Занятие 0. ЕГЭ по химии. Неорганическая химия

• Иван Сергеевич Ермолаев, преподаватель химии, представляет вводное занятие по неорганической химии.  

• Призывает ставить лайки, подписываться на канал и оставлять комментарии.  

• Обсуждение электроотрицательности и номенклатуры неорганических веществ.  

• Электроотрицательность - способность атома притягивать общие электроны.  

• Пример с молекулой H2: электроны разделены между атомами водорода.  

• Пример с молекулой HCl: электроотрицательность хлора больше, чем у водорода, поэтому электроны смещены к хлору.  

• Электроотрицательность увеличивается слева направо в периоде и снизу вверх в группе.  

• Примеры: литий имеет большую электроотрицательность, чем натрий, и т.д.  

• Группы элементов делятся на главные и побочные подгруппы.  

• В главных подгруппах больше элементов, чем в побочных.  

• Водород имеет электроотрицательность между бором и углеродом.  

• Электроотрицательность металлов меньше, чем у неметаллов.  

• Степень окисления отличается от заряда иона.  

• Заряд иона - реальная физическая величина, а степень окисления - условная величина.  

• Сумма степеней окисления всех элементов в ионе равна заряду иона.  

• Степень окисления и заряд иона могут совпадать, но могут и отличаться.  

• Степень окисления - формальный заряд, вычисленный по правилам.  

• Заряд иона - реальная величина, измеряемая экспериментально.  

• Степень окисления обозначается знаком заряда и цифрой.  

• Заряд иона обозначается знаком заряда и цифрой, без знака.  

• В таблице растворимости заряды и степени окисления обозначаются по-разному.  

• Заряд иона - реальная величина, степень окисления - формальный заряд.  

• Степень окисления вычисляется на основе предположения, что все связи ионные.  

• В реальности связи могут быть не ионными, но это предположение используется для вычисления степени окисления.  

• Степень окисления может быть целым отрицательным числом или нулем.  

• Высшая положительная степень окисления равна номеру группы элемента.  

• Низшая отрицательная степень окисления для неметаллов равна номеру группы минус восемь.  

• Металлы не проявляют отрицательных степеней окисления.  

• Некоторые элементы, такие как кислород и фтор, имеют уникальные степени окисления.  

• Водород и медь имеют уникальные низшие степени окисления, не соответствующие правилам.  

• Железо может иметь степень окисления +6, но +8 остается спорным вопросом.  

• Бор имеет степень окисления -3, но соединений с -5 не обнаружено.  

• На экзаменах редко встречаются вопросы о боре и его соединениях.  

• Гелий и неон не образуют устойчивых соединений, их степень окисления равна нулю.  

• Тяжелые благородные газы, такие как ксенон и радон, образуют соединения с фтором.  

• Эти газы теперь называют благородными, а не инертными, так как они все же реагируют.  

• Степень окисления атомов в простом веществе равна нулю.  

• Элементы главной подгруппы первой группы всегда имеют степень окисления +1.  

• Элементы главной подгруппы второй группы всегда имеют степень окисления +2.  

• Алюминий всегда имеет степень окисления +3, а фтор -1.  

• Сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна заряду этой молекулы.  

• Если заряд молекулы равен нулю, то сумма степеней окисления равна нулю.  

• Если заряд не равен нулю, то сумма степеней окисления равна заряду.  

• Степень окисления водорода почти всегда равна +1, а кислорода -2.  

• Эти правила не строгие, но работают в большинстве случаев.  

• Для определения степени окисления лучше использовать правила с 1 по 6.  

• Натрий всегда имеет степень окисления +1, а фтор -1.  

• В соединении алюминий-хлор-3 степень окисления алюминия +3, а хлора неизвестна.  

• Сумма степеней окисления равна нулю, поэтому степень окисления хлора равна -1.  

• В соединении натрий-хлор степень окисления хлора будет отрицательной.  

• Сумма степеней окисления должна быть равна нулю, поэтому у хлора будет отрицательная степень окисления.  

• В примере с алюминием-хлор-4 степень окисления углерода будет -4.  

• В серной кислоте степень окисления водорода +1, а кислорода -2.  

• Степень окисления серы неизвестна, поэтому ее обозначаем за икс.  

• Сумма степеней окисления равна нулю, поэтому степень окисления серы равна +6.  

