + 2НС1 = FeCl2 + + Н2О FeO + 2NaOH # FeO - основный оксид * гидроксид железа (II) Fe(OH)2 + 2HC1 = = FeCl2 + 2H2O Fe(OH)2 + 2H+ = Fe2+ + FeCl2 хлорид железа (II) Качественные реакции на ион Fe2+: Fe2++2OFF=Fe(OH)2 i темно-зеленый + 2H2O Ионы Fe2+ с красной Fe(OH)2 + NaOH + Fe(OH)2 - основный гидроксид Fe(OH)2 —FeO + + H2O 4Fe(OH)2 + 2H2O + O2 = = 4Fe(OH)3 кровяной солью обра­ зуют темно-синий осадок 0 +26Fe)))) 2 8 14 2 ВОС-ЛЬ 0 0 +3-1 2Fe + 3C12 = 2FeCl3 вос-ль 0 вос-ль ок-ль 0 ок-ль 0 0+2+2 0 Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu 4Fe + 3O2 = вос-ль 0+1+2 Fe + 2HC1 = FeCl2 + H2 вос-ль ок-ль +2 +3 = Fe3O4 (FeO ■ Fe2O3) ок-ль J- 4TJ О Зг С 1 4112О(пар) t<3 \ г° J.TJ железная окалина 0 0+2-2 Fe + S = FeS вос-ль ок-ль 26 > Fe + NaOH/ Fe + H2SO4 (конц) / Fe + HNO3 (конц) ХИМИЯ НЕМЕТАЛЛОВ I. Характеристика неметаллов как химических элементов. •••) Исключение: 4-8 ё Н(1е~); Не(2е“);В(3 е"). НеМе0 - пе = НеМе ” (восстанов­ Исключение: благород­ ок-ль ление) ные (инертные) газы. НеМе0 - пе = НеМе+" (окисление) Исключение: фтор. вос-ль Возможные степени окисления неметаллов: Неметалличе­ ские свойства (окислительные) [ -4; +8] - так как заряды ядер атомов увеличиваются; - число валентных электронов увеличивается; - радиусы атомов уменьшаются в группах ослабевают: - так как заряды ядер атомов увеличиваются; - число валентных электронов не изменяется (равно номеру группы); , - радиусы атомов увеличиваются в периодах усиливаются: II. Характеристика неметаллов как простых веществ. Молекулы простых веществ неметаллов многоатомные: Н2, N2, О2, О3 и т. д. (исключение - благородные (инертные) газы Не, Ne, Аг, Кг, Хе, Rn). Молекулы образованы ковалентной неполярной связью. 1 Типы кристаллических решеток Атомные 3 Молекулярные 2 Физи­ При обычных условиях газы, Твердые, нелетучие ческие летучие жидкости или летучие вещества. Облада- 27 Окончание табл. 1 свойства веществ Примеры веществ 2 3 твердые вещества. Обладают ют высокими тем­ низкими температурами плав­ пературами плавле­ ления и кипения. Многие об­ ладают запахом ния и кипения О2, Вг2,12 и др. С (алмаз), С (гра­ фит), кремний и др. III. Химические свойства неметаллов. простые вещества: НеМе + окислитель металлы Cl2 + Mg = MgCl2 неметаллы (с меньшей ЭО) С12 + Н2 = 2НС1 сложные вещества: ОКСИДЫ O2 + 2SO2 = 2SO3 кислоты О2 + 2H2SO3 = 2H2SO4 основания О2 + 4Fe(OH)2 + 2Н2О = 4Fe(OH)3 соли Cl2 + 2NaI = 2NaCl +12 Cl2 + 2FeCl2 = 2FeCl3 простые вещества: 4Р + 5О2 = 2Р2О5 неметаллы (с большей ЭО) НеМе + восстановитель сложные вещества: оксиды металлов Н2 + СиО = Н2О + Си КИСЛОТЫ- С + 4HNO3 (КОНП) = 2Н2О + СО2 + + 4NO2 окислители НеМе 0 +1 -1 С12 + Н2О = НС1О + НС1 реакция диспропорционирования окислитель, восстановитель 28 VIIА ГРУППА (F, Cl, Br, I, At) Строение атомов: ns2np5 ” Э...) 7 +>F)) F 2 7 § ls22s22p5 I о 1?2?2р63?3р5 H-17CI))) Cl 2 8 7 О д Валентные возможности фтора: 2р5 Т! 2s2 +9F ... Ш u Валентность равна I Валентные возможности хлора: +17 Cl ... 7Г 3d0 3/ 3? U Валентность равна I Обычное состояние +17 Cl*... ~U 3d1 3/ 3s2 п т Валентность равна III Возбужденное состояние +17 cf... гц 3d2 Зр2 3? t т т Т Валентность равна V Возбужденное состояние 3s1 3d +17 сГ... Возбужденное состояние Возможные степени окисления: Валентность равна VII [-1; +7] 29 Ю G3 Е! gJ JS О са Простые вещества (физические свойства): F2 - бледно-желтый газ; С12 - желто-зеленый газ; Вг2 - красно-бурая жидкость; 12 - темно-фиолетовые кристаллы Строение молекулы хлора СК Эмпирическая формула Электронная формула Графическая (структурная) формула С12 С1-С1 Химическая связь: Кристаллическая решетка: Физические свойства: ковалентная неполярная молекулярная низкие температуры плавления и кипения, обладают запахом, не проводят электрический ток Соединения хлора +7 +17C1))) 2 8 0 ок-ль +7 +7 +7 сьо7 _____ > HCIOd —____________ —> ксю4 оксид хлора (VII) хлорная кислота перхлорат калия Общие свойства кислот: С12О7 + Н2О = 2НС1О4 Н4 + С1О4“ (сильная Cl207 + Na20 = 2NaC104 НСЮ4 кислота) С12О7 + 2NaOH = 2НС1О4 + MgO = Mg(ClO4)2 + Н2О = 2NaC104 + Н2О С12О7 - кислотный оксид 21Г+MgO = Mg2+Н2О +7 0 +7 5С12О7 + 712 = 712О5 + 0 + 5С12 С12О7 - окислитель НСЮ4 + NaOH = NaC104 + Н2О Н++ОН=Н2О 2НС1О4 + Na2CO3 = 2NaC104 + + Н2О + СО2 2Н+СО^ = Н2О + СО2 30 Окончание табл. 0 +17С1))) 2 8 7 ок-ль С12 + о2 + 0 С12 - сильный окислитель С12 хлор 0 0 0 +1-1 С12 + 2Na = 2NaCl ок-ль 0 вос-ль +1-1 0 С12 + Н2 = 2НС1 ок-ль -1 ОК-ЛЬ вос-ль 