Связь, валентность, степень окисления, классы веществ, диссоциация, ОВР и электролиз — одна карта на весь курс.
Химическая связь — взаимодействие атомов через обмен или переход электронов. Тип связи определяет тип кристаллической решётки, а решётка — физические свойства вещества.
| Тип связи | Между кем | Примеры | Тип решётки | Свойства |
|---|---|---|---|---|
| Ковалентная неполярная | неМе1 + неМе1 | H₂, Cl₂, P, S | молекулярная / атомная | летучие, хрупкие / очень тугоплавкие |
| Ковалентная полярная | неМе1 + неМе2 | H₂O, NH₃, HNO₃ | молекулярная | летучие, легкоплавкие |
| Ионная | Ме (NH₄+) + неМе | Na₂O, BaCl₂, NaH | ионная | тугоплавкие, растворы/расплавы проводят ток |
| Металлическая | Ме и сплавы | Na, Al, Cu | металлическая | блеск, ковкость, тепло- и электропроводность |
| Водородная | (F,O,N)–H···(F,O,N) | HF, H₂O, NH₃, CH₃OH | — | межмолекулярная, повышает t°кип |
Атомная решётка — самая тугоплавкая и твёрдая: C(алмаз), C(графит), P(красный), Si, SiO₂, SiC — их стоит выучить наизусть. Молекулярное строение (ковалентная неполярная/полярная связь) даёт летучие и хрупкие вещества; немолекулярное (ионная, атомная, металлическая) — твёрдые и тугоплавкие.
КНС + КПС одновременно: H₂O₂, C₂H₆, C₆H₆. Ионная + КПС: KOH, Na₂SO₄, NH₄Cl. Ионная + КНС: Na₂O₂, CaC₂, FeS₂ — в таких формулах есть и ионы, и внутренняя ковалентная связь между одинаковыми неметаллами (например, О–О в пероксиде).
Валентность — число связей, которые атом образует с другими атомами в конкретном соединении. Зависит от числа неспаренных электронов, неподелённых пар (донор) и вакантных орбиталей (акцептор) — с учётом основного и возбуждённого состояний.
Для большинства элементов высшая валентность равна номеру группы. Исключения — F, O, N (не переходят в возбуждённое состояние) и Cu, Fe (высшая валентность не равна номеру группы). Минимальная валентность неметалла = 8 − номер группы.
| Группа | Элементы | Валентность |
|---|---|---|
| IA | H, Li, Na, K, Rb, Cs | I |
| IIA | Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn | II |
| IIIA | B, Al, Ga, In | III |
| IVA | C*, Si*, Sn, Pb | II, IV |
| VA | N | III, IV |
| VA | P, As, Sb | III, V |
| VIA | O | II |
| VIA | S, Se, Te | II, IV, VI |
| VIIA | F | I |
| VIIA | Cl, Br, I | I, III, V, VII |
| VIB | Cr | II, III, VI |
| VIIB | Mn | II, IV, VI, VII |
| VIIIB | Fe | II, III, VI |
| IB | Cu | I, II |
* C и Si в возбуждённом состоянии почти всегда проявляют валентность IV — это их рабочая валентность в подавляющем большинстве соединений.
Одна-единственная валентность элемента: NaI, AlIII, OII, FI.
Несколько валентностей одного элемента: FeII/FeIII; MnII, MnIV, MnVII.
Электроотрицательность (ЭО) — способность атома притягивать чужие электроны. Она растёт при уменьшении радиуса и увеличении числа внешних электронов.
Маленький радиус + 7 внешних электронов, до октета не хватает одного — сильнейшее притяжение чужих электронов.
Огромный радиус + 1 слабо удерживаемый внешний электрон — легче всех отдаёт его.