• Водород может иметь степень окисления не только +1, но и -1.  

• Пример: NaH, где Na имеет степень окисления +1, а H -1.  

• В случае NaH сумма степеней окисления равна нулю, так как заряд отсутствует.  

• В BaH2 барий имеет степень окисления +2, а водород -1.  

• В LiAlH4 литий имеет степень окисления +1, алюминий +3, а водород -1.  

• В этих примерах легко определить степень окисления водорода.  

• В Na2O2 натрий имеет степень окисления +1, кислород -1.  

• В BaO2 барий имеет степень окисления +2, кислород -1.  

• В OF2 фтор имеет степень окисления -1, кислород +2.  

• В некоторых случаях степень окисления кислорода может быть не -2.  

• В соединениях с фтором кислород может иметь степень окисления +2.  

• Важно аккуратно применять правила для определения степеней окисления.  

• В соединениях с хромом степень окисления может быть неопределенной.  

• Для расчета степени окисления хрома нужно знать степени окисления водорода и кислорода.  

• В таких случаях принимают, что водород имеет степень окисления +1, а кислород -2.  

• В соединениях из двух элементов степень окисления отрицательная у элемента с большей электроотрицательностью.  

• Пример: H2O, где у кислорода степень окисления -1, а у водорода +1.  

• Электроотрицательность элементов меняется в определенном порядке: фтор, кислород, азот.  

• Фтор имеет самую высокую электроотрицательность, кислород - следующую, азот - следующую.  

• Это помогает запомнить лидеров по электроотрицательности.  

• Электроотрицательность кислорода больше, чем у водорода, поэтому у кислорода будет отрицательная степень окисления.  

• У водорода степень окисления всегда положительная, максимальная - плюс один.  

• В пероксиде водорода степень окисления водорода равна плюс одному, а кислорода - минус одному.  

• В соединении из двух элементов отрицательная степень окисления будет у того, у кого больше электроотрицательность.  

• Пример: в сульфате степень окисления кислорода равна минус два, а азота - плюс пять.  

• В катионе аммония степень окисления азота равна минус три.  

• Важно знать, как считать степень окисления в нейтральных молекулах и заряженных ионах.  

• Примеры расчета степени окисления в различных соединениях.  

• Переход к классификации и номенклатуре неорганических веществ.  

• Простые вещества состоят из одного химического элемента, например, натрий Na или водород H2.  

• Сложные вещества состоят из двух или более элементов, например, Na2O или FeS.  

• Простые вещества делятся на металлы и неметаллы, хотя это деление условно.  

• Металлы включают элементы, которые не являются неметаллами, например, железо Fe.  

• Неметаллы включают элементы, которые не являются металлами, например, углерод C.  

• Некоторые элементы, такие как водород H2, образуют двухатомные молекулы.  

• Инертные газы, такие как гелий He и неон Ne, не вступают в реакции и не проявляют степени окисления.  

• В некоторых классификациях их относят к неметаллам, но в других они считаются инертными газами.  

• На экзаменах обычно не задают вопросы о классификации инертных газов.  

• Элементы главной подгруппы первой группы называются щелочными металлами, например, литий Li.  

• Элементы главной подгруппы второй группы называются щелочно-земельными металлами, например, кальций Ca.  

• Элементы главной подгруппы пятой группы называются халькогенами, например, кислород O2.  

• Элементы главной подгруппы седьмой группы называются галогенами, например, хлор Cl2.  

• Элементы главной подгруппы восьмой группы называются благородными газами, например, гелий He.  

• Благородные газы не реагируют с другими элементами, но могут образовывать соединения.  

• Аллотропия — это явление, когда один элемент может существовать в разных формах.  

• Пример: кислород может существовать как кислород O2 и озон O3.  

• Атомы одного элемента могут образовывать разные вещества.  

• Кислород может существовать как O2 и O3.  

• Фосфор также имеет разные аллотропные модификации: белый, красный, черный.  

• Сера существует в нескольких формах: ромбическая, моноклинная, пластическая.  

• Углерод не имеет аллотропной модификации, называемой "углерод".  

• Примеры аллотропных модификаций углерода: алмаз, графит, уголь, древесный уголь, кокс, сажа, активированный уголь, фуллерен, графен.  

• Эти вещества состоят из атомов углерода, но не называются "углерод".  

