Всё, что нас окружает, называют материей. Материя существует в двух формах: вещество и поле. Вещество состоит из частиц, обладающих массой покоя; поле (электромагнитное, гравитационное) такой массой не обладает.

Физическое тело — это конкретный предмет, имеющий форму и размеры: гвоздь, стакан, капля воды. Вещество — это то, из чего состоит тело: железо, стекло, вода. Один и тот же химический элемент может образовывать разные вещества — например, углерод существует как алмаз, графит, карбин и фуллерен. Это явление называют аллотропией.

Чистое вещество состоит из частиц одного вида и имеет постоянные свойства: температура плавления, плотность, цвет. Смесь содержит два и более веществ, и её свойства зависят от состава.

Сравнение чистого вещества и смеси

Смеси делят на гомогенные (однородные: раствор соли, воздух) и гетерогенные (неоднородные: молоко, гранит, взвесь мела). Разделяют смеси, опираясь на различие физических свойств компонентов.

• Фильтрование — отделение твёрдого от жидкости.
• Отстаивание и декантация — разделение несмешивающихся жидкостей или осадка.
• Выпаривание и кристаллизация — выделение растворённого вещества.
• Перегонка (дистилляция) — разделение жидкостей с разной температурой кипения.
• Магнитная сепарация — выделение веществ, притягивающихся магнитом.
• Хроматография — разделение за счёт разной скорости движения веществ по сорбенту.

Рис. 1. Перегонка разделяет жидкости с разными температурами кипения. Пары испаряются, конденсируются в холодильнике и собираются в приёмнике.

В физических явлениях меняется форма, агрегатное состояние или размеры, но не состав веществ: плавление льда, испарение воды, измельчение мела. В химических явлениях (химических реакциях) одни вещества превращаются в другие: горение, ржавление, скисание молока.

Признаки химической реакции: изменение цвета, выделение газа, выпадение осадка, выделение или поглощение теплоты, появление запаха. Эти признаки не всегда однозначны — растворение сахара в воде тоже меняет внешний вид, но веществом остаётся сахар.

Основные положения учения сформулировал Дж. Дальтон в начале XIX века:

1. Вещества состоят из молекул, молекулы — из атомов.
2. Атомы одного элемента одинаковы по массе и свойствам; атомы разных элементов различны.
3. При химических реакциях атомы не разрушаются, а переходят из одних молекул в другие.
4. Молекулы простого вещества состоят из одинаковых атомов, сложного — из разных.

Современная наука уточнила эти положения: атомы одного элемента могут различаться по массе (изотопы), а молекула — не единственная форма существования вещества (ионы, атомные кристаллы, металлы).

Простые вещества образованы атомами одного элемента: O₂, O₃, Fe, S. Сложные вещества образованы атомами разных элементов: H₂O, NaCl, H₂SO₄. Число известных простых веществ превышает число элементов из-за аллотропии.

Ключевые слова: вещество, смесь, аллотропия, физическое явление, химическая реакция, закон сохранения массы, дальтониды, бертоллиды.

1. Чем физическое тело отличается от вещества? Приведите по два примера.
2. Почему раствор соли считают смесью, а саму соль — чистым веществом?
3. Какие методы разделения применимы для смеси: а) воды и песка; б) воды и спирта; в) железных и медных опилок?
4. Сформулируйте закон сохранения массы и объясните его с точки зрения атомно-молекулярного учения.
5. Что такое аллотропия? Приведите примеры для углерода, кислорода и фосфора.

В 1897 г. Дж. Томсон открыл электрон. Его модель («пудинг с изюмом») предполагала, что положительный заряд распределён по всему атому, а электроны вкраплены в него. Опыт Э. Резерфорда (1909–1911) разрушил эту картину: при бомбардировке золотой фольги α-частицами небольшая их часть отклонялась на большие углы. Значит, положительный заряд и почти вся масса сосредоточены в крошечном ядре.

Размер атома — порядка 10⁻¹⁰ м, ядра — 10⁻¹⁵ м. Если увеличить атом до размеров стадиона, ядро будет размером с горошину.

Планетарная модель Резерфорда противоречила классической электродинамике: движущийся с ускорением электрон должен излучать энергию и падать на ядро. Н. Бор в 1913 г. предложил постулаты:

1. Электрон движется только по разрешённым стационарным орбитам, не излучая энергию.
2. Переход между орбитами сопровождается излучением или поглощением кванта энергии: hν = E₂ − E₁.
3. Момент импульса электрона квантован: mvr = n·h/(2π).

Модель Бора точно объяснила спектр водорода, но не годилась для многоэлектронных атомов. Современная квантовая модель описывает электрон не точкой на орбите, а электронным облаком — областью пространства, где вероятность найти электрон максимальна (подробнее — § 15).

Состояние электрона задают четыре квантовых числа:

Квантовые числа и их смысл

Электроны заполняют орбитали по трём правилам:

• Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырёх квантовых чисел; на одной орбитали — максимум два электрона с противоположными спинами.
• Правило Хунда: в пределах подуровня электроны занимают орбитали поодиночке, прежде чем спариваться.
• Правило Клечковского (Маделунга): заполнение идёт в порядке возрастания суммы n + l; при равной сумме — в порядке возрастания n.

Последовательность заполнения: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p.

Рис. 2. Атом натрия ²³Na: 11 протонов, 12 нейтронов, 11 электронов. Электронная конфигурация 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹. Один электрон во внешнем слое определяет химические свойства натрия.

Д. И. Менделеев в 1869 г. расположил элементы по возрастанию атомных масс и обнаружил периодичность свойств. Он оставил пустые клетки для ещё не открытых элементов и предсказал их свойства — галлия, скандия, германия. Современная таблица упорядочена по заряду ядра, что устраняет аномалии, связанные с изотопами.

Период — горизонтальный ряд, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся благородным газом. Номер периода равен числу энергетических уровней. Группа — вертикальный столбец; номер группы (для главных подгрупп) равен числу валентных электронов. Подгруппы объединяют элементы с похожими свойствами: главные (s- и p-элементы) и побочные (d-элементы).

Рис. 3. В периоде слева направо радиус атома уменьшается, а энергия ионизации растёт. Провалы у Al и S объясняются особенностями заполнения p-подуровня.

Ключевые слова: протон, нейтрон, изотоп, орбиталь, квантовое число, электронная конфигурация, периодический закон, энергия ионизации.

1. Почему опыт Резерфорда позволил отказаться от модели Томсона?
2. Сколько протонов, нейтронов и электронов содержит атом ⁵⁶Fe? А ион Fe²⁺?
3. Запишите электронные конфигурации атомов Na, Mg, Al и объясните, как меняются их восстановительные свойства.
4. Почему энергия ионизации у натрия меньше, чем у магния, хотя заряд ядра больше?
5. Объясните, почему в группе щелочных металлов активность растёт сверху вниз.

Электроотрицательность (ЭО) — способность атома притягивать к себе электроны в химической связи. Наибольшая ЭО у фтора (4,0 по шкале Полинга), наименьшая — у франция (0,7).

Разность ЭО Δχ определяет тип связи:

• Δχ ≈ 0 — ковалентная неполярная (H₂, Cl₂, O₂);
• 0 < Δχ < 1,7 — ковалентная полярная (HCl, H₂O, NH₃);
• Δχ > 1,7 — ионная (NaCl, KBr, CaO).

Граница условна: связь в HF (Δχ = 1,9) описывают как сильно полярную ковалентную, а не чисто ионную. Реального «перехода» электрона не происходит — есть лишь смещение электронной плотности.

Рис. 4. Три основных типа химической связи. Ионная — притяжение противоположных ионов; ковалентная — общая электронная пара; металлическая — катионы в «море» делокализованных электронов.

Ионная связь возникает между атомами с большой разностью электроотрицательностей: типичный металл отдаёт электроны, типичный неметалл принимает. Например:

Na − e⁻ → Na⁺    Cl + e⁻ → Cl⁻

Ионы удерживаются электростатическим притяжением. Ионная связь ненаправленна и ненасыщаема: каждый ион притягивает все противоположные ионы вокруг, поэтому образуется ионная кристаллическая решётка, а не отдельная молекула.

Энергия ионной связи тем больше, чем больше заряды ионов и меньше их радиусы (закон Кулона). Поэтому t_пл(MgO) = 2852 °C, а t_пл(NaCl) = 801 °C.