2Вг” - 2е' = Вг2 • 1 окисление С12 + 2е~ = 2СГ 1 1 восстановление -1 0 вос-ль -10 С12 + 2NaBr = 2NaCl + Br2 +1 С12 + н2о = на + нею (ОВР, реакция диспропорционирования) +17С1))) 2 8 8 ВОС-ЛЬ -1 _______ ИГЧ хлороводород Получение в промыш­ ленности: Н2 + С12 = 2НС1 Получение в лабора­ тории: 2NaCl + H2SO4 = = Na2SO4 + 2НС1Т КОНЦ крист -1 NaCl хлорид натрия +4 4НС1 + МпО2 = +2 0 = МпС12 + С12 + Н2О КОНЦ НС1 - восстановитель При 0 °C в одном объеме воды растворяется около 500 объемов газообразного НО. Водный раствор НС1 называют соляной кислотой. Общие свойства кислот: НС1 Н + СТ (сильная кислота) 2НС1 + СиО = СиС12 + Н2О 2Н+ + СиО = Си2+ + Н2О НС1 + NaOH = NaCl + Н2О Н+ + ОН’ = Н2О 2НС1 + Na2CO3 = 2NaCl + + Н2О + со2 2Н+ + С0; ... = Н20 + С02 31 Качественная реакция на ионы СТ: AgNO3 + + NaCl = = NaNO3 + + AgCU Ag+ + CT = = AgCl| белый осадок VIA ГРУППА (О, S, Se, Те, Po) Строение атомов: ns1пр4 • Э...) 6 • • • • : 0, +8О)) о S 1?2?2^ •• 2 6 1.г2?2рб3?3р4 +16S))) 2 8 6 Валентные возможности кислорода: 2s2 2р4 П I ТХ I т |~г +8 О ... Валентность равна II Валентные возможности серы: 3s2 Т1 3d0 Зр4 п т т Обычное состояние +16S ... Валентность равна II 3? Зр2 Т1 t 3d1 т Возбужденное состояние t Валентность равна IV +16S*... Возбужденное состояние Валентность равна VI Возможные степени окисления: 32 [-2; +6] | s | Простые вещества: АЛЛОТРОПИЯ Кислорода 0 О2 - кислород Серы [S]„ О3 - озон Сера кристаллическая Сера пластическая ЗО2< гр°за >2О3 Строение молекулы серы &•’ Эмпирическая формула Электронная формула Графическая (структурная) формула s2 пары серы S=S Химическая связь: ковалентная неполярная Кристаллическая решетка: молекулярная Физические свойства: низкие температуры плавления и кипения, не проводят электриче­ ский ток Соединения серы +6 +16S))) 2 8 0 ок-ль +6 Na2SO4 +6 so3------------- > H2SO4 ____ оксид серы (VI), серный ангидрид серная кислота NaHSO4 Общие свойства кислот: H2SO4 ?=> Н+ + HSO4 (силь- гидросульфит натрия Качественная ре­ SO3 + H2O = H2SO4 SO3 + СаО = CaSO4 SO3 + 2NaOH = = Na2SO4 + H2O SO3 (изб) + NaOH = = NaHSO4 сульфат натрия ная кислота) H2SO4 + Zn = - AiSO4 + H2) 2H’+Zn = Zn: + + н2 H2SO4+ CuO = CuSO4 + Н2О 2H+ + CuO = C u2++ Н2О 33 акция на ион SO4”: Ba2++SO2’ = = BaSO4 Ф белый осадок Продолжение табл. SO3 - кислотный оксид H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + + Н2О Н+ + ОН” = Н2О H2SO4 + Na2CO3 = Na2SO4 + + Н2О + СО2 2Н++ СО,” = Н2О + СО2 Концентрированная H2SO4 при нагревании взаимодействует даже с такими металлами, как Си, Hg, Ag (Н2 при этом не вы­ деляется!): +6 0 0 +2 2H2SO4 (к) + Си —-—> CuSO4 + ОК-ЛЬ вос-ль +4 + Н2О + SO2) Си0 - 2е“ = Си+2 ' 1 окисление S+6 + 2е” = S+4 ' 1 восстанов­ ление H2SO4 (конц) — сильный окис­ литель +4 +16S))) 2 8 2 ОК-ЛЬ, вос-ль +4 Na2SO3 +4 сульфит натрия so2-------------* H2SO3 ------- оксид серы (IV), сернистый газ сернистая кислота SO2 + Н2О Общие свойства кислот: H2SO3 H+ + HSO3“ (слабая <=> H2SO3 SO2 + СаО = CaSO3 SO2 + 2NaOH = = Na2SO3 + H2O кислота) H2SO3 +4 NaHSO3 гидросульфит натрия Н2( Э + SO2? 34 Сульфиты окис­ ляются кислоро­ дом воздуха Продолжение табл. SO2 (изб) + NaOH = H2SO3 + 2NaOH = Na2SO3 + = NaHSO3 + H2O SO2 - кислотный н++он =H2O оксид H2SO3 + Na2CO3 = Na2SO3 + +4 0 +6 -2 + Н2О + СО,} 2SO2 + О2 ?=> 2SO3 2Н++ С03’=Н,0 + СО2 ВОС-ЛЬ +4 = 2Na2SO4 Качественная реак­ ция на ион SO2”: 2Н++ SO3” = = H2O+SO2t 0 -2 до сульфатов: 2Na2SO3 + О2 = SO2 + 2H2S=2S + 2H2O ОК-ЛЬ 0 +16S))) 2 8 6 ОК-ЛЬ, вос-ль 0 0+1-2 S + 2Na = Na2S ок-ль вос-ль 0 0 0 +4-2 вос-ль ок-ль +1-2 S + Н2 <=> H2S ок-ль 0 S + о2 = so2 0 +4 3S + 6КОН —!—> K2SO3 + вос-ль -2 + 2K2S + ЗН2О (ОВР, реакция диспропорцио­ нирования) -2 +16S))) 2 8 8 ВОС-ЛЬ -2 Na2S -2 сульфид натрия -1 сероводород Получение серово­ дорода: Н2 + S ?+ H2S NaHS Общие свойства кислот: H2S <=* Н+ + HS” (слабая кис­ лота) h2s ?