Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ
Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ читать книгу онлайн
Справочник содержит весь теоретический материал по курсу химии, необходимый для сдачи ЕГЭ. Он включает все элементы содержания, проверяемые контрольно-измерительными материалами, и помогает обобщить и систематизировать знания и умения за курс средней (полной) школы.
Теоретический материал изложен в краткой, доступной форме. Каждый раздел сопровождается примерами тестовых заданий, позволяющими проверить свои знания и степень подготовленности к аттестационному экзамену. Практические задания соответствуют формату ЕГЭ. В конце пособия приводятся ответы к тестам, которые помогут школьникам и абитуриентам проверить себя и восполнить имеющиеся пробелы.
Пособие адресовано старшим школьникам, абитуриентам и учителям.
Внимание! Книга может содержать контент только для совершеннолетних. Для несовершеннолетних чтение данного контента СТРОГО ЗАПРЕЩЕНО! Если в книге присутствует наличие пропаганды ЛГБТ и другого, запрещенного контента - просьба написать на почту [email protected] для удаления материала
Pb(HSO 4) 2+ Pb(OH) 2= 2PbSO 4↓ + 2H 2O
Почти все кислые соли хорошо растворимы в воде, диссоциируют нацело (КНСO 3= К ++ HCO 3 -).
Оснóвные солисодержат гидроксогруппы ОН, рассматриваемые как отдельные анионы, например FeNO 3(OH), Ca 2SO 4(OH) 2, Cu 2CO 3(OH) 2, образуются при действии на кислотные гидроксиды избыткаосновного гидроксида, содержащего не менее двух гидроксогрупп в формульной единице:
Со(ОН) 2+ HNO 3= CoNO 3(OH)↓ + Н 2O
2Ni(OH) 2+ H 2SO 4= Ni 2SO 4(OH) 2↓ + 2H 2O
2Cu(OH) 2+ H 2CO 3= Cu 2CO 3(OH) 2↓ + 2H 2O
Основные соли, образованные сильными кислотами, при добавлении соответствующего кислотного гидроксида переходят в средние:
CoNO 3(OH) + HNO 3= Co(NO 3) 2+ Н 2O
Ni 2SO 4(OH) 2+ H 2SO 4= 2NiSO 4+ 2H 2O
Большинство основных солей малорастворимы в воде; они осаждаются при совместном гидролизе, если образованы слабыми кислотами:
2MgCl 2+ Н 2O + 2Na 2CO 3= Mg 2CO 3(OH) 2↓ + СO 2↑ + 4NaCl
Двойные солисодержат два химически разных катиона; например: CaMg(CO 3) 2, KAl(SO 4) 2, Fe(NH 4) 2(SO 4) 2, LiAl(SiO 3) 2. Многие двойные соли образуются (в виде кристаллогидратов) при совместной кристаллизации соответствующих средних солей из насыщенного раствора:
K 2SO 4+ MgSO 4+ 6Н 2O = K 2Mg(SO 4) 26Н 2O↓
Часто двойные соли менее растворимы в воде по сравнению с отдельными средними солями.
Бинарные соединения– это сложные вещества, не относящиеся к классам оксидов, гидроксидов и солей и состоящие из катионов и бескислородных анионов (реальных или условных).
Их химические свойства разнообразны и рассматриваются в неорганической химии отдельно для неметаллов разных групп Периодической системы; в этом случае классификация проводится по виду аниона.
Примеры:
а) галогениды:OF 2, HF, KBr, PbI 2, NH 4Cl, BrF 3, IF 7
б) хальгогениды:H 2S, Na 2S, ZnS, As 2S 3, NH 4HS, K 2Se, NiSe
в) нитриды:NH 3, NH 3H 2O, Li 3N, Mg 3N 2, AlN, Si 3N 4
г) карбиды:CH 4, Be 2C, Al 4C 3, Na 2C 2, CaC 2, Fe 3C, SiC
д) силициды:Li 4Si, Mg 2Si, ThSi 2
е) гидриды:LiH, CaH 2, AlH 3, SiH 4
ж) пероксидьг.H 2O 2, Na 2O 2, СаO 2
з) надпероксиды:HO 2, КO 2, Ва(O 2) 2
По типу химической связи среди этих бинарных соединений различают:
ковалентные:OF 2, IF 7, H 2S, P 2S 5, NH 3, H 2O 2
ионные:Nal, K 2Se, Mg 3N 2, CaC 2, Na 2O 2, KO 2
Встречаются двойные(с двумя разными катионами) и смешанные(с двумя разными анионами) бинарные соединения, например: KMgCl 3, (FeCu)S 2и Pb(Cl)F, Bi(Cl)O, SCl 2O 2, As(O)F 3.