Ковалентная связь образуется за счёт обобществления электронных пар при перекрывании орбиталей. Различают:

• неполярную — электронная пара принадлежит одинаковым атомам (H–H, Cl–Cl);
• полярную — пара смещена к более электроотрицательному атому (H–Cl);
• донорно-акцепторную — одна частица предоставляет пару, другая — свободную орбиталь (NH₄⁺: NH₃ + H⁺).

По кратности связи делят на одинарные (σ), двойные (σ + π) и тройные (σ + 2π). σ-Связь возникает при перекрывании вдоль оси, π-связь — при боковом перекрывании p-орбиталей; π-связь слабее и легче разрывается.

В металлах валентные электроны делокализованы по всему кристаллу («электронный газ»), а узлы решётки заняты катионами. Это объясняет электропроводность, теплопроводность, ковкость и металлический блеск.

Водородная связь — межмолекулярное взаимодействие атома H, связанного с сильно электроотрицательным атомом (O, N, F), с неподелённой парой другого атома. Она в 10–20 раз слабее ковалентной, но определяет аномально высокие температуры кипения воды, спиртов, аммиака и структуру белков и ДНК.

Типы кристаллических решёток и свойства веществ

Рис. 5. В решётке NaCl ионы Na⁺ и Cl⁻ чередуются; координационное число 6:6. В узлах находятся ионы, а не молекулы, поэтому у NaCl нет молекулярной массы в привычном смысле.

Ключевые слова: электроотрицательность, ионная связь, ковалентная связь, σ- и π-связь, кристаллическая решётка, водородная связь.

1. Почему NaCl не существует в виде отдельных молекул?
2. Чем полярная ковалентная связь отличается от ионной? Где проходит граница?
3. Объясните, почему вода кипит при 100 °C, а сероводород — при −60 °C.
4. Почему алмаз твёрже графита, если оба состоят из углерода?
5. Какие связи присутствуют в молекуле NH₄Cl?

Количество вещества обозначают n и измеряют в молях. Связь с числом частиц: N = n·N_A.

Молярная масса M — масса одного моля вещества, г/моль. Численно равна относительной молекулярной массе:

n = m / M   ⇔   m = n·M

Для газов при нормальных условиях (0 °C, 101,3 кПа) один моль занимает молярный объём V_m = 22,4 л/моль:

n = V / V_m

Плотность газа ρ = m/V = M/V_m. Относительная плотность одного газа по другому: D = M₁/M₂ (по водороду D = M/2, по воздуху D = M/29).

Алгоритм:

1. Записать уравнение и расставить коэффициенты.
2. Найти количество известного вещества: n = m/M или n = V/V_m.
3. По коэффициентам определить количество искомого вещества.
4. Перевести количество в массу или объём.

Если даны массы двух реагентов, задача может быть на избыток и недостаток: расчёт ведут по веществу, которое израсходуется полностью (лимитирующему реагенту).

Ключевые слова: моль, постоянная Авогадро, молярная масса, молярный объём, молярная концентрация, эквивалент, выход реакции.

1. Почему моль называют «мостом» между микро- и макромиром?
2. Численно молярная масса совпадает с относительной молекулярной. В чём различие этих величин?
3. Как найти массу одной молекулы вещества, зная его молярную массу?
4. Почему при расчёте по недостатку получается максимально возможный выход?

Все вещества делят на простые (металлы и неметаллы) и сложные. Среди сложных выделяют четыре основных класса:

Основные оксиды образованы металлами в степени окисления +1, +2 (Na₂O, CaO, CuO). Им соответствуют основания. Кислотные — неметаллами или металлами в высокой степени окисления (SO₃, CO₂, Mn₂O₇); им соответствуют кислоты. Амфотерные проявляют свойства и основных, и кислотных (Al₂O₃, ZnO, BeO, Cr₂O₃). Несолеобразующие — CO, NO, N₂O — не образуют солей.

Типичные реакции:

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

CaO + CO₂ → CaCO₃

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O

Щёлочи — растворимые основания (LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂). Остальные основания нерастворимы и разлагаются при нагревании:

Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

Амфотерные гидроксиды (Al(OH)₃, Zn(OH)₂) реагируют и с кислотами, и со щелочами:

Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O

Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄]

Кислоты классифицируют по числу атомов H (одно-, двух-, трёхосновные), по наличию кислорода (кислородсодержащие и бескислородные) и по силе. Сильные кислоты диссоциируют полностью: HCl, HBr, HI, H₂SO₄, HNO₃, HClO₄. Слабые — частично: H₂CO₃, H₂S, CH₃COOH, HF.

Общие свойства кислот: взаимодействие с металлами (до H в ряду напряжений), с основными оксидами, основаниями и солями:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O

NaOH + HNO₃ → NaNO₃ + H₂O

CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O

Средние соли содержат только катион металла и анион кислоты (Na₂SO₄). Кислые — с остатком водорода (NaHCO₃, Ca(H₂PO₄)₂). Основные — с гидроксид-ионом (Cu(OH)Cl).

Способы получения солей:

• металл + кислота: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑;
• оксид + кислота: CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O;
• основание + кислота: NaOH + HCl → NaCl + H₂O;
• соль + соль: AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃;
• соль + металл: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu.

Металл → основный оксид → основание → соль:

Ca → CaO → Ca(OH)₂ → CaCl₂

Неметалл → кислотный оксид → кислота → соль:

S → SO₂ → H₂SO₃ → Na₂SO₃

Ключевые слова: оксид, основание, кислота, соль, амфотерность, генетическая связь, Брёнстед, Льюис.

1. Почему CO не относят ни к основным, ни к кислотным оксидам?
2. Какие оксиды называют амфотерными? Приведите примеры и уравнения реакций.
3. Чем кислая соль отличается от средней? Как из кислой соли получить среднюю?
4. Почему Al(OH)₃ растворяется в избытке щёлочи, а Mg(OH)₂ — нет?

Раствор — гомогенная система переменного состава, состоящая из растворителя и растворённых веществ. При растворении происходит не только физическое распределение частиц, но и их взаимодействие с молекулами воды — гидратация. Поэтому растворение часто сопровождается тепловым эффектом: NaOH выделяет тепло, NH₄NO₃ поглощает.

Растворимость — максимальная масса вещества, которая может раствориться в 100 г растворителя при данной температуре. По растворимости вещества делят на хорошо растворимые, малорастворимые и практически нерастворимые (см. приложение Б).

Насыщенный раствор находится в равновесии с нерастворившимся веществом; ненасыщенный может растворить ещё порцию; пересыщенный содержит больше вещества, чем соответствует растворимости, и неустойчив.

Массовая доля ω = m(вещества)/m(раствора). Молярная концентрация c = n/V (моль/л). Для пересчёта нужна плотность раствора ρ:

c = ω·ρ·1000 / M

Сильные электролиты диссоциируют практически полностью (α → 1): HCl, H₂SO₄, HNO₃, NaOH, KOH, Ba(OH)₂, все растворимые соли. Слабые — частично (α ≪ 1): H₂CO₃, H₂S, CH₃COOH, NH₃·H₂O, H₂O.

NaCl → Na⁺ + Cl⁻

H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻

CH₃COOH ⇄ CH₃COO⁻ + H⁺

Степень диссоциации α = n(распавшихся)/n(общее). Она зависит от природы электролита, концентрации (при разбавлении растёт) и температуры.

Реакции в растворах записывают в трёх формах: молекулярной, полной ионной и сокращённой ионной. Например:

BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl

Ba²⁺ + 2Cl⁻ + 2Na⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2Cl⁻

Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓

Ионы, не участвующие в реакции, сокращаются. Реакция идёт до конца, если образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество (вода):

H⁺ + OH⁻ → H₂O

2H⁺ + CO₃²⁻ → H₂O + CO₂↑

Ключевые слова: раствор, растворимость, молярная концентрация, электролит, степень диссоциации, ионное уравнение, гидролиз.

1. Почему растворение серной кислоты в воде сопровождается сильным нагреванием?
2. Чем насыщенный раствор отличается от концентрированного?
3. Почему уксусная кислота — слабый электролит, хотя её раствор проводит ток?
4. Какие ионы сокращаются в ионном уравнении и почему?
5. Определите среду растворов: Na₂S, FeCl₃, KNO₃.