=> н2 + s; 35 гидросулъфид натрия Качественная ре­ акция на ион S2’ : 2Ag++S2”=Ag,S Ф черный осадок Окончание табл. FeS + 2HCl = = FeCl2 + H2Sf H2S + 2NaOH = Na2S + 2Н2О H2S + NaOH = NaHS + H2O Горение сероводо­ рода: 0 -2 2H2S + ЗО2 = -2 +4 = 2Н2О + 2SO2f вос-ль (При недостатке О2 вместо SO4 может образоваться SJ.). H2S - восстанови­ тель VA ГРУППА (N, Р, As, Sb, Bi) Строение атомов: ns2np3 Э...) : Э. ls22s22p3 +7N)) 2 5 :N. о 1?2?2р63?3р3 +15P))) Й s К 2 8 5 : P • Валентные возможности азота: 2s2 i +7 N ... U 2р3 Т I Т I Т Валентность равна III 36 <D § о о § и н 2 CQ О ю о о л >s о И ) о Валентные возможности фосфора: 3? Зр3 U t 3</° т Валентность равна Ш Обычное состояние 3J1 3/ 3? т т г t Возбужденное состояние т Валентность равна V Возможные степени окисления: [-3; 0; +5] Простые вещества: АЛЛОТРОПИЯ ФОСФОРА [Р]„ Р4 — фосфор белый р А р/ \р Рп - фосфор красный Р„ - фосфор черный pfrWYWY ААх 'Yy’Yy Строение молекулы азота N2: Эмпирическая формула Электронная формула Графическая (структурная) формула NsN n2 Химическая связь: Кристаллическая решетка: ковалентная неполярная молекулярная Физические свойства: низкие температуры плавления и кипе­ ния, не проводят электрический ток 37 Соединения азота +7N)) 2 0 OK-ЛЬ +5 N2O5 оксид азота (V) +5 +5 HNO3 NaNOj азотная кислота нитрат натрия (натриевая Общие свойства кислот: селитра) N2O5 + H2O = HNO3 Н+ + NO3~ (сильная кис­ Все нитраты хоро­ шо растворимы = 2HNO3 лота) в воде(осадить N2OS + Na2O = 2HNO3 + CuO = Cu(NO3)2 + Н2О ничем нельзя). = 2NaNO3 2Н++ CuO = Cu2++Н2О Нитраты термиче­ N2O5 + 2NaOH = HNO3 + NaOH = NaNO3 + H2O ски неустойчивы: = 2NaNO3 + H2O 2NaNO3 — H++OH“=H2O N2O5 - кислот­ —>2NaNO2 + 2HNO3 + Na2CO3 = 2NaNO3 + ный оксид + О2 + H2O + co2 2H++COf = H, о+со. HNO3 с металлами реагирует особо, растворяя даже такие ме­ таллы, как Си, Hg, Ag (Н2 при этом не выделяе тся!): +5 0 8HNO3 (р) + ЗСи ок-ль +2 = 3Cu(NO3)2 + 2AgNO3 — fo 1 >ZAg V О Л гг -г 4+ 2NO2 + О2 nh4no3 — вос-ль —^n2o + +2 + 2Н2О + 4Н2О + 2NO) бесцв Си°-2е“=Си+2 • 3 окисление N+5 + 3e=N+2 ■ 2 восстановление +5 0 4HNO3 (к) ок-ль —^2СиО + + 4NO2 + О2 +2 Си = Cu(NO3)2 + вос-ль +4 + 2Н2О + 2NO2t бурый газ Си°-2е’ = Си+2 ■ 1 окисление N45 + le~ = N*4 ■ 2 восстановление HNO3 - сильны!I окислитель 38 Продолжение табл. +7*0) 2 1 ок-ль, вос-ль +5 +4 no2 HNO3 ______________________ > NaNO3 оксид азота (IV), диоксид азота бурый газ азотная кислота нитрат натрия hno2________________ NaNO2 азотистая кислота нитрит натрия +3 +4 4NO2 + 2Н2О + +5 -2 0 + О2 4HNO3 NO2- кислот­ ный оксид 2NO, + Н2О = HNO3 + HNO2 (ОВР, реакция диспропорциони­ рования) +2 +7N)) 2 3 OK-ЛЬ, вос-ль +2 0 +2 NO +4 -2 2NO + O2 = 2NO2 оксид азота (II), монооксид азота вос-ль ок-ль NO + Н2О + NO + NaOH/ NO + НС1 + NO - безразличный (несолеобразу­ ющий) оксид 0 +7N)) 2 5 ОК-ЛЬ, вос-ль 0 0 +1-3 3N2 + 6Li = 2Li3N ок-ль вос-ль 0 0 -3+1 N2 + ЗН2 ок-ль 2NH3 0 ок-ль вос-ль 0 +2-2 N2 + О2 = 2NO вос-ль +7N)) 2 8 ВОС-ЛЬ -3 NH3 -3 -3 NH3 Н2О, [NH4OH] аммиачная вода, [гид­ аммиак роксид аммония] Получение в лаборатории: NH3 + Н2О 2NH4C1 + Са(ОН)2 — NH3 • Н2О (NH4OH) _£_» СаС12 + 2Н2О + 2NH3T NH3 + НС1 = NH4CI хлорид аммония 39 (NH4)2SO4 сульфат аммония Все соли аммония хорошо растворимы в воде(осадить их ничем нельзя). Окончание табл. nh3+h2so4 = =nh4hso4 Горение аммиака: 4NH3 + 30, = 6Н,О + 2N, гидросульфаг аммония Каталитическое окисление: 2NH3 + H2SO4 = = (NH4)2SO4 4ЫН3 + 50, — вос-ль Термически неустойчивы: сульфат аммония ок-ль NH3+NaOH/ NH3 - основание (сла­ бое) —^-»6H,O + 4NO N“3 —5e“=N+2 Аок-е О2° + 4е=2О’2 -5вос-е NH4C1 — —>NH3 + HC1 Качественная реакция на ионы аммония: NH^+OH = = nh.T+h2o NH3 - восстановитель IVA ГРУППА (С, Si, Ge, Sn, Pb) Э...) Строение атомов: ns1пр1 • «Ч • 4 ~ +бС)) g . • Ц -С ’ 2 4 • +14 Si))) §5 § ° 1?2?2р63?3р2 -Si' 284 1 S Валентные возможности углерода: 2р2 2s1 П т т Валентность равна II Обычное состояние 2р' 2.v' i +6С... t т I ? I т Валентность равна IV Возбужденное состояние Возможные степени окисления: [-4; 0; +4] 40 fl 1ростые вещества: АЛЛОТРОПИЯ УГЛЕРОДА С АЛЛОТРОПИЯ КРЕМНИЯ Si Кремний кристаллический Кремний аморфный Темно-серые блестящие хрупкие кристаллы. Тугоплавкий, очень твердый, с незначительной электрической проводимостью. Имеет такую же кристаллическую решетку, как и алмаз Бурый порошок Соединения углерода +4 +бС)) 2 0 ок-ль м +4 +4 LO2 Н2СО3 Na2CO3 зксид углерода (IV), диоксид углерода, углекислый газ угольная__ кислота карбонат натрия +4 ----------- > NaHCO3 гидрокарбонат натрия 41 Продолжение табл СО2 + Н2О = Н2СО3 С02 + СаО = СаСОз С02 + Са(ОН)2 = = СаСОЦ + Н2О 2СО2 + Са(ОН)2 = = Са(НСО3)2 С02 - кислотный оксид +4 0 Общие свойства кислот: Карбонаты при нагре­ Н+ + НСО“ вании разлагаются: Н2СО3 (слабая кислота) Н2СО3 + 2NaOH = = Na2CO3 + H2O H++0H=H,0 H2CO3+Na2SiO3 = = Na2CO3 + H2SiO3J, +2 СО2 + С = 2СО ок-ль 2H++SiOf=H2SiO3; 0+2 +4 0 СаСО3 -г-> СаО + + со2? Карбонаты щелочных металлов устойчивы к нагреванию: Na2CO3 / Все гидрокарбонаты при нагревании разла­ гаются: Са(НСО3)2 -<-» СаСОз + СО2 + 2Mg = 2MgO + С ОК-ЛЬ + Н2О + СО2| 2NaHCO3 Na2CO3 + + Н2О + СО2( Качественная реакция на ион СО;': 2ЕГ+СО^-=140+002Т +2 +6С)) 2 2 ОК-ЛЬ, вос-ль CO + H2O + +2 СО CO + NaOH# оксид углерода (II), монооксид углерода, угарный газ +2 0 +4 -2 2СО + О2 = 2СО2 ВОС-ЛЬ +2 CO + HC1 + CO - безразличный (несолеобразующий) оксид ок-ль +2 +4 0 СО + FeO = СО2+Fe СО - хороший восста­ новитель 42 Окончание табл. 0 +6С)) 2 4 ОК-ЛЬ, вос-ль 0 0+3-4 ЗС + 4А1 = AI4C3 вос-ль ок-ль 0 0 -4+1 0 0 0 +4-2 +2-2 2С + О2 = 2СО вос-ль ок-ль вос-ль ок-ль +2 0+2 0 С + 2Н2 = СН4 C + FeO = CO+Fe ок-ль вос-ль ок-ль вос-ль 0 С + О2 = СО2 +6С)) 2 8 ВОС-ЛЬ сн4 метан, болотный газ, рудничный газ Горение метана: -4 0+4-2 сн4 + н2о + CH4 + NaOH# СН4 + С12 СЕЦ + 2О2 = СО2 + 2Н2О CH4 + HC1# вос-ль СН3С1 + НС1 ок-ль СН4 - восстановитель КЛАССИФИКАЦИЯ ОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ Углеводороды Циклические Ациклические Алканы С„Н2л+2 Циклоалканы С„Н2и Алкены С„Н2„ Арены С„Н2и-б Алкадиены С„Н2„_2 Алкины C„H2„_2 43 Кислородсодержащие органические вещества Спирты R-OH и простые эфиры R-O-R' Фенолы Ph-OH Альдегиды R-CO-H и кетоны R-CO-R Карбоновые кислоты RCOOH и сложные эфиры RCOOR' Углеводы С„(Н2О)т Азотсодержащие органические вещества Амины R-NH2 Аминокислоты H2N-R-COOH Нитросоединения R-NO2 Белки и нуклеиновые кислоты Гетероциклические соединения УГЛЕВОДОРОДЫ Общая формула Класс СиНги + 2 Алканы с„н2„ С„Н2и-2 Алкены Алкины Суф­ фикс -ан -ен -илен -ин Примеры Названия веществ СН4 метан СН3 - СН3 этан СНз-СН2-СН3 пропан СНз - СН2 - СН2 - СНз бутан СН2 = СН2 этен (эти­ лен) СН2 = СН - СНз пропен (пропилен) СП-СП этин (аце­ тилен) СН = С - СНз пропин 44 ПРОИЗВОДНЫЕ УГЛЕВОДОРОДОВ Функцио­ нальная группа Общая формула Класс Примеры R - ОН спирты СН3 - ОН С2Н5 - ОН С3Н7 - он СНз - О - СНз метанол С2Н5-О-С2Н5 диэтиловый эфир метаналь (муравьиный альдегид) -О- R-O-R' ,О R-Cz ЧН про­ стые эфиры альде­ гиды /О -cz /О н-с чн ,0 СП,О' кетоны R-C /О СНрС' 4К .О R-Cz 4 он -с"° ' карбо­ новые кис­ лоты н сн, Н-Ох хон хо- //О СНз-С хон слож­ O-R ные эфиры -N1 r-nh2 амины /О сн-cz чо-сгн5 Названия веществ этанол пропанол диметиловый эфир этаналь (уксусный аль­ дегид) диметилкетон (ацетон) метановая кислота (муравьиная кислота) этановая кислота (уксусная кислота) этилацетат (этиловый эфир уксусной кислоты) ch3-nh2 метиламин c2h5-nh2 этиламин 45 КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА ОРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА Органические вещества Реагенты Признаки реакций Вг2 (бромная вода). КМпО4(р-р) Обесцвечивание раствора. Обесцвечивание раствора Алкины с кон­ Ag2O Светло-желтый осадок цевым располо­ жением тройной [Ag(NH3)2]OH. связи CuCl (NH3H2O) нидов меди (I) Толуол KMnO4(p-p) Обесцвечивание раствора в кислотной среде при нагревании Алкены Алкадиены Алкины ацетиленидов серебра. Красный осадок ацетиле­ Спирты: одноатомные Раскаленная мед­ Си (медный блеск) ная проволока, покрытая СпО. и запах альдегида. многоатомные Сп(ОН)2 - голу­ Синий раствор Фенол FeCl3. Вг2 (бромная бой осадок Фиолетовый раствор. Белый осадок вода) [Ag(NH3)2]OH Реакция «серебряного при t°. Cu(OH)2 - голу­ зеркала». Красный осадок Си2О бой осадок (при нагревании) Карбоновые кислоты: муравьиная [Ag(NH3)2]OH уксусная при t°. Фиолетовый Реакция «серебряного зеркала». Красный. лакмус. Na2CO3. Выделение СО2. Альдегиды 46 Окончание табл. Непредельные Глюкоза FeCl3. Вг2 (бромная Красный раствор. Обесцвечивание раствора. вода). КМпО4(р-р) Обесцвечивание раствора [Ag(NH3)2]OH Реакция «серебряного приГ. зеркала»: Си(ОН)2 - голу­ а) на холоду: синий рас­ бой осадок твор глюконата меди (II); б) при нагревании: крас­ ный осадок Си2О Крахмал 12 (р-р) Темно-синее окраши­ вание Анилин Вг2 (бромная вода) Белый осадок Белки Си(ОН)2 (щелоч­ ная среда). HNO3 (конц). РЬ(СН3СОО)2(р-р) Фиолетовый раствор. Желтое окрашивание. Черный осадок ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ АЛКАНЫ 1. Реакции замещения СН4 + С12 свет > СН3С1 + НС1 метан СМ метан ___ -НС1 +с12... хлорметан -НС1 С1_ 12г - у7 -НС1 уГИ ?Vn2С1 V12 __ — -НС1 ?V>ri3Vzl хлорметан >СНС1 __ -НС1 >СС1?V/V'14 тетрахлорметан трихлорметан 2. Реакции разложения СН4 дихлорметан 1000 °с-> С + 2Н2 метан 2СН4 1500 °g--> НС = СН + ЗН2 ацетилен 47 Окончание табл. 3. Реакции изомеризации fe’400°c > СН3 - СН - СН3 СН3 - СН2 - СН2 - СН3 бутан СН3 изобутан 4. Реакции окисления: а) горение; б) взаимодей­ ствие с рас­ твором КМпО4 