металлы < Si ≃ H ≃ P < C < S < I < Br < Cl < N < O < F
Степень окисления (с.о.) — условный заряд атома при допущении, что все связи полностью ионные (электроны полностью переходят к более ЭО атому).
| № | Правило |
|---|---|
| 1 | С.о. элемента в простом веществе = 0 |
| 2 | Фтор — всегда −1 в сложных веществах (самый ЭО элемент) |
| 3 | Кислород — всегда −2, кроме OF₂, O₂F₂ и пероксидов (там −1) |
| 4 | Водород: +1 с неметаллом, −1 в гидридах металлов |
| 5 | Металлы в сложных веществах — всегда положительны; в главных подгруппах с.о. = номеру группы, в побочных — переменная |
| 6 | Неметаллы бывают и с «+», и с «−» |
| 7 | Максимальная (+) с.о. = номер группы (искл. F0, O+2, Cu+2, Fe+6) |
| 8 | Минимальная с.о.: 0 для металлов; (номер группы − 8) для неметаллов |
Числа часто совпадают, но природа разная: с.о. — условный заряд, валентность — число ковалентных связей. У CH₄ валентность C равна IV, а с.о. равна −4 — здесь совпало; в H₂O₂ у кислорода валентность II, а с.о. −1.
Простые вещества образованы атомами одного элемента, сложные — двух и более. Все классы связаны генетически: от металла и неметалла тянутся две цепочки, которые сходятся в соли.
Металл → оснóвный оксид → основание → соль.
Неметалл → кислотный оксид → кислота → соль.
| Что + что | Продукт | Пример |
|---|---|---|
| оснóвный оксид + вода | щёлочь | CaO + H₂O → Ca(OH)₂ |
| кислотный оксид + вода | кислота | SO₃ + H₂O → H₂SO₄ |
| кислота + основание | соль + вода | HCl + NaOH → NaCl + H₂O |
| оснóвный оксид + кислота | соль + вода | CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O |
| кислотный оксид + щёлочь | соль + вода | CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O |
| оснóвный оксид + кислотный оксид | соль | CaO + CO₂ → CaCO₃ |
| металл + кислота (до H) | соль + H₂↑ | Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂ |
| соль + соль / кислота / щёлочь | обмен (если ↓↑H₂O) | AgNO₃ + NaCl → AgCl↓ + NaNO₃ |
Оснóвное реагирует с кислотным. Амфотерное (оксиды/гидроксиды Al, Zn, Be, Cr3+) реагирует и с тем, и с другим. Два «одинаковых» партнёра (кислота+кислота, основание+основание, амфотерное+амфотерное) друг с другом не реагируют, за редкими исключениями в ОВР.
с кислотой: Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O
со щёлочью: Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄]
2Cu + O₂ →(t) 2CuO — металл в оксид.
CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O — оксид + кислота.
CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄ — соль + щёлочь (обмен, осадок).
Электролитическая диссоциация — распад электролита на ионы в растворе или расплаве.
Проводят ток: соли, гидроксиды металлов и аммония, кислоты — вещества с сильно полярной ковалентной или ионной связью.
Ток не проводят: большинство органики (этанол, глюкоза, бензол), простые неметаллы (S, N₂, O₂), оксиды, не реагирующие с водой (CO, N₂O).
По степени диссоциации электролиты делятся на сильные (диссоциируют полностью: сильные кислоты, щёлочи, почти все соли) и слабые (частично: слабые кислоты, нерастворимые/амфотерные основания, NH₃·H₂O, H₂O).
H₂SO₄, HNO₃, HI, HBr, HCl > H₃PO₄ > H₂SO₃ > HF > HNO₂ > CH₃COOH > H₂CO₃ > H₂S > H₂SiO₃
слева — сильные, справа — «очень слабая» кремниевая кислота.
| Класс | При диссоциации |
|---|---|
| Кислоты | катионы H+ + анионы кислотного остатка |
| Основания | катионы металла (NH₄+) + гидроксид-ионы OH- |
| Средние соли | катионы металла (NH₄+) + анионы кислотного остатка |
Степень окисления пишут ±n (сначала знак): Cr+3. Заряд иона пишут n± (сначала число): Cr3+. Даже самая нерастворимая соль частично диссоциирует, но в ионных уравнениях расписывают на ионы только сильные электролиты.