Правила определения:

• в простом веществе степень окисления равна 0;
• H: +1 (кроме гидридов — −1, например NaH);
• O: −2 (кроме пероксидов — −1, и OF₂ — +2);
• F: всегда −1;
• металлы I–III групп — соответственно +1, +2, +3;
• алгебраическая сумма степеней окисления в молекуле равна 0, в ионе — заряду иона.

Например, в H₂SO₄: 2·(+1) + x + 4·(−2) = 0 → x = +6. В NH₄⁺: x + 4·(+1) = +1 → x = −3.

Окислители: KMnO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃, концентрированная H₂SO₄, галогены, O₂, O₃, H₂O₂. Восстановители: металлы, H₂, C, CO, H₂S, SO₂, NH₃, иодиды.

1. Записать уравнение и определить степени окисления всех элементов.
2. Выделить элементы, изменившие степень окисления.
3. Составить полуреакции окисления и восстановления.
4. Уравнять число отданных и принятых электронов (найти НОК).
5. Расставить коэффициенты и проверить баланс атомов и зарядов.

В некоторых реакциях один и тот же элемент одновременно и окисляется, и восстанавливается. Например, хлор в щёлочи:

Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

Здесь Cl⁰ → Cl⁻ (−1) и Cl⁰ → Cl⁺¹ (+1). При нагревании продукт меняется:

3Cl₂ + 6KOH → 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

Ключевые слова: степень окисления, окислитель, восстановитель, электронный баланс, диспропорционирование, полуреакция.

1. Почему степень окисления называют условной величиной?
2. Может ли одно вещество быть и окислителем, и восстановителем? Приведите пример.
3. Почему перманганат в нейтральной среде восстанавливается только до MnO₂?
4. Чем внутримолекулярная ОВР отличается от межмолекулярной?

Неметаллы занимают верхний правый угол таблицы. Для них характерны высокая электроотрицательность, способность принимать электроны (окислительные свойства) и образование ковалентных связей. Исключение — благородные газы с заполненной оболочкой.

Водородные соединения неметаллов — летучие вещества с молекулярной решёткой: HCl, H₂S, NH₃, CH₄. Их водные растворы могут быть кислотами (HCl, H₂S) или основаниями (NH₃). Высшие оксиды — кислотные: SO₃, N₂O₅, P₂O₅, CO₂, SiO₂.

F₂, Cl₂, Br₂, I₂ — типичные окислители, сила которых падает от фтора к иоду. Фтор окисляет даже воду:

2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂

Хлор в лаборатории получают окислением концентрированной соляной кислоты:

MnO₂ + 4HCl(конц.) → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

Качественная реакция на хлориды — образование белого творожистого осадка AgCl, нерастворимого в азотной кислоте. AgBr — кремовый, AgI — жёлтый.

Кислород — самый распространённый элемент земной коры. В лаборатории его получают разложением перманганата или пероксида водорода:

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

2H₂O₂ → 2H₂O + O₂↑ (катализатор MnO₂)

Сера образует несколько аллотропных форм; наиболее устойчива ромбическая. При горении даёт SO₂, который каталитически окисляется до SO₃ — ключевая стадия производства серной кислоты:

S + O₂ → SO₂

2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃ (V₂O₅, 450 °C)

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Концентрированная H₂SO₄ — сильный окислитель за счёт S⁺⁶; разбавленная — обычная сильная кислота.

Азот N₂ инертен из-за очень прочной тройной связи (E = 945 кДж/моль). В промышленности аммиак получают по процессу Габера:

N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ (Fe, 450–500 °C, 200 атм)

Аммиак — слабое основание; с кислотами образует соли аммония:

NH₃ + HCl → NH₄Cl

NH₃ + H₂O ⇄ NH₃·H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH⁻

Азотная кислота — сильный окислитель; продукт восстановления зависит от концентрации и активности металла. С медью:

Cu + 4HNO₃(конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

3Cu + 8HNO₃(разб.) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

Фосфор существует как белый (P₄), красный и чёрный. P₂O₅ — сильное водоотнимающее средство; H₃PO₄ — кислота средней силы, трёхосновная.

Углерод — основа органической химии. Его оксиды: CO (несолеобразующий, сильный восстановитель) и CO₂ (кислотный). Угольная кислота H₂CO₃ неустойчива и существует только в растворе:

CO₂ + H₂O ⇄ H₂CO₃ ⇄ H⁺ + HCO₃⁻

Кремний — второй по распространённости элемент земной коры; SiO₂ (кварц, песок) имеет атомную решётку и очень высокую температуру плавления. Кремниевая кислота H₂SiO₃ практически нерастворима и выпадает в осадок при действии кислоты на силикат:

Na₂SiO₃ + 2HCl → H₂SiO₃↓ + 2NaCl

Ключевые слова: галогены, аллотропия, серная кислота, аммиак, азотная кислота, кремниевая кислота, инертная пара.

1. Почему фтор не проявляет положительных степеней окисления?
2. Как отличить хлорид, бромид и иодид натрия?
3. Почему азот при обычных условиях не реагирует с кислородом?
4. Чем концентрированная серная кислота отличается по свойствам от разбавленной?
5. Почему CO₂ — газ, а SiO₂ — твёрдое вещество с высокой температурой плавления?

Металлы — элементы, атомы которых легко отдают валентные электроны, превращаясь в катионы. В твёрдом состоянии они образуют металлическую кристаллическую решётку. По химическим свойствам металлы — восстановители.

Ряд напряжений (стандартных электродных потенциалов) показывает восстановительную способность:

Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

Металлы левее водорода вытесняют его из разбавленных кислот; каждый металл вытесняет из раствора соли металлы, стоящие правее него.

Активные металлы (Na, K, Ca) реагируют с водой при обычных условиях; менее активные (Mg, Al) — при нагревании или после разрушения оксидной плёнки; Zn, Fe — с парами воды; Cu, Ag, Au — не реагируют.

Алюминий — самый распространённый металл земной коры. На воздухе покрывается прочной оксидной плёнкой, которая защищает его от коррозии (пассивация). Поэтому алюминий устойчив к воде и разбавленным кислотам.

Al₂O₃ и Al(OH)₃ амфотерны:

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH + 3H₂O → 2Na[Al(OH)₄]

Алюминотермия — восстановление металлов алюминием:

Fe₂O₃ + 2Al → 2Fe + Al₂O₃ + Q

Железо проявляет степени окисления +2 и +3. С разбавленными кислотами образует соли Fe(II), с сильными окислителями — Fe(III):

Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑

2Fe + 3Cl₂ → 2FeCl₃

2FeCl₃ + Fe → 3FeCl₂

Гидроксид железа(II) на воздухе быстро окисляется:

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃

Качественные реакции: Fe³⁺ + 3SCN⁻ → Fe(SCN)₃ (кроваво-красный раствор); Fe²⁺ с красной кровяной солью даёт синий осадок турнбулевой сини.

Химическая коррозия — взаимодействие с газами без участия тока (ржавление во влажном воздухе). Электрохимическая — в присутствии электролита, с возникновением микрогальванических пар: железо окисляется на анодных участках, кислород восстанавливается на катодных.

Fe − 2e⁻ → Fe²⁺ (анод)

O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻ (катод)

Способы защиты: нанесение покрытий (краска, лак, цинк, хром), легирование (нержавеющая сталь), протекторная защита (цинковый анод), ингибиторы, катодная защита.

Сплавы: сталь (Fe + C до 2 %), чугун (C 2–4 %), дюралюминий (Al + Cu + Mg), бронза (Cu + Sn), латунь (Cu + Zn).

Ключевые слова: ряд напряжений, амфотерность, пассивация, алюминотермия, коррозия, сплав.

1. Почему натрий хранят под слоем керосина?
2. Почему алюминий не растворяется в разбавленной соляной кислоте без нагревания?
3. Чем отличается химическая коррозия от электрохимической?
4. Почему цинк защищает железо, хотя сам активнее его?
5. Как отличить растворы FeCl₂ и FeCl₃?

Ряд металла: металл → основный оксид → основание → соль.

Cu → CuO → CuSO₄ → Cu(OH)₂ → CuO

Ряд неметалла: неметалл → кислотный оксид → кислота → соль.