СН, + 2О2 -> СО2 + 2Н2О + 890 кДж СН4+КМпО4 (р-р)^ АЛКЕНЫ 1. Реакции присоединения СН2 = СН2 + Н2 fa’400 °c > СН3 - СН3 этан этилен (этен) СН2 = СН2 + Вг2 ------- > СН2Вг - СН2Вг 1,2-дибромэтан СН2 = СН2 + НВг ------- > СНз - СН,Вг бромэтан СН2 = СН2 + Н2О ------- > СНз - сн2он этанол 2. Реакции полимеризации п СН2 = СН2 ------- > (- СН2 - СН2 -)„ 3. Реакции изомеризации СН2 = СН - СН2 - СНз ■ этилен полиэтилен СН2 = С - СНз бутен-1 СНз СН2 = СН-СН2-СНз бутен-1 4. Реакции окисления: а) горение; б) взаимодей­ ствие с рас­ твором КМпО4 С2Н4 + ЗО2 к,’т°с > СНз - СН = СН - СНз бутен-2 2СО2 + 2Н2О + Q СН2 = СН2 + [О] + Н2О ------- > СН2ОН - СН2ОН этиленгликоль 48 АЛКИНЫ 1. Реакции присоединения +Н; > СН3-СНз СН = СН —> СН2 = СН2 ацетилен (этин) CH = СН этан этилен (этен) +вг; > СНВг = СНВг + Вг; > СНВг2- 1,2-дибромэтен ацетилен (этин) -СНВг2 1,1,2,2-тетрабромэтан СН = СН .............. >СН2 = СНВг +НВг >СНз-СНВг2 1,2-дибромэтан бромэтен ацетилен (этин) /О СН = СН + Н2О------ » уксусный альдегид (этаналь) ацетилен (этин) 2. Реакция тримеризации 3. Реакции окисления: а) горение; б) взаимодей­ ствие с рас­ твором КМпО4 ЗСН = СН снтс(н С,'° > С6Н6 бензол ацетилен 2С2Н2 + 5О2 -» 4СО2 + 2Н2О + Q СН = СН + КМпО4 (р-р) -------- > обесцвечивание раствора R-OH спирты 1. Взаимодействие со щелочными металлами 2С2Н5ОН + 2Na -> 2C2H5ONa + Н2 2. Взаимодействие с галогеиоводородами С2Н5ОН + НВг <----- > С2Н5Вг + Н2О 3. Реакции дегид­ ратации: а) внутримоле­ кулярная; б) межмолеку­ лярная этанол этилат натрия этанол бромэтан С2Н5ОН ->С2Н4 + Н2О этанол этилен С2Н5ОН + НОС2Н5 -> с2н5-о-с2н5 + Н2О простой эфир этанол 49 Окончание табл. 4. Реакции окис­ ления: а) горение на воздухе; б)окисление оксидом меди С2Н5ОН + ЗО2 -> 2СО2 + ЗН2О + Q СН3 - СН,ОН + СнО —>СН, - С ^° + Н,0 + Си ■ этаналь (уксусный альдегид) этанол R-COH альдегиды 1. Реакции присо­ единения СН3 - С^° + Н2 —»СН3 - СН,ОН 2 3 этиловый спирт уксусный альдегид 2. Реакции окис­ ления: а) горение на воздухе; б) окисление ок­ сидом меди (II), раствором КМпО4 и др. 32 гСоЕЦО + 5О2 -> 4СО2 + 4Н2О + Q CH3-cf° + Ag,O—^->СН3-С^° +2Ag 3 ХН 2 3 ^ОН уксусный альдегид уксусная кислота R-COOH карбоновые кислоты 1. Общие свойства кислот: а) диссоциация в воде; б) взаимодейст­ вие с металлами; в) взаимодей­ ствие с оксидами металлов; г) взаимодей­ ствие с основа­ ниями; д) взаимодей­ ствие с солями ~> СН3СОО +Н+ сн3соон слабый электролит 2СН3СООН + Mg -> (CH3COO)2Mg + н2 ацетат магния 2СН3СООН + СиО — (СН3СОО)2Си + Н2 ацетат меди (II) СНзСООН + NaOH -► CH3COONa + Н2О ацетат натрия 2СН3СООН + Na2CO3 -> 2CH3COONa + Н2О + + со2 50 Окончание табл. 2. Образование сложных эфиров СН3СООН + НОС2Н5 <===> СН3СООС2Н5 + этилацетат + Н2О R-NH2 амины 1. Основные свойства: а) взаимодей­ ствие с водой; б) взаимодейст­ вие с кислотами 2. Окисляются кис­ лородом воздуха, горят C2H5NH2 + Н2О -> [C2H5NH3]OH гидроксид этиламмония C2H5NH2 + НС1 -> [C2H5NH3]C1 хлорид этиламмония 4C2H5NH2 + 15О2 -> 8СО2 + 14Н2О + 2N2 КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ НА НЕОРГАНИЧЕСКИЕ ВЕЩЕСТВА Реагенты Ион 1 nh4+ Ва2+ Са2+ Признаки реакций 2 3 ОН" SO42- NH3 - запах аммиака СО32~/ SO32- СаСО3, CaSO3 - белые осадки, рас­ Белый осадок BaSO4 творимые в кислотах А13+ ОН (недостаток) А1(ОН)3 - белый, студенистый оса­ док, растворим в избытке щелочи Zn2+ ОН (недостаток) Белый осадок, растворим в избытке щелочи Сг3+ ОН (недостаток) Сг(ОН)3 - серо-зеленый осадок, рас­ творим в избытке щелочи Fe2+ ОН" Fe(OH)2 - светло-зеленый осадок, буреет на воздухе. K3[Fe(CN)]6 Синий осадок (турнбулева синь) красная кровяная соль 51 Окончание табл. 1 Fe3+ 2 3 OH Бурый осадок Fe(OH)3. K4[Fe(CN)]6 Синий осадок (берлинская лазурь) желтая кровяная соль Cu2+ он Си(ОН)2 - голубой студенистый осадок Ag+ H СГ Белый осадок AgCl индикаторы Фиолетовый лакмус - красный. Метилоранж - красный OH индикаторы Фиолетовый лакмус - синий. Метилоранж - желтый. Фенолфталеин - малиновый F Са2+ Белый осадок CaF2 СГ Br J- Ag+ Белый творожистый осадок AgCl S2" SO42“ SO32- Ag+ Светло-желтый осадок AgBr Ag+ Желтый осадок Agl. СГ + крахмал Синее окрашивание Н+ Запах сероводорода (тухлых яиц). Pb2+ / Cu2+ / Ag+ Черный осадок PbS / CuS / Ag2S Ва2+ Белый осадок BaSO4. Ag+ Белый осадок Ag2SO4 Н+ Запах сернистого газа SO2. Ва2+ Белый осадок BaSO3 NO3CO32 Си, H2SO4 (конц) Выделение бурого газа NO2 н+ Выделение углекислого газа СО2 SiO32 н+ Осадок H2SiO3 роЛ Ag+ Ag3PO4 - желтый осадок. Са2+ Са3(РО)2 - белый осадок, нераство­ рим в уксусной кислоте 52 ОСНОВНЫЕ ФОРМУЛЫ ДЛЯ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ Физическая величина 1 Формула 2 Количество т п=— М г/моль; кг/кмоль; V п=— Ум л/моль; м3/кмоль; (Ум~ 22,4 л/моль) мл/ммоль вещества Количество вещества для газов Число структурных единиц N=NA ■ п (Na = 6- 1023 моль”1) Относительная D = ^~ плотность газа М2 Массовая доля элемента в соеди­ М(Э\п CD =---------------------М (соединения) нении _ М (вещества) М (раствора) щества в растворе компонента Атомов, моле­ кул, ионов Безразмерная величина В долях от еди­ ницы или в про­ В долях от еди­ ницы или в про­ центах А/(компонента) СО =--------------------М(смеси) В долях от еди­ ницы или в про­ центах в смеси Объемная доля компонента мг/ммоль центах Массовая доля ве­ Массовая доля Единица измерения 3 ср = АЦкомпонента) М(смеси) В долях от еди­ ницы или в про­ в смеси центах Массовая доля В долях от еди­ выхода продукта Af (практическая) (D =-----------------------^/(теоретическая) Объемная доля выхода продукта ницы или в про­ центах реакции Ср = ^/(практическая) М(теоретическая) реакции 53 В долях от еди­ ницы или в про­ центах Окончание табл. 1 2 Молярная концентрация Объемные отношения газов м _ п V ТГ т, И : И2 = «1: ni р=— V Плотность 3 Моль/л л : л = моль : моль г/л; мг/мл СОВЕТЫ ПО РЕШЕНИЮ ЗАДАЧ ПО ХИМИЧЕСКИМ ФОРМУЛАМ Вам часто придется находить молекулярную массу различных веществ, массовую долю элемента в веществе. Задача 1. Вычислите относительную молекулярную массу сер­ ной кислоты (H2SO4). Решение. M(H2SO4) = 4(H) • 2 + 4(S) • 1 + 4(0) • 4 M(H2SO4) = 1 • 2 + 32 ■ 1 + 16 • 4 = 98 Ответ: Mr(H2SO4) = 98. Задача 2. Вычислите массовую долю элемента водорода (Н) в воде (Н20). Решение. Нахожу относительную молекулярную массу воды: Л/Г(Н2О) = = 1 • 2+ 16 = 18. Нахожу массовую долю водорода в воде: /ттч Д(Н) *2 1x2 ®(Н) = —г- — ; ®(Н) ------ = 0,11, или 11 %. Л/Г(Н2О) 18 Ответ: ©(H) =11%. 54 Зная молекулярную массу вещества и массовые доли каждого элемента в нем, можно вывести формулу вещества. Задача 3. Выведите молекулярную формулу органического вещества, в котором массовая доля углерода 80 %, водорода 20 %, если относительная молекулярная масса этого вещества равна 30. Дано: Решение. са Нахожу значения х и у: ®(С) = 80 %, или 0,8 <о(Н) = 20 %, или 0,2 Если ®(С)= хЦ(С) Ч(СЛ)’ М(СД,) = 30 Мг(СхН0-ю(С)_ЗО-О,8 4(C) 4(C) = 12 12 Ч(СхНу)-ю(Н) _30-0,2 4(H) = 1 1 4(H) Формула вещества: С2Н6 Проверка: тИг(С2Н6) = 12 • 2 + 1 • 6 = 30 Ответ: С2Н6. Задача 4. В состав вещества входят водород (11 % по массе) и кислород (89 % по массе). Выведите простейшую формулу этого вещества. Дано: Решение. на Относительная молекулярная масса ю(Н) = 11%, или 0,11 вещества НХОУ неизвестна, поэтому со(О) = 89 %, или 0,89 найдем не значения х и у, а их соотно- 4(H) = 1 4(О)= 16 х'у Ю(О)-М(НД) ®(H)-M(HXOV) 4(H) 55 ' 4(0) (0(H), (о(0) 4(H) 4(0) 11 89 х:у =—: — 1 16 х:у = 11:5,5 х:у = 2:1=>Н2О Ответ: простейшая формула вещест­ ва - Н2О. Для решения задач, связанных с понятием «количество веще­ ства», вам пригодятся следующие формулы: I I *1=5 N = v-N,А Где: и— количество вещества, моль; У- число молекул; S |^ II m = v- М Na - постоянная Авогадро (6,02-1023 моль1); т - масса вещества (г, кг, т); v=y-vm V V=— М— молярная масса вещества (г/моль); V— объем газа (л, м3 (1 м3 = 1000 л)); Vm - молярный объем газа (22,4 л/моль при н. у.). Задача 5. Вычислите массу 3 моль воды (Н2О). Решение. m = v- М Л/(Н2О) = 18 г/моль w(H20) = 3 моль • 18 г/моль = 54 г Ответ: /и(Н2О) = 54 г. 56 Для решения задач, связанных с понятием «плотность», вам пригодятся следующие формулы: Плотность р = — V абсолютная, р относительная, D кг/м3, г/см3, г/л т р(газа) = — _ , . Ов03д(газа) = М(газа) 29 г / моль D„ (газа)= р(газа) = — "т 2 г! моль т _ М v = v~m Задача 6. Вычислите плотность водорода (Нг). Решение. Р(Н2) = ^; 2 г / моль р(Н2) =-------------------- = 0,089 г / л. 22,4 л / моль Ответ: плотность водорода равна 0,089 г/л. Задача 7. Вычислите относительную плотность водорода по воздуху. Решение. Д8ОЗДН2)= ; ^(Н2) = 2г/ моль 0,069. 29 г / моль 29 г / моль Ответ: относительная плотность водорода по воздуху рав- на 0,069. 57 СОВЕТЫ ПО РЕШЕНИЮ ЗАДАЧ ПО ХИМИЧЕСКИМ УРАВНЕНИЯМ При решении задач по уравнениям химических реакций при­ держивайтесь следующих правил. 1. Запишите краткое условие задачи. 2. Запишите уравнение реакции, расставьте коэффициенты. 