• Важно правильно писать формулы веществ, особенно в химических уравнениях.  

• Примеры: кислород всегда пишется как O2, озон — как O3.  

• Аллотропные модификации могут сильно отличаться по свойствам, включая химические.  

• Оксиды — это вещества, состоящие из кислорода в степени окисления -2 и другого элемента.  

• Примеры оксидов: Na2O, Co2O3.  

• Пероксиды и фториды кислорода не являются оксидами.  

• Номенклатура оксидов состоит из двух слов: "оксид" и название элемента в родительном падеже.  

• Примеры: оксид натрия Na2O, оксид хрома Cr2O3.  

• Если степень окисления элемента переменная, указывается в скобках после названия элемента.  

• Оксиды бывают пяти видов: основные, кислотные, амфотерные, не солеобразующие и двойные.  

• Двойные оксиды, такие как оксид железа Fe3O4, встречаются редко и не используются в ЕГЭ.  

• Важно уметь определять, является ли оксид металлом или неметаллом.  

• Оксиды металлов делятся на основные, амфотерные и кислотные в зависимости от степени окисления.  

• Примеры: оксид натрия Na2O, оксид меди CuO, оксид серебра Ag2O.  

• Амфотерные оксиды: оксид цинка ZnO, оксид бериллия BeO.  

• Неметаллы образуют только кислотные оксиды, кроме трех не солеобразующих: CO, NO2, NO.  

• Примеры кислотных оксидов: Cl2O7, CO2, B2O3, SO2, NO2.  

• Все оксиды неметаллов, кроме CO, NO2 и NO, являются кислотными.  

• Гидроксиды — это продукты взаимодействия оксидов с водой.  

• Основные гидроксиды соответствуют основным оксидам, кислотные — кислотным, амфотерные — амфотерным.  

• Основные гидроксиды — это гидроксиды металлов в степени окисления +1 и +2, кроме гидроксидов цинка и бериллия.  

• Основные оксиды соответствуют гидроксидам.  

• Пример: оксид кальция CaO соответствует гидроксиду кальция CaOH2.  

• Реакция с водой приводит к образованию гидроксида.  

• Пример: оксид железа FeO соответствует гидроксиду железа FeOH2.  

• Реакция с водой не идет, это мысленное действие.  

• Основные гидроксиды называются основаниями.  

• Кислотные оксиды соответствуют кислотным гидроксидам.  

• Пример: оксид серы SO3 соответствует гидроксиду серы H2SO4.  

• Степень окисления не меняется при реакции.  

• Пример: H2SO4 получается при добавлении воды к SO3.  

• Кислотные гидроксиды называются кислотами.  

• Кислоты содержат кислород, в отличие от безкислородных кислот.  

• Амфотерные гидроксиды соответствуют амфотерным оксидам.  

• Пример: оксид алюминия Al2O3 соответствует гидроксиду алюминия AlOH3.  

• Степень окисления не меняется, добавляется нужное количество гидроксогрупп.  

• Основные гидроксиды: CaOH2, NaOH, KOH, LiOH, CuOH2, FeOH2.  

• Амфотерные гидроксиды: AlOH3, ZnOH2, CrOH3.  

• Кислотные гидроксиды: H2SO4, H3PO4, HCl, HNO3.  

• Основные гидроксиды: гидроксид кальция CaOH2, гидроксид натрия NaOH.  

• Амфотерные гидроксиды: гидроксид алюминия AlOH3, гидроксид цинка ZnOH2.  

• Кислотные гидроксиды: серная кислота H2SO4, соляная кислота HCl.  

• Все гидроксиды содержат гидроксогруппы.  

• Пример: серная кислота H2SO4 содержит гидроксогруппы.  

• Умение рисовать структурные формулы гидроксидов не обязательно для ЕГЭ.  

• Гидроксиды могут быть кислотными или основными.  

• Примеры: серная кислота H2SO4 и кремниевая кислота H2SiO3.  

• Гидроксиды делятся на щелочи и слабые основания.  

• Щелочи: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH.  

• Сильные основания: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH.  

• Слабые основания: CuOH2, FeOH3, AlOH3.  

• Сильные основания распадаются на ионы в воде.  

• Слабые основания не распадаются на ионы.  

• Примеры: LiOH, NaOH, KOH.  