ОВР — реакции с изменением степени окисления элементов. Состоят из двух полуреакций: окисление (отдача ē, у восстановителя) и восстановление (приём ē, у окислителя).
| Только окислитель | Только восстановитель | |
|---|---|---|
| С.о. | высшая | низшая |
| Электроны | принимает | отдаёт |
| Процесс | восстанавливается | окисляется |
| Изменение с.о. | понижается | повышается |
| Пример | H₂S+6O₄, HN+5O₃ | N-3H₃, H₂S-2 |
Вещество с промежуточной степенью окисления — и окислитель, и восстановитель одновременно (пример: S+4O₂, HN+3O₂, HCl+1O).
F₂, Cl₂, Br₂, O₂; конц. H₂SO₄ (S+6); HNO₃/нитраты (N+5); KMnO₄ (Mn+7); MnO₂ (Mn+4); K₂Cr₂O₇/K₂CrO₄ (Cr+6); KClO–KClO₄; Fe(III); H₂O₂/пероксиды; SO₂/сульфиты (для особых восстановителей).
Металлы; S, P, C; H₂S/сульфиды (S-2); HBr/бромиды; HI/иодиды; конц. HCl; NH₃/нитриды (N-3); PH₃/фосфиды; SiH₄/силициды; Fe(II); Cr(III), Cr(II), Cu(I); H₂, C, CO.
Способ расстановки коэффициентов в ОВР: число принятых окислителем электронов равно числу отданных восстановителем.
1. Записать схему реакции без коэффициентов.
2. Расставить с.о. и найти элементы, которые их меняют: P−3 и Mn+7.
3. НОК электронов = 40 → множители 5 и 8. 4. Перенести коэффициенты в схему. 5. Уравнять оставшиеся атомы (K, S, H, O). 6. Проверить баланс по кислороду.
Проверка по кислороду: слева 8·4 + 12·4 = 80 атомов O; справа 5·3 + 8·4 + 4·4 + 12 = 80 атомов O — сошлось.
Металлы → неметаллы → кислород → водород. Если элемент встречается в разном числе атомов, уравнивай через наименьшее общее кратное, а в конце проверяй материальный баланс по каждому элементу.
Идут между ионами в растворе до конца, только если образуется газ↑, осадок↓, вода или другой слабый электролит. Алгоритм: записать молекулярное уравнение → сильные электролиты расписать на ионы, слабые/газы/осадки оставить в молекулярном виде → сократить одинаковые ионы слева и справа.
Соль слабой летучей кислоты и слабого нерастворимого основания гидролизуется необратимо, до конца, с образованием слабых электролитов:
ОВР под действием постоянного тока: на катоде — восстановление, на аноде — окисление.
Почти любой вопрос «пойдёт реакция или нет» закрывается тремя справочными вещами: рядом активности, таблицей растворимости и списком качественных реакций. Дальше вся неорганика — их применение.
| Вопрос | Правило | Пример |
|---|---|---|
| Вытеснит ли металл другой из соли? | да, если стоит левее | Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu ✓ Cu + FeSO₄ → ✗ |
| Реагирует ли с кислотой (HCl, разб. H₂SO₄)? | да, если левее H | Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑ ✓ Cu + HCl → ✗ |
| Реагирует ли с водой? | до Mg — на холоде, до H — при нагревании с паром | 2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ |
| Можно ли получить электролизом раствора? | только те, что правее Al | Cu, Ag — да; Na, Al — только из расплава |
Щелочные и щелочноземельные металлы не вытесняют металл из водного раствора соли — они сначала бурно реагируют с водой. Натрий в растворе CuSO₄ даст не медь, а гидроксид: 2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑, затем CuSO₄ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄.