3. Данные по условию задачи массы (объемы) переведите в ко, m V личество вещества по формулам v = — или v = —. м vm 4. Данные из условия задачи запишите над формулами веществ, а данные из уравнения реакции - под формулами веществ. Возможные усложнения в задачах: а) одно из веществ дано в виде раствора: т(р. в.) = т(р-ра) • (о(р. в.), так как т(р-ра) = V(p-pa) ■ р, то т(р. в.) = V(p-pa) ■ р ■ а>(р. в.); б) одно из веществ содержит определенную долю примесей: ® % (чист.) = 100 % - и % (прим.), т(чист.) = т(общ.) ■ (о(чист.); в) в реакцию вступают вещества, одно из которых дано в из­ бытке. В расчет берут только то вещество, которое полностью вступит в реакцию. Для этого нужно найти коэффициенты пропор­ циональности реагирующих веществ: _ 1 Vj (по условию) ■k v, (по условию) Vj (по уравнению реакции)’ 2 V, (по уравнению реакции) Если к\ > к2, то первое вещество в избытке; г) известна доля выхода одного из продуктов реакции: т (практ.) т(практ.) = т(теор.)- х\ т(теор.) 58 У(практ.) V(практ.) = V(meop.) ■ <p V(meop.) 5. По пропорции найдите количество нужного вещества. 6. По известному количеству вещества можно найти его массу или объем (для газов) по формулам т = v• М или V-V ■ Vm. 7. Запишите ответ и проверьте решение. В качестве примера рассмотрим одну задачу, в которой присут­ ствуют все перечисленные усложнения. Задача 8. К 10 граммам цинка, содержащего 2,5 % по массе примеси меди, добавили 73 грамма 10%-ного раствора соляной кислоты. Вычислите объем полученного газа, если объемная до­ ля (<р) его выхода составляет 90 % от теоретически возможного. Дано: m(Zn) = 10 г ®(прим.) = 2,5 %, или 0,025 т(р-ра) = 73 г o(HCl) = 10 %, или 0,1 Решение. Цинк с соляной кислотой взаимодей­ ствует согласно уравнению реакции: Zn + 2НС1 = ZnCl2 + НЦ 1 моль 2 моль 1 моль 1. Нахожу массовую долю чистого цинка. 100 % - 2,5 % = 97,5 % 2. Нахожу массу чистого цинка: 10 г • 0,975 = 9,75 г ^r(Zn) = 65 г/моль М(НС1) = 36,5 г/моль 3. Нахожу количество вещества цинка по формуле v = —: М . 9,75 г _ , _ v(Zn) =--------------- — 0,15 моль 65 г/моль 59 4. Нахожу массу соляной кислоты в растворе по формуле т(р. в.) = ш(р-ра) • со(р. в.): лг(НС1) = 73 г • 0,1 = 7,3 г 5. Нахожу количество вещества соляной ,т кислоты по формуле v - —: М 7,3 г v(HCl) =------------------= 0,2 моль 36,5 г/моль 6. Найденные количества веществ запи­ шу в уравнение реакции над формулами веществ. 0,15 моль 0,2 моль хмоль Zn + 2НС1 = ZnCl2 + Н2Т 1 моль 2 моль 1 моль Через коэффициент пропорциональнос­ ти к найду, какое вещество дано в из­ бытке. 0,15 моль x(Zn) =--------------- = 0,15 1 моль £(НС1) = ^^ = 0,10 2 моль A(Zn) > ДНО), значит, цинк взят в избытке. Дальнейший расчет буду вести по тому веществу, которое реагирует полностью, т. е. по соляной кислоте НС1. 7. Составляю пропорцию и нахожу ко­ личество вещества водорода Н2, образу­ ющегося в результате реакции: 0,2 моль _ х моль 2 моль 1 моль ’ 60 0,2 моль х 1 моль Л , х =--------------------------- = 0,1 моль 2 моль 8. Нахожу объем водорода, который тео­ ретически может быть получен в этой реакции V = v • Vm . Kweop(H2) = 0,1 моль х 22,4 л/моль=2,24л 9. Так как объемная доля (ф) выхода во­ дорода составляет 90 % от теоретически возможного, то нахожу практический объем водорода. Vfnpaxm.) = V(meop.)- ф ^.(Н2) = 2,24лх0,9 = 2,016л Ответ: 2,016 л Н2. Вот еще несколько формул, которые помогут вам при решении задач, где вещества даны в виде растворов: у= т, ■ <в <Р-Ра1 М v- М т™ = V м 61 (В рю ЛИТЕРАТУРА 1. Атлас по химии. 8-9 классы / авт.-сост. В. И. Денисов. - Волгоград : Учитель, 2012. - 31 с. 2. Периодическая система химических элементов Д. И. Менде­ леева / сост. И. В. Константинова. - Волгоград : Учитель. 3. Химия. Основные определения, правила и формулы. 8-11 клас­ сы: комплект карт для подготовки к контрольным работам, экзаменам / сост. Н. В. Ширшина. - Волгоград : Учитель. 62 СОДЕРЖАНИЕ Введение...................................................................................................................... 3 Таблица Менделеева...............................................................................................4 Растворимость кислот, солей и оснований в воде.................................... 6 Относительные молекулярные массы некоторых неорганиче­ ских веществ............................................................................................................... 8 Электрохимический ряд напряжений металлов....................................... 