• Кислоты делятся на кислородсодержащие и бескислородные.  

• Примеры бескислородных кислот: H2S, HF, HBr, HCl, HI.  

• Водные растворы этих газов называются кислотами.  

• Названия кислот и анионов важны для образования солей.  

• Примеры: HF плавиковая кислота, HCl соляная кислота.  

• Анионы образуются при удалении водорода из кислот.  

• Примеры редких кислот: пиросерная кислота H2S2O7, фосфористая кислота H3PO3.  

• Эти кислоты редко встречаются в заданиях ЕГЭ.  

• Ортофосфорная кислота H3PO4 и метафосфорная кислота H3PO3.  

• Кремниевые кислоты: мета-кремниевая кислота H4SiO4, орто-кремниевая кислота H2SiO3.  

• Борные кислоты: орто-борная кислота H3BO3, мета-борная кислота H2BO3.  

• Названия этих кислот лучше запомнить.  

• Логика в запоминании кислот есть, но она не примитивна.  

• Для запоминания кислот лучше выучить их названия и формулы.  

• Соли классифицируются как средние, кислые, основные, двойные и смешанные.  

• Комплексные соли всегда имеют квадратные скобки в формуле.  

• В ЕГЭ встречаются две комплексные соли: калий-алюминий аш-четыре и калий-феррум цен-шестеро.  

• Эти соли растворимы в воде и используются в качественных реакциях.  

• Средние соли состоят из катиона металла или аммония и аниона кислотного остатка.  

• Катионы металлов и анионы кислотных остатков перечислены в таблице растворимости.  

• Пример: карбонат натрия Na2CO3.  

• Кислые соли содержат водород в анионе, который можно заместить металлом.  

• Пример: серная кислота может образовывать как средние, так и кислые соли.  

• Кислые соли имеют два типа катионов: металл или аммоний и катион водорода.  

• Пример: гидросульфат натрия Na2SO4*H2O.  

• В кислых солях водород в анионе можно заместить металлом.  

• Фосфорная кислота может образовывать несколько типов солей, что видно в таблице растворимости.  

• Фосфорная кислота может образовывать три типа солей: среднюю, кислую и основную.  

• Средняя соль содержит только катион металла, кислая соль содержит катион металла и водород, основная соль содержит катион металла и гидроксид-ион.  

• Примеры: NaH2PO4, Na2HPO4, NaH2PO3.  

• Кислые соли называются по количеству водорода в анионе: дигидрофосфат, гидрофосфат, моногидрофосфат.  

• Примеры: Na2HPO4, NaH2HPO4, NaH2PO3.  

• Таблица растворимости помогает определить, какие кислоты образуют кислые соли.  

• Основные соли образуются, когда в основании или амфотерном гидроксиде больше одной группы OH.  

• Пример: CuOH2Cl, где CuOH2 содержит две группы OH.  

• Основные соли содержат катион металла и гидроксид-ион, что делает их похожими на основания.  

• Основные соли называются по аниону кислотного остатка и катиону металла.  

• Пример: CuOH2CO3, где CuOH2 содержит катион меди и гидроксид-ион.  

• В ЕГЭ основные соли встречаются редко, но их номенклатура важна для классификации веществ.  

• Основные соли могут образовываться из оснований с более чем одной группой OH.  

• Пример: AlOH3Cl, где AlOH3 содержит три группы OH.  

• Номенклатура основных солей включает приставку гидрокса, например, гидрокса-хлорид меди.  

• Алюминий образует катион алюминия и может образовывать два типа основанных солей.  

• Первая соль: алюминий-о-аш дважды хлор, где хлор имеет заряд минус.  

• Вторая соль: алюминий-о-аш хлор дважды, где хлор имеет заряд минус, а алюминий - заряд два плюс.  

• Названия солей: дигидрокса хлорид и гидрокса хлорид.  

• Двойные соли имеют два разных катиона и один анион, например, натрий-калий-сульфат.  

• Смешанные соли имеют два разных аниона и один катион, например, кальций-хлор-о-хлор.  

• Названия смешанных солей: гипохлорид кальция.  

• Кристаллы-гидраты - это твердые вещества, которые могут быть солями или основаниями.  

• Пример: сульфат меди-4,5-аш2-о.  

• Точка в формуле показывает количество молекул воды, а не знак умножения.