C → CO₂ → H₂CO₃ → Na₂CO₃

Амфотерный ряд включает и основные, и кислотные превращения:

Al → Al₂O₃ → AlCl₃ → Al(OH)₃ → Na[Al(OH)₄]

Окраска пламени — простой и быстрый способ:

Осадки гидроксидов: Cu(OH)₂ — голубой, Fe(OH)₃ — бурый, Fe(OH)₂ — серо-зелёный (быстро буреет), Al(OH)₃ и Zn(OH)₂ — белые, растворяются в избытке щёлочи, Mg(OH)₂ — белый, не растворяется.

Газы: CO₂ мутнеет известковую воду; H₂ даёт хлопок при поднесении горящей лучинки; O₂ поддерживает горение; NH₃ окрашивает влажную красную лакмусовую бумагу в синий; Cl₂ обесцвечивает влажную индикаторную бумагу.

Схема: определить класс вещества → предположить возможные катионы и анионы → выбрать специфические реагенты → исключить мешающие ионы.

Ключевые слова: генетический ряд, качественная реакция, осадок, окраска пламени, маскирование, ПР.

1. Почему генетический ряд металла начинается с основного оксида, а неметалла — с кислотного?
2. Как отличить карбонат от сульфита, если оба выделяют газ с кислотой?
3. Почему при обнаружении сульфатов пробу подкисляют?
4. Какие ионы мешают обнаружению хлоридов и как это устранить?

Теорию химического строения сформулировал А. М. Бутлеров в 1861 г.:

1. Атомы в молекулах соединены в определённой последовательности согласно их валентности — это химическое строение.
2. Свойства вещества определяются не только составом, но и строением.
3. Строение можно установить по химическим свойствам, и наоборот — по строению предсказать свойства.
4. Атомы в молекуле взаимно влияют друг на друга.

Углерод четырёхвалентен и образует прочные связи C–C, C–H, C–O, C–N. Цепи могут быть линейными, разветвлёнными и циклическими; это даёт огромное разнообразие скелетов.

Органические соединения делят по строению скелета (алифатические, циклические, ароматические) и по функциональной группе (спирты, альдегиды, кислоты, амины и т. д.).

Гомологический ряд — ряд веществ с одинаковой функциональной группой и сходным строением, различающихся на группу CH₂. Например, алканы: CH₄, C₂H₆, C₃H₈, C₄H₁₀… Общая формула C_nH_2n+2.

Рис. 6. У пентана три структурных изомера с разными температурами кипения. У бутена-2 возможна цис-транс-изомерия из-за жёсткости двойной связи.

Виды изомерии:

• структурная: изомерия углеродного скелета, положения функциональной группы или кратной связи;
• межклассовая: этанол C₂H₅OH и диметиловый эфир CH₃OCH₃ — одинаковый состав C₂H₆O;
• пространственная: геометрическая (цис-транс) и оптическая (зеркальные антиподы).

Число изомеров быстро растёт с числом атомов углерода: у C₄H₁₀ — 2, у C₅H₁₂ — 3, у C₆H₁₄ — 5, у C₁₀H₂₂ — 75.

1. Выбрать самую длинную цепь, содержащую функциональную группу или кратную связь.
2. Пронумеровать цепь с того конца, где заместитель или группа получает меньший номер.
3. Назвать заместители с указанием положения, затем основную цепь с суффиксом класса.

Пример: CH₃–CH(CH₃)–CH₂–OH — 2-метилпропанол-1.

Индуктивный эффект (I) — смещение электронной плотности по σ-связям под влиянием электроотрицательного заместителя. Он затухает с расстоянием. CF₃– сильно оттягивает электроны (−I), алкильные группы — слабо отдают (+I).

Мезомерный эффект (M) — перераспределение π-электронов в сопряжённой системе. Группа –OH в феноле проявляет +M-эффект, повышая электронную плотность в кольце; –NO₂ — −M-эффект, понижая её.

По механизму различают радикальные (характерны для алканов), электрофильные (алкены, арены) и нуклеофильные (спирты, галогеналканы) реакции.

Ключевые слова: теория Бутлерова, гомология, изомерия, номенклатура ИЮПАК, индуктивный эффект, мезомерный эффект, ароматичность.

1. Почему органических веществ значительно больше, чем неорганических?
2. Чем гомолог отличается от изомера?
3. Какие виды изомерии возможны для C₄H₈? Приведите примеры.
4. Объясните, почему бензол вступает в реакции замещения, а не присоединения.
5. Как индуктивный эффект влияет на кислотность карбоновых кислот?

Общая формула C_nH_2n+2, все связи одинарные, гибридизация sp³. Метан, этан, пропан — газы; C₅–C₁₅ — жидкости; высшие — твёрдые вещества.

Алканы химически малоактивны. Типичные реакции — радикальное замещение при освещении:

CH₄ + Cl₂ → CH₃Cl + HCl (hν)

Механизм: инициирование (Cl₂ → 2Cl·), рост цепи (Cl· + CH₄ → HCl + CH₃·; CH₃· + Cl₂ → CH₃Cl + Cl·), обрыв цепи.

При нагревании и катализе алканы подвергаются крекингу и изомеризации:

C₁₀H₂₂ → C₅H₁₂ + C₅H₁₀

Горение: 2C₂H₆ + 7O₂ → 4CO₂ + 6H₂O + Q.

Общая формула C_nH_2n, одна двойная связь, sp²-гибридизация, плоская молекула. Двойная связь — источник высокой реакционной способности.

Электрофильное присоединение:

C₂H₄ + H₂ → C₂H₆ (Ni, t)

C₂H₄ + Br₂ → C₂H₄Br₂

CH₃–CH=CH₂ + HBr → CH₃–CHBr–CH₃

C₂H₄ + H₂O → C₂H₅OH (H₃PO₄, t)

Обесцвечивание бромной воды — качественная реакция на двойную связь. Окисление перманганатом в нейтральной среде даёт гликоль (реакция Вагнера).

Полимеризация: n CH₂=CH₂ → (–CH₂–CH₂–)ₙ (полиэтилен).

Общая формула C_nH_2n−2, одна тройная связь, sp-гибридизация, линейная молекула. Ацетилен C₂H₂ — газ, получают карбидным способом:

CaC₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + C₂H₂↑

Алкины присоединяют две молекулы реагента:

C₂H₂ + 2Br₂ → C₂H₂Br₄

C₂H₂ + H₂O → CH₃CHO (Hg²⁺, H⁺)

Терминальный алкин (R–C≡C–H) проявляет слабые кислотные свойства: с аммиачным раствором Ag₂O даёт ацетиленид серебра (белый осадок) — качественная реакция.

Бензол C₆H₆ — плоское шестиугольное кольцо с чередующимися двойными связями; все связи равноценны (длина 0,140 нм). Ароматическая система из 6 π-электронов устойчива, поэтому бензол вступает в электрофильное замещение:

C₆H₆ + HNO₃ → C₆H₅NO₂ + H₂O (H₂SO₄, 50–60 °C)

C₆H₆ + Br₂ → C₆H₅Br + HBr (FeBr₃)

C₆H₆ + CH₃Cl → C₆H₅CH₃ + HCl (AlCl₃)

Гомологи бензола (толуол, ксилолы) окисляются по боковой цепи: C₆H₅CH₃ + [O] → C₆H₅COOH.

Нефть — смесь алканов, циклоалканов и аренов; разделяется фракционной перегонкой на бензин, керосин, дизельное топливо, мазут. Природный газ — в основном метан. Каменный уголь даёт при коксовании арены и графит.

Ключевые слова: алканы, алкены, алкины, арены, правило Марковникова, полимеризация, ароматичность.

1. Почему алканы называют предельными?
2. Какая реакция доказывает наличие двойной связи в алкене?
3. Почему ацетилен проявляет кислотные свойства, а этилен — нет?
4. Почему бензол не обесцвечивает бромную воду?
5. Как отличить бензол от гексена?

Спирты содержат гидроксильную группу –OH при sp³-углероде. По числу групп различают одно-, двух- и трёхатомные (этанол, этиленгликоль, глицерин), по положению — первичные, вторичные, третичные.

Водородная связь между молекулами объясняет высокие температуры кипения: этанол кипит при 78 °C, хотя его молекулярная масса близка к массе пропана (−42 °C).