Она нужна ровно для одного: определить, выпадет ли осадок, а значит — пойдёт ли реакция обмена. Вместо заучивания всей таблицы держи в голове короткий список всегда растворимых.
Все соли щелочных металлов (Na+, K+, Li+) и аммония NH₄+. Все нитраты NO₃- и ацетаты. Почти все хлориды и сульфаты.
Хлориды: нерастворимы AgCl, PbCl₂. Сульфаты: BaSO₄, PbSO₄, CaSO₄ (мало). Карбонаты, фосфаты, силикаты, сульфиды — почти все нерастворимы, кроме солей щелочных металлов и аммония.
«Калий, натрий, аммоний и нитраты — всегда в растворе». Если в продукте одна из этих групп — осадка не будет. Осадок ищи среди карбонатов, фосфатов, сульфидов, гидроксидов тяжёлых металлов, а также AgCl и BaSO₄.
| Ион | Реактив | Что наблюдаем |
|---|---|---|
| Cl- | AgNO₃ | белый творожистый осадок AgCl |
| Br- | AgNO₃ | жёлтоватый осадок AgBr |
| I- | AgNO₃ | жёлтый осадок AgI |
| SO₄2- | BaCl₂ | белый осадок BaSO₄, не растворим в кислотах |
| CO₃2- | любая кислота | шипение, газ CO₂ мутит известковую воду |
| NH₄+ | щёлочь, нагреть | резкий запах аммиака, лакмус синеет |
| Fe2+ | щёлочь | зеленоватый осадок, буреет на воздухе |
| Fe3+ | щёлочь / KSCN | бурый осадок / кроваво-красное окрашивание |
| Cu2+ | щёлочь | голубой осадок Cu(OH)₂ |
| Ba2+ | H₂SO₄ | белый осадок BaSO₄ |
Li — карминово-красное, Na — жёлтое, K — фиолетовое, Ca — кирпично-красное, Ba — зелёное, Cu — сине-зелёное. Этот способ различает катионы, которые в растворе выглядят одинаково бесцветными.
Добавь BaCl₂: в сульфате выпадет белый осадок BaSO₄, в хлориде ничего не произойдёт. Годится и AgNO₃ — в NaCl выпадет белый творожистый AgCl. Первый вариант надёжнее: осадок BaSO₄ не растворяется даже в кислотах.
Ответь мысленно, потом раскрой карточку.
CO2 — кислотный оксид, реагирует с «оснóвным»: NaOH (→ Na2CO3), H₂O (→ H2CO3), CaO (→ CaCO3). С кислотой HCl — нет.
N₂ → N₂O₅ → HNO₃ → NaNO₃ (неметалл → кислотный оксид → кислота → соль).
Алмаз и графит — атомная решётка с прочными ковалентными связями в узлах. Лёд — молекулярная решётка, молекулы H2O держатся слабой водородной связью, поэтому плавится легко.
HCl+1O, HCl+5O₃, NaCl−1 — кислород всегда −2, водород +1 (с неметаллом), металл в соли компенсируется зарядом −1 хлора.
ZnO амфотерный, реагирует со щёлочью: ZnO + 2NaOH + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] (в растворе).
Нет — глюкоза органическое вещество со слабополярными ковалентными связями, на ионы не диссоциирует, ток не проводит.
PH3 (P−3, низшая с.о.) — восстановитель. KMnO4 (Mn+7, высшая с.о.) — окислитель.
Нет — ни осадка, ни газа, ни воды не образуется, все продукты (NaNO3, KCl) растворимы и являются сильными электролитами.
Орбита оценит уровень по каждой из 34 тем ЕГЭ и сама подберёт, что решать дальше. Первая диагностика — 12 задач, регистрация по логину, почту не спрашиваем.
Начать бесплатно