10 Неорганические вещества..................................................................................11 Химия металлов............................................................. IA группа.................................................................................................................... 18 ПА группа................................................................................................................. 20 ША группа................................................................................................................ 22 Железо - представитель VIIIB группы....................................................... 24 Химия неметаллов................................................................................................ 27 VIIA группа............................................................................................................. 29 VIA группа................................................................................................................ 32 VA группа................................................................................................................. 36 IVA группа................................................................................................................ 40 Классификация органических соединений................................................ 43 Качественные реакции на органические вещества................................ 46 Химические свойства органических веществ.......................................... 47 Качественные реакции на неорганические вещества........................... 51 Основные формулы для решения задач...................................................... 53 Советы по решению задач по химическим формулам......................... 54 Советы по решению задач по химическим уравнениям.......................58 Литература................................................................................................................ 62 63 Охраняется законом об авторском праве. Воспроизведение всего пособия или любой его части, а также реализация тиража запрещаются без письменного разрешения издателя. Любые попытки нарушения закона будут преследоваться в судебном порядке. Приглашаем к сотрудничеству учителей, методистов и других специалистов в области образования для поиска и рекомендации к публикации материалов, разработок, проектов по учебной и воспитательной работе. Издательство «Учитель» гарантирует выплату гонораров авторам за предоставленные работы и вознаграждение за работу по поиску материала. E-mail: met@uchitd-izd.ru; тел.: (8442) 42-17-71; 42-23-41; 42-23-52. Подробности на сайте: www.uchitel-izd.ru Информацию о предложениях издательства, новости образования см. в интернет-магазине «УчМаг»: www.uchmag.ru Приглашаем на курсы переподготовки и повышения квалификации! Издательство «Учитель» на основании лицензии на осуществление образовательной деятель­ ности по дополнительному образованию № 246 от 4 августа 2014 г. реализует обучение педагогов с выдачей дипломов и удостоверений установленного образца. Информация о курсах и запись на обучение: www.uchmet.ru; 8-800-1000-299 (звонок по России бесплатный). Присоединяйтесь к нашей группе «УчМаг - Учителям, Воспитателям, Родителям» в социаль­ ных сетях: https://ok.ru/uchitelizd, https://vk.com/uchitel_izd, https://hvittcr.com/uchmag. Подписывайтесь на наш канал «Школа педагогов и родителей» в YouTube: https://wTvw.youtube.com/ user/uchiteiizd Книги и диски издательства «Учитель» доступны для скачивания на сайте www.uchmag.ru УНИВЕРСАЛЬНЫЙ ШКОЛЬНЫЙ СПРАВОЧНИК ХИМИЯ 8-11 классы Справочник в таблицах Авторский коллектив издательства «Учитель» Ответственные за выпуск Л. Е. Гринин, Н. Е. Волкова-Алексеева Редакторы-методисты Г. П. Попова, Т. В. Бондарева Технический редактор К. А. Шульц Редактор-корректор И. Ю. Сиволапова Компьютерная верстка Е. И. Ивановой Дизайн обложки А. В. Вискова Издательство «Учитель» 400079, г. Волгоград, ул. Кирова, 143 Адрес электронной почты (e-mail): met@uchitel-izd.ru Тел.: 8-800-1000-299 (звонок по России бесплатный), (8442) 42-17-71,42-25-58 (доб. 119) Формат 60x84/16. Бумага офсетная. Гарнитура Тип Таймс. Печать офсетная. Усл. печ. л. 3,7. Тираж 2 100 экз. (2-й з-д 701-1 700). Заказ № 1216. Отпечатано с оригинал-макета в АО «Калачевская типография». 404507, Волгоградская обл., г. Калач-на-Дону, ул. Кравченко, 7.