Химические свойства:

2C₂H₅OH + 2Na → 2C₂H₅ONa + H₂↑

C₂H₅OH + HBr → C₂H₅Br + H₂O

C₂H₅OH → C₂H₄ + H₂O (H₂SO₄, 170 °C)

2C₂H₅OH → C₂H₅–O–C₂H₅ + H₂O (140 °C)

Окисление этанола оксидом меди(II) даёт этаналь:

C₂H₅OH + CuO → CH₃CHO + Cu + H₂O

Этанол получают гидратацией этилена и брожением глюкозы. Он токсичен; метанол вызывает слепоту и смерть.

Фенол C₆H₅OH содержит –OH при ароматическом кольце. В отличие от спиртов, он проявляет заметную кислотность: бензольное кольцо стабилизирует фенолят-ион.

C₆H₅OH + NaOH → C₆H₅ONa + H₂O

C₆H₅OH + 3Br₂ → C₆H₂Br₃OH↓ + 3HBr

С FeCl₃ фенол даёт фиолетовое окрашивание — качественная реакция. Фенол применяют для производства пластмасс и антисептиков.

Рис. 7. Функциональная группа определяет класс соединения и его главные химические свойства.

Альдегиды содержат группу –CHO, кетоны — карбонил C=O между двумя углеродными радикалами. Карбонильный углерод электрофилен, поэтому типичны реакции нуклеофильного присоединения.

Качественные реакции на альдегиды:

RCHO + 2[Ag(NH₃)₂]OH → RCOONH₄ + 2Ag↓ + 3NH₃ + H₂O

RCHO + 2Cu(OH)₂ → RCOOH + Cu₂O↓ + 2H₂O

Первая — «серебряное зеркало», вторая — красный осадок оксида меди(I). Кетоны эти реакции не дают, что позволяет различить классы.

Восстановление альдегида даёт спирт: CH₃CHO + H₂ → C₂H₅OH (Ni, t). Формальдегид HCHO — газ, водный раствор (формалин) — консервант.

Содержат группу –COOH. Низшие кислоты — жидкости с резким запахом, растворимы в воде; высшие — твёрдые, нерастворимы.

Кислотность растёт с числом электроноакцепторных заместителей: CH₃COOH (pK_a 4,76) < ClCH₂COOH (2,86) < Cl₂CHCOOH (1,29) < CF₃COOH (0,23).

Этерификация — образование сложного эфира с отщеплением воды:

CH₃COOH + C₂H₅OH ⇄ CH₃COOC₂H₅ + H₂O (H₂SO₄)

Реакция обратима; для сдвига равновесия отводят воду или берут избыток спирта.

Сложные эфиры — производные кислот и спиртов. Многие имеют приятный запах (фруктовые эссенции). Жиры — сложные эфиры глицерина и высших карбоновых кислот (стеариновой, пальмитиновой, олеиновой).

Гидролиз жира в щелочной среде — омыление:

C₃H₅(OCOR)₃ + 3NaOH → C₃H₅(OH)₃ + 3RCOONa

Продукты — глицерин и мыло (натриевые соли жирных кислот).

Моносахариды: глюкоза C₆H₁₂O₆ (альдегидоспирт), фруктоза (кетоспирт). Дисахариды: сахароза C₁₂H₂₂O₁₁, мальтоза, лактоза. Полисахариды: крахмал, целлюлоза, гликоген.

Глюкоза окисляется аммиачным раствором оксида серебра и гидроксидом меди(II) при нагревании. Крахмал даёт синее окрашивание с иодом. Сахароза не восстанавливает Cu(OH)₂, но после гидролиза — да.

Ключевые слова: спирты, фенолы, альдегиды, кетоны, карбоновые кислоты, этерификация, жиры, углеводы.

1. Почему этанол кипит выше пропана, хотя их молекулярные массы близки?
2. Почему фенол кислее этанола?
3. Как отличить раствор формальдегида от ацетона?
4. Почему этерификация обратима и как сместить равновесие?
5. Почему крахмал и целлюлоза имеют одинаковую формулу, но разные свойства?

Амины — производные аммиака, в которых атомы водорода заменены углеводородными радикалами. Амины проявляют основные свойства за счёт неподелённой пары азота.

CH₃NH₂ + HCl → CH₃NH₃Cl

CH₃NH₂ + H₂O ⇄ CH₃NH₃⁺ + OH⁻

Основность в газовой фазе растёт с числом алкильных групп (+I-эффект), но в водном растворе анилин слабее аммиака: его неподелённая пара сопряжена с ароматическим кольцом и менее доступна для протона.

C₆H₅NH₂ + Br₂ → C₆H₂Br₃NH₂↓ + HBr

Аминокислоты содержат –NH₂ и –COOH. В нейтральном растворе они существуют как цвиттер-ионы (внутренние соли): –NH₃⁺ и –COO⁻. Поэтому они амфотерны и имеют изоэлектрическую точку — значение pH, при котором заряд молекулы равен нулю.

При взаимодействии двух аминокислот образуется пептидная связь:

H₂N–CHR–COOH + H₂N–CHR′–COOH → H₂N–CHR–CO–NH–CHR′–COOH + H₂O

Белки — полипептиды из сотен и тысяч остатков аминокислот. Различают первичную структуру (последовательность), вторичную (α-спираль, β-слой), третичную (пространственная укладка) и четвертичную (ансамбль субъединиц).

Денатурация — потеря нативной структуры под действием нагрева, кислот, солей тяжёлых металлов, спиртов. Она необратима для глобулярных белков и лежит в основе стерилизации.

Качественные реакции: биуретовая (фиолетовое окрашивание с Cu(OH)₂ в щелочной среде) — на пептидные связи; ксантопротеиновая (жёлтое окрашивание с HNO₃) — на ароматические кольца.

ДНК и РНК — полимеры нуклеотидов. Нуклеотид состоит из азотистого основания (аденин, гуанин, цитозин, тимин или урацил), пятиуглеродного сахара (дезоксирибоза или рибоза) и остатка фосфорной кислоты.

В ДНК две цепи связаны водородными связями по принципу комплементарности: A–T (две связи), G–C (три связи). Это обеспечивает точное копирование при репликации. РНК одноцепочечна и участвует в синтезе белка (мРНК, тРНК, рРНК).

Полимер — высокомолекулярное соединение, состоящее из повторяющихся звеньев. Мономер — исходное вещество.

Термопласты размягчаются при нагревании (ПЭ, ПВХ), реактопласты — нет (фенолформальдегидные смолы). Каучук и резина — эластомеры.

Ключевые слова: амины, аминокислоты, цвиттер-ион, пептидная связь, денатурация, комплементарность, полимер, поликонденсация.

1. Почему анилин слабее аммиака как основание?
2. Почему аминокислоты растворяются в воде, но не проводят ток в твёрдом виде?
3. Что происходит с белком при варке яйца?
4. Почему ДНК устойчива к нагреванию лучше, чем белок?
5. Чем поликонденсация отличается от полимеризации?

Состояние электрона в атоме описывает волновая функция ψ(r), являющаяся решением уравнения Шрёдингера. Физический смысл имеет не сама ψ, а квадрат её модуля |ψ|²: он определяет плотность вероятности найти электрон в данной точке.

Важно: электрон не «летает» по орбите. Мы можем говорить лишь о вероятности обнаружить его в той или иной области. Это принципиальное отличие квантовой модели от планетарной.

Рис. 8. Формы орбиталей: сферическая s, гантелеобразные p и «клеверные» d. Число узловых поверхностей равно l.

Главное квантовое число n определяет энергию и размер орбитали. Орбитальное l — форму (0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f), магнитное m_l — ориентацию, спиновое m_s — направление спина.

Число орбиталей на подуровне: 1 (s), 3 (p), 5 (d), 7 (f). Максимальное число электронов: 2, 6, 10, 14.

Порядок заполнения: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p.

Электронные конфигурации записывают двумя способами: полную (1s² 2s² 2p⁶…) и сокращённую через благородный газ ([Ne] 3s¹). Для ионов сначала убирают электроны с внешнего уровня, а не с d-подуровня.

Эффективный заряд ядра Z_эфф = Z − σ растёт вдоль периода, потому что добавляющиеся электроны попадают в тот же слой и плохо экранируют друг друга. Поэтому:

• радиус атома уменьшается слева направо;
• энергия ионизации растёт;
• сродство к электрону и электроотрицательность растут;
• металлические свойства ослабевают.

В группе сверху вниз добавляется новый уровень, экранирование усиливается, Z_эфф растёт медленнее — радиус увеличивается, ионизация падает, металличность растёт.

