Субатомные частицы

Частица	Заряд	Масса (а.е.м.)	Расположение
Протон (p⁺)	+1	1,00728	Ядро
Нейтрон (n⁰)	0	1,00866	Ядро
Электрон (e⁻)	−1	0,00055	Электронные оболочки

Число протонов равно порядковому номеру элемента (Z). Число нейтронов: N = A − Z, где A — массовое число.

Электронные оболочки и подуровни

Электроны распределяются по энергетическим уровням (n = 1, 2, 3…) и подуровням:

Подуровень	Форма орбитали	Макс. электронов	Орбиталей
s	Сфера	2	1
p	Гантель	6	3
d	Четырёхлепестковая	10	5
f	Сложная	14	7

Квантовые числа

Квантовое число	Обозначение	Значения	Что определяет
Главное	n	1, 2, 3…	Энергетический уровень, размер орбитали
Орбитальное	l	0 … (n−1)	Форма орбитали (s, p, d, f)
Магнитное	ml	−l … +l	Ориентация орбитали в пространстве
Спиновое	ms	+½, −½	Собственный момент вращения электрона

Порядок заполнения подуровней

Пример: Fe (Z = 26): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶

Периодический закон Менделеева

Структура таблицы

Элемент структуры	Описание
Период (горизонталь)	Номер = число энергетических уровней. 7 периодов (1–3 малые, 4–7 большие)
Группа (вертикаль)	18 групп (IUPAC). Элементы одной группы имеют сходную электронную конфигурацию внешнего уровня
s-элементы	Группы 1–2 (щелочные и щелочноземельные металлы)
p-элементы	Группы 13–18 (неметаллы, полуметаллы, некоторые металлы)
d-элементы	Группы 3–12 (переходные металлы)
f-элементы	Лантаноиды и актиноиды

Тренды свойств

Свойство	В периоде →	В группе ↓
Атомный радиус	Уменьшается	Увеличивается
Электроотрицательность (ЭО)	Увеличивается	Уменьшается
Энергия ионизации	Увеличивается	Уменьшается
Сродство к электрону	Увеличивается (в целом)	Уменьшается
Металлические свойства	Ослабевают	Усиливаются
Неметаллические свойства	Усиливаются	Ослабевают

Самый электроотрицательный элемент — фтор (ЭО = 4,0 по Полингу).

Электроотрицательность

Типы химической связи

Тип связи	Механизм	Примеры
Ковалентная неполярная	Общая электронная пара между одинаковыми атомами	H₂, O₂, N₂, Cl₂
Ковалентная полярная	Общая пара смещена к более электроотрицательному атому	HCl, H₂O, NH₃
Ионная	Полный перенос электронов от металла к неметаллу	NaCl, KBr, CaO
Металлическая	Обобществлённые электроны в кристаллической решётке металлов	Fe, Cu, Al, Na
Водородная	Связь между Н и электроотрицательным атомом (F, O, N) другой молекулы	H₂O···H₂O, ДНК

Характеристики ковалентной связи

• Длина связи — расстояние между ядрами связанных атомов
• Энергия связи — энергия, необходимая для разрыва связи
• Кратность — число общих электронных пар (одинарная, двойная, тройная)
• Полярность — неравномерное распределение электронной плотности

Оксиды

Тип оксида	Характер	Примеры
Основные	Оксиды металлов (ст. ок. +1, +2)	Na₂O, CaO, FeO
Кислотные	Оксиды неметаллов / металлов (ст. ок. +5…+7)	SO₃, P₂O₅, CrO₃
Амфотерные	Проявляют свойства и основных, и кислотных	Al₂O₃, ZnO, Cr₂O₃
Несолеобразующие	Не образуют солей	CO, NO, N₂O

Кислоты

Кислота	Формула	Кислотный остаток	Сила
Соляная	HCl	Cl⁻	Сильная
Серная	H₂SO₄	SO₄²⁻	Сильная
Азотная	HNO₃	NO₃⁻	Сильная
Фосфорная	H₃PO₄	PO₄³⁻	Средняя
Угольная	H₂CO₃	CO₃²⁻	Слабая
Сероводородная	H₂S	S²⁻	Слабая

Основания (гидроксиды)

Щёлочи (растворимые): NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂

Нерастворимые: Fe(OH)₃, Cu(OH)₂, Al(OH)₃

Амфотерные гидроксиды реагируют и с кислотами, и с щёлочами: Al(OH)₃, Zn(OH)₂, Cr(OH)₃

Соли

Тип соли	Описание	Пример
Средние (нормальные)	Все атомы H заменены на металл	Na₂SO₄, CaCl₂
Кислые	Часть атомов H не замещена	NaHCO₃, Ca(H₂PO₄)₂
Основные	Содержат OH-группы	Mg(OH)Cl, Al(OH)₂Cl

Генетическая связь

Классификация по числу и составу веществ

Тип	Схема	Пример
Соединение	A + B → AB	2Mg + O₂ → 2MgO
Разложение	AB → A + B	2H₂O → 2H₂ + O₂
Замещение	A + BC → AC + B	Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂
Обмен	AB + CD → AD + CB	NaOH + HCl → NaCl + H₂O

Классификация по тепловому эффекту

Другие классификации

• Обратимые / необратимые — идут ли в обоих направлениях
• Гомогенные / гетерогенные — в одной или разных фазах
• Каталитические / некаталитические