Все ионные комплексные соли (кроме гидроксокомплексных) также относятся к этому классу сложных веществ (хотя обычно рассматриваются отдельно), например:
[Cu(NH 3) 4]SO 4K 4[Fe(CN) 6] Na 3[AlF 6]
[Ag(NH 3) 2]Cl K 3[Fe(NCS) 6] K 2[SiF 6]
К бинарным соединениям относятся ковалентные комплексные соединения без внешней сферы, например [Fe(CO) 5] и [№(СО) 4].
По аналогии со взаимосвязью гидроксидов и солей из всех бинарных соединений выделяют бескислородные кислоты и соли (остальные соединения классифицируют как прочие).
Бескислородные кислотысодержат (как и оксокислоты) подвижный водород Н +и поэтому проявляют некоторые химические свойства кислотных гидроксидов (диссоциация в воде, участие в реакциях солеобразования в роли кислоты). Распространенные бескислородные кислоты – это HF, НCl, HBr, HI, HCN и H 2S, из них HF, HCN и H 2S – слабые кислоты, а остальные – сильные.
Примерыреакций солеобразования:
2HBr + ZnO = ZnBr 2+ Н 2O
2H 2S + Ва(ОН) 2= Ba(HS) 2+ 2Н 2O
2HI + Pb(OH) 2= Pbl 2↓ + 2Н 2O
Металлы и амфигены, стоящие в ряду напряжений левее водорода и не реагирующие с водой, вступают во взаимодействие с сильными кислотами НCl, НВr и HI (в общем виде НГ) в разбавленном растворе и вытесняют из них водород (приведены реально протекающие реакции):
М + 2НГ = МГ 2+ Н 2↑ (М = Be, Mg, Zn, Cr, Mn, Fe, Co, Ni)
2M + 6НГ = 2МГ 3+ H 2↑ (M = Al, Ga)
Бескислородные солиобразованы катионами металлов и амфигенов (а также катионом аммония NH 4 +) и анионами (остатками) бескислородных кислот; примеры: AgF, NaCl, KBr, PbI 2, Na 2S, Ba(HS) 2, NaCN, NH 4Cl. Проявляют некоторые химические свойства оксосолей.
Общий способ получения бескислородных солей с одноэлементными анионами – взаимодействие металлов и амфигенов с неметаллами F 2, Cl 2, Br 2и I 2(в общем виде Г 2) и серой S (приведены реально протекающие реакции):
2М + Г 2= 2МГ (М = Li, Na, К, Rb, Cs, Ag)
M + Г 2= МГ 2 (М = Be, Mg, Са, Sr, Ва, Zn, Mn, Со)
2М + ЗГ 2= 2МГ 3 (М = Al, Ga, Cr)
2М + S = M 2S (М = Li, Na, К, Rb, Cs, Ag)
M + S = MS (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn, Mn, Fe, Co, Ni)
2M + 3S = M 2S 3 (M = Al, Ga, Cr)
Исключения:
а) Cu и Ni реагируют только с галогенами Cl 2и Br 2(продукты МCl 2, МBr 2)
б) Cr и Mn реагируют с Cl 2, Br 2и I 2(продукты CrCl 3, CrBr 3, CrI 3и MnCl 2, MnBr 2, MnI 2)
в) Fe реагирует с F 2и Cl 2(продукты FeF 3, FeCl 3), с Br 2(смесь FeBr 3и FeBr 2), с I 2(продукт FeI 2)
г) Cu при реакции с S образует смесь продуктов Cu 2S и CuS
Прочие бинарные соединения– все вещества этого класса, кроме выделенных в отдельные подклассы бескислородных кислот и солей.
Способы получения бинарных соединений этого подкласса разнообразны, самый простой – взаимодействие простых веществ (приведены реально протекающие реакции):