Ключевые слова: волновая функция, орбиталь, квантовые числа, экранирование, эффективный заряд, проникновение.

1. Почему нельзя говорить о точной траектории электрона в атоме?
2. Сколько орбиталей содержит 3d-подуровень? Сколько электронов он вмещает?
3. Почему энергия ионизации аргона больше, чем у хлора?
4. Объясните аномалию конфигурации хрома.
5. Почему радиус атома уменьшается вдоль периода, хотя число электронов растёт?

Гибридизация — смешивание орбиталей разной формы с образованием эквивалентных гибридных орбиталей, более выгодно перекрывающихся с орбиталями партнёров. Число гибридных орбиталей равно числу исходных.

Рис. 9. Три основных типа гибридизации углерода. sp³ — тетраэдр, sp² — плоскость, sp — прямая.

σ-Связь образуется при осевом перекрывании орбиталей, π-связь — при боковом перекрывании p-орбиталей. Двойная связь = σ + π, тройная = σ + 2π. π-Связь слабее, поэтому реакции присоединения идут легко.

Порядок связи (bond order) = (число связывающих электронов − число разрыхляющих)/2. Для N₂ порядок 3, для O₂ — 2, для H₂ — 1.

В МО-теории электроны принадлежат всей молекуле. Атомные орбитали комбинируются в связывающие (ниже по энергии) и разрыхляющие (выше) молекулярные орбитали.

Заполнение идёт по тем же правилам, что и в атоме. Для O₂: σ_2s² σ_2s² σ_2p² π_2p⁴ π_2p². Два неспаренных электрона на разрыхляющих π*-орбиталях объясняют парамагнетизм кислорода — факт, который валентная схема объяснить не может.

Порядок связи O₂ = (8 − 4)/2 = 2; у N₂ = (8 − 2)/2 = 3, что совпадает с высокой прочностью молекулы.

Комплексное соединение состоит из центрального атома (комплексообразователя) и лигандов, связанных с ним донорно-акцепторными связями. Например, в K₄[Fe(CN)₆] центр — Fe²⁺, лиганды — CN⁻, координационное число 6.

Номенклатура: сначала лиганды (анионные с суффиксом -о: хлоро, циано; нейтральные: аква, аммин), затем металл с указанием степени окисления.

• [Cu(NH₃)₄]SO₄ — сульфат тетраамминмеди(II);
• K₃[Fe(CN)₆] — гексацианоферрат(III) калия;
• [Ag(NH₃)₂]Cl — хлорид диамминсеребра(I).

Комплексы бывают катионные, анионные и нейтральные. Возможна изомерия: геометрическая (цис/транс в октаэдрах), оптическая, ионизационная.

Лиганды создают электростатическое поле, которое расщепляет d-орбитали центрального атома на два уровня. В октаэдрическом поле три орбитали (d_xy, d_xz, d_yz) лежат ниже, две (d_x²−y², d_z²) — выше; разность энергий обозначают Δ_o.

Если Δ_o велика (сильное поле: CN⁻, CO), электроны спариваются — низкоспиновый комплекс. Если мала (слабое поле: H₂O, Cl⁻) — высокоспиновый. Поглощение света при переходе между уровнями даёт окраску: [Cu(H₂O)₄]²⁺ голубой, [Cu(NH₃)₄]²⁺ синий.

Ключевые слова: гибридизация, σ- и π-связь, молекулярная орбиталь, порядок связи, комплекс, лиганд, расщепление d-уровней.

1. Почему молекула CH₄ тетраэдрическая, а BF₃ — плоская?
2. Почему O₂ парамагнитен, хотя все электроны в валентной схеме спарены?
3. Как определить заряд комплексного иона [Fe(CN)₆]⁴⁻?
4. Почему [Cu(H₂O)₄]²⁺ голубой, а [Cu(NH₃)₄]²⁺ синий?
5. Чем высокоспиновый комплекс отличается от низкоспинового?

Система — выделенная часть пространства; окружение — всё остальное. Системы бывают изолированные (нет обмена веществом и энергией), закрытые (обмен энергией), открытые (обмен и тем и другим).

Функции состояния зависят только от текущего состояния: внутренняя энергия U, энтальпия H, энтропия S, энергия Гиббса G. Теплота Q и работа A — функции пути.

Энтальпия реакции: ΔH = ΣH(продуктов) − ΣH(исходных). Если ΔH < 0 — реакция экзотермическая, теплота выделяется; если ΔH > 0 — эндотермическая.

Рис. 10. Энергия активации E_a — барьер, который нужно преодолеть; ΔH — тепловой эффект. Катализатор снижает E_a, но не меняет ΔH.

Тепловой эффект реакции не зависит от пути перехода, а определяется только начальным и конечным состояниями. Следствия:

• ΔH реакции = ΣΔH_f(продуктов) − ΣΔH_f(исходных);
• ΔH реакции = ΣΔH_сгор(исходных) − ΣΔH_сгор(продуктов).

Стандартная энтальпия образования ΔH°_f — энтальпия образования 1 моль вещества из простых веществ в стандартных состояниях. Для простых веществ ΔH°_f = 0.

Энтропия S — мера беспорядка и числа способов реализации состояния. Второе начало термодинамики: в изолированной системе энтропия не убывает (ΔS ≥ 0).

Энтропия растёт при плавлении, испарении, расширении газа, растворении, увеличении числа частиц. Твёрдое → жидкое → газ: ΔS > 0.

Для закрытой системы при постоянных T и P направление процесса определяет энергия Гиббса:

ΔG = ΔH − T·ΔS

Если ΔG < 0 — процесс идёт самопроизвольно; ΔG = 0 — равновесие; ΔG > 0 — самопроизвольный процесс невозможен (идёт обратный).

Температура, при которой ΔG = 0: T = ΔH/ΔS.

Рис. 11. Фазовая диаграмма воды. Тройная точка (0,01 °C; 611 Па) — единственные условия сосуществования всех трёх фаз.

Ключевые слова: энтальпия, закон Гесса, энтропия, энергия Гиббса, самопроизвольность, химический потенциал.

1. Почему теплота при постоянном давлении равна изменению энтальпии?
2. Может ли эндотермическая реакция идти самопроизвольно? Приведите пример.
3. Почему плавление льда при 0 °C — равновесие, а при 10 °C — самопроизвольный процесс?
4. Как связаны ΔG° и константа равновесия?

Скорость гомогенной реакции — изменение концентрации вещества в единицу времени:

v = −Δc(реагента)/Δt = +Δc(продукта)/Δt

Для реакции aA + bB → продукты кинетическое уравнение имеет вид:

v = k·[A]^m·[B]ⁿ

где k — константа скорости, m и n — порядки по реагентам (определяются экспериментально, не по коэффициентам!). Сумма m + n — общий порядок реакции.

Факторы скорости: концентрация, температура, площадь поверхности (для гетерогенных реакций), давление (для газов), катализатор, природа веществ.

Реакция происходит при столкновении частиц, обладающих достаточной энергией. Энергия активации E_a — минимальная энергия, необходимая для разрыва/ослабления связей и образования активированного комплекса.

Рис. 12. При нагревании распределение смещается вправо: доля молекул с E > E_a растёт, скорость увеличивается.

Уравнение Аррениуса:

k = A·e^−E_a/(RT)

Логарифмическая форма: ln k = ln A − E_a/(RT). График ln k от 1/T — прямая с наклоном −E_a/R.

Эмпирическое правило Вант-Гоффа: при повышении температуры на 10 °C скорость растёт в 2–4 раза (γ — температурный коэффициент).

Катализатор ускоряет реакцию, снижая E_a, и не расходуется. Он не меняет ΔH и положение равновесия, а лишь ускоряет его достижение.

• Гомогенный катализ — катализатор в одной фазе с реагентами (H⁺ в этерификации).
• Гетерогенный — на границе фаз (Fe в синтезе аммиака, Pt в окислении SO₂).
• Ферментативный — высокая селективность, мягкие условия.

Ингибиторы замедляют реакцию; промоторы усиливают действие катализатора; каталитические яды отравляют его.

Обратимая реакция достигает равновесия, когда скорости прямой и обратной реакций равны. Концентрации при этом постоянны, но не равны.

aA + bB ⇄ cC + dD

K_c = [C]^c[D]^d / ([A]^a[B]^b)

K_c зависит только от температуры. Если K ≫ 1 — равновесие смещено вправо, если K ≪ 1 — влево.

Если на систему в равновесии оказать внешнее воздействие, равновесие смещается в сторону, ослабляющее это воздействие.

Ключевые слова: скорость реакции, порядок реакции, энергия активации, уравнение Аррениуса, катализ, константа равновесия, Ле Шателье.

1. Почему порядок реакции не всегда совпадает с коэффициентами уравнения?
2. Как катализатор влияет на E_a, ΔH и K?
3. Почему повышение давления смещает равновесие N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ вправо?
4. Почему реакция может быть термодинамически выгодной, но не идти на практике?
5. Что такое лимитирующая стадия?

Вода диссоциирует в ничтожной степени:

H₂O ⇄ H⁺ + OH⁻

K_w = [H⁺][OH⁻] = 10⁻¹⁴ (при 25 °C)

Водородный показатель pH = −lg[H⁺]. В нейтральном растворе [H⁺] = 10⁻⁷, pH = 7. При pH < 7 среда кислая, при pH > 7 — щелочная. pOH = 14 − pH.

Для слабой кислоты HA: K_a = [H⁺][A⁻]/[HA]. Если α мала, [H⁺] ≈ √(K_a·c).

Буферный раствор — смесь слабой кислоты и её соли (или слабого основания и его соли), устойчивая к изменению pH при добавлении небольших количеств кислоты или щёлочи.

Уравнение Гендерсона — Хассельбаха:

pH = pK_a + lg([A⁻]/[HA])

Если концентрации равны, pH = pK_a. Буферная ёмкость максимальна при pH ≈ pK_a и падает при отклонении более чем на 1 единицу.

Кровь — буферная система с pH 7,35–7,45 (H₂CO₃/HCO₃⁻, H₂PO₄⁻/HPO₄²⁻, белки).

Для малорастворимого электролита M_mA_n:

ПР = [Mⁿ⁺]^m[A^m−]ⁿ

Осадок выпадает, если произведение концентраций превышает ПР. Растворимость s связана с ПР: для AgCl ПР = s², для Ag₂CrO₄ ПР = 4s³.

Рис. 13. Кривая титрования. Резкий скачок pH у точки эквивалентности позволяет подобрать индикатор.

Индикаторы: метилоранж (3,1–4,4, красный → жёлтый), фенолфталеин (8,2–10,0, бесцветный → малиновый), лакмус (5–8). Индикатор выбирают так, чтобы его переход попадал в скачок титрования.

Ключевые слова: pH, константа диссоциации, буфер, гидролиз, произведение растворимости, титрование, индикатор.

1. Почему pH нейтрального раствора при 100 °C не равен 7?
2. Почему буфер «работает» только при добавлении небольших количеств кислоты или щёлочи?
3. Почему раствор Na₂CO₃ имеет щелочную среду, а NaCl — нейтральную?
4. Как по ПР сравнить растворимость AgCl и Ag₂CrO₄?
5. Почему для титрования сильной кислоты щёлочью подходит и метилоранж, и фенолфталеин?

Если металл опустить в раствор его соли, на границе возникает разность потенциалов: часть ионов переходит в раствор, оставляя электроны на металле. Равновесие:

Me ⇄ Meⁿ⁺ + n e⁻

Абсолютное значение измерить нельзя, поэтому используют стандартный водородный электрод, потенциал которого принят за 0. Относительно него измеряют стандартные электродные потенциалы E° (таблица в приложении).

Чем меньше E°, тем сильнее металл как восстановитель. Ряд напряжений — это ряд E°.

Рис. 14. Элемент Даниэля — Якоби. Цинк окисляется на аноде, медь восстанавливается на катоде; электроны идут по внешней цепи.

В элементе Даниэля:

Анод (−): Zn − 2e⁻ → Zn²⁺

Катод (+): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

ЭДС: E = E_катода − E_анода = 0,34 − (−0,76) = 1,10 В

Уравнение Нернста для реальных концентраций:

E = E° − (0,059/n)·lg([Red]/[Ox])

Гальванический элемент работает, пока есть реагенты; ЭДС максимальна при отсутствии тока (равновесное значение).

Электролиз — химические превращения под действием внешнего тока. На катоде идёт восстановление, на аноде — окисление.

Расплав NaCl:

Катод: Na⁺ + e⁻ → Na

Анод: 2Cl⁻ − 2e⁻ → Cl₂↑

2NaCl → 2Na + Cl₂↑

Рис. 15. Электролиз раствора NaCl: на катоде выделяется водород, на аноде — хлор, в растворе накапливается щёлочь.

Раствор NaCl: вода восстанавливается легче, чем Na⁺, поэтому на катоде H₂:

2H₂O + 2e⁻ → H₂↑ + 2OH⁻

2Cl⁻ − 2e⁻ → Cl₂↑

2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

Если анод активный (медный), он сам окисляется и растворяется — так проводят рафинирование меди.

Масса вещества, выделившегося на электроде, пропорциональна заряду:

m = (M/nF)·I·t

где F = 96 485 Кл/моль — постоянная Фарадея, n — число электронов на частицу, I — ток, t — время.

• Свинцово-кислотный аккумулятор: Pb | PbO₂ в H₂SO₄; ЭДС ≈ 2 В на элемент; обратимый.
• Литий-ионный: высокая удельная энергия, нет эффекта памяти; используется в электронике и электромобилях.
• Топливный элемент: H₂ + O₂ → H₂O, КПД до 60–80 %; продукт — только вода.

Ключевые слова: электродный потенциал, гальванический элемент, ЭДС, электролиз, закон Фарадея, аккумулятор, перенапряжение.

1. Почему потенциал стандартного водородного электрода принят за ноль?
2. Почему при электролизе раствора NaCl на катоде выделяется водород, а не натрий?
3. Чем активный анод отличается от инертного?
4. Почему литий-ионные аккумуляторы не рекомендуют полностью разряжать?
5. Как связаны коррозия и гальванический элемент?

Любое производство стремятся сделать непрерывным, с максимальным использованием сырья и энергии, минимальными отходами и безопасным. Ключевые принципы:

• непрерывность процесса и автоматизация;
• противоток и рекуперация тепла;
• катализ и мягкие условия;
• комплексная переработка сырья;
• замкнутые водооборотные циклы.

Контактный процесс включает три стадии:

S + O₂ → SO₂

2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃ (V₂O₅, 450 °C)

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Поглощение SO₃ ведут концентрированной H₂SO₄, а не водой, чтобы избежать тумана. Мировое производство — сотни миллионов тонн в год; кислота нужна для удобрений, металлургии, нефтепереработки.

Синтез аммиака — процесс Габера — Боша:

N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃ (Fe, 450–500 °C, 200–300 атм)

Из аммиака получают азотную кислоту и удобрения: NH₄NO₃, (NH₄)₂SO₄, мочевину CO(NH₂)₂. Фосфорные удобрения — суперфосфат Ca(H₂PO₄)₂, калийные — KCl, K₂SO₄.

Избыток удобрений вызывает эвтрофикацию водоёмов: биогенные элементы стимулируют рост водорослей, вода «цветёт», кислород расходуется, рыба гибнет.

• Пирометаллургия — восстановление при высокой температуре (Fe₂O₃ + 3CO → 2Fe + 3CO₂).
• Гидрометаллургия — выщелачивание растворами и последующее выделение металла.
• Электрометаллургия — электролиз расплавов или растворов (Al, Cu).

Стекло — сплав оксидов SiO₂, Na₂O, CaO. Соду и известняк сплавляют с песком:

Na₂CO₃ + CaCO₃ + 6SiO₂ → Na₂O·CaO·6SiO₂ + 2CO₂↑

Цемент получают обжигом глины и известняка; при смешивании с водой происходит гидратация и схватывание.

Зелёная химия стремится исключить опасные вещества на стадии синтеза. Двенадцать принципов включают:

• предотвращение отходов вместо их утилизации;
• атомную экономию (максимум атомов реагентов в продукте);
• менее опасные растворители (вода, сверхкритический CO₂);
• энергоэффективность и катализ;
• использование возобновляемого сырья;
• проектирование безопасных веществ и biodegradability.

Загрязнители: оксиды серы и азота (кислотные дожди), CO (угарный газ), тяжёлые металлы, хлорорганические соединения, микропластик, CO₂ (парниковый эффект). Очистка выбросов включает фильтры, скрубберы, каталитические нейтрализаторы.

Водоподготовка: коагуляция, фильтрование, хлорирование или озонирование, УФ-обеззараживание. Сточные воды очищают механически, биологически и физико-химически.

Аспирин (ацетилсалициловая кислота) — классический пример синтетического лекарства: ацетилирование салициловой кислоты уксусным ангидридом. Антибиотики (пенициллины, цефалоспорины) подавляют синтез клеточной стенки бактерий.

Действие лекарства зависит от дозы, растворимости, скорости метаболизма и выведения. Терапевтическое окно — диапазон концентраций между эффективной и токсической. Именно поэтому важны фармакокинетика и контроль дозировки.

Ключевые слова: контактный процесс, процесс Габера, эвтрофикация, пирометаллургия, зелёная химия, атомная экономия, LCA.

1. Почему SO₃ поглощают концентрированной серной кислотой, а не водой?
2. Какие условия синтеза аммиака выгодны термодинамически и кинетически?
3. Что такое эвтрофикация и как её предотвратить?
4. Приведите примеры трёх принципов зелёной химии.
5. Почему атомная экономия важна для устойчивого производства?

Порядковый номер (Z) равен числу протонов в ядре и числу электронов в нейтральном атоме. Период — горизонтальный ряд; его номер равен числу электронных слоёв. Группа — вертикальный столбец; для главных подгрупп номер группы равен числу валентных электронов.

Элементы объединены в блоки по последнему заполняемому подуровню:

• s-блок — группы 1–2 (кроме H), валентная конфигурация ns¹–²;
• p-блок — группы 13–18, ns²np¹–⁶;
• d-блок — группы 3–12, (n−1)d¹–¹⁰ns⁰–²;
• f-блок — лантаноиды и актиноиды, (n−2)f¹–¹⁴.

Металлы расположены слева и внизу, неметаллы — справа и вверху. Граница условна: бор, кремний, германий, мышьяк, сурьма, теллур — металлоиды.

Таблица сохранена в векторном формате `img/periodic-table.svg`. Её можно открыть в браузере, вставить в презентацию или распечатать без потери качества. При наведении курсора на элемент в браузере появляется подсказка с названием.

Полные справочные данные (плотность, температуры плавления и кипения, распространённость) удобно смотреть в специализированных справочниках — они выходят за рамки школьного курса.

• Все соли азотной кислоты и соли аммония растворимы.
• Все соли щелочных металлов растворимы.
• Хлориды нерастворимы: AgCl, PbCl₂ (мало), Hg₂Cl₂.
• Сульфаты нерастворимы: BaSO₄, PbSO₄; малорастворимы CaSO₄, SrSO₄, Ag₂SO₄.
• Карбонаты и фосфаты нерастворимы, кроме солей щелочных металлов и аммония.
• Гидроксиды нерастворимы, кроме щелочных металлов и Ba(OH)₂; Ca(OH)₂ малорастворим.

1. Запишите уравнение и расставьте коэффициенты.
2. Найдите количество известного вещества: n = m/M, n = V/V_m, n = c·V, n = N/N_A.
3. По коэффициентам найдите n искомого вещества.
4. Переведите в нужную величину.

Пример: 5,4 г Al + HCl → V(H₂). n(Al) = 0,2 моль; 2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂; n(H₂) = 0,3 моль; V = 6,72 л.

1. Найдите n обоих реагентов.
2. Разделите n на коэффициент при веществе в уравнении.
3. Меньшее значение указывает на лимитирующий реагент.
4. Дальнейший расчёт ведите по нему.

η = m_практ/m_теор · 100 % = V_практ/V_теор · 100 %

1. Найдите теоретическое количество по уравнению.
2. Разделите практическое на теоретическое.

Если сырьё содержит примеси, сначала найдите массу чистого вещества:

m(чистого) = m(смеси)·(1 − ω_{примесей})

• Массовая доля: ω = m(в-ва)/m(р-ра).
• При смешении: m₁ω₁ + m₂ω₂ = (m₁ + m₂)ω₃ (правило креста).
• Молярность: c = n/V; при разбавлении c₁V₁ = c₂V₂.
• Пересчёт: c = 10·ω·ρ/M.

M_ср = Σφ_iM_i;   D_{по газу} = M_ср/M_газа

Объёмная доля равна мольной. Средняя молярная масса воздуха ≈ 29 г/моль.

1. Возьмите 100 г вещества.
2. Разделите массы элементов на их атомные массы — получите мольные отношения.
3. Приведите отношения к целым числам.
4. Запишите простейшую формулу; истинную найдите через молярную массу.

Пример: 40 % C, 6,7 % H, 53,3 % O → n = 3,33 : 6,7 : 3,33 = 1 : 2 : 1 → CH₂O; при M = 180 формула C₆H₁₂O₆.

ΔH = ΣΔH_f(продуктов) − ΣΔH_f(исходных)

Теплота, выделяемая при сгорании: Q = n·|ΔH_сгор|. Не забывайте, что ΔH отрицательна для экзотермических реакций.

• Сильная кислота: pH = −lg c.
• Сильное основание: pOH = −lg c; pH = 14 − pOH.
• Слабая кислота: [H⁺] = √(K_ac).
• Буфер: pH = pK_a + lg([соль]/[кислота]).
• Осадок: сравните ионное произведение с ПР.

m = (M/nF)·I·t;   V(газа) = (V_m/nF)·I·t

F = 96 485 Кл/моль. Время — в секундах, ток — в амперах.

Цель: освоить фильтрование, выпаривание и кристаллизацию.

Оборудование: смесь песка и поваренной соли, вода, фильтр, воронка, стеклянная палочка, выпарительная чашка, спиртовка.

Ход: растворите смесь в воде → отфильтруйте песок → выпарьте фильтрат до начала кристаллизации → охладите. Вывод: компоненты разделены по различию растворимости и летучести.

Цель: получить O₂ разложением перманганата калия и подтвердить его свойства.

Ход: нагрейте 2–3 г KMnO₄ в пробирке с газоотводной трубкой; соберите газ вытеснением воздуха. Внесите тлеющую лучинку — она вспыхнет. Опустите в сосуд с O₂ горящую серу — яркое синее пламя, запах SO₂.

2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑

Цель: наблюдать образование осадков и газов.

Ход: попарно смешайте растворы: NaCl + AgNO₃; Na₂SO₄ + BaCl₂; Na₂CO₃ + HCl; CuSO₄ + NaOH. Запишите наблюдения и сокращённые ионные уравнения. Убедитесь, что реакция идёт только при образовании осадка, газа или воды.

Цель: научиться пользоваться универсальным индикатором и pH-метром.

Ход: нанесите каплю каждого раствора (HCl, CH₃COOH, NaCl, Na₂CO₃, NaOH) на индикаторную бумагу, сравните с эталонной шкалой. Для слабых электролитов сравните экспериментальный pH с расчётным.

Цель: определить концентрацию раствора кислоты.

Ход: отмерьте 10 мл HCl пипеткой, добавьте 2–3 капли фенолфталеина, титруйте 0,1 M NaOH из бюретки до первого устойчивого розового окрашивания. Повторите три раза, усредните объём.

c(HCl) = c(NaOH)·V(NaOH)/V(HCl)

Цель: распознать катионы и анионы в трёх неизвестных растворах.

Ход: проведите пробы: пламя (Na⁺ — жёлтое, K⁺ — фиолетовое), AgNO₃ (Cl⁻ — белый осадок), BaCl₂ + HCl (SO₄²⁻ — белый нерастворимый осадок), HCl (CO₃²⁻ — газ). Составьте таблицу наблюдений и сделайте вывод о составе каждого раствора.

Цель: наблюдать выделение металла на катоде и газа на аноде.

Ход: опустите два графитовых электрода в раствор CuSO₄, подключите источник постоянного тока (6–12 В). На катоде — красно-коричневый налёт меди, на аноде — пузырьки O₂. Взвесьте катод до и после, рассчитайте массу по закону Фарадея и сравните.

Цель: изучить денатурацию и качественные реакции.

Ход: к раствору белка добавьте: а) при нагревании — помутнение; б) HNO₃ — жёлтое окрашивание (ксантопротеиновая); в) CuSO₄ + NaOH — фиолетовое (биуретовая). Объясните, какие связи разрушаются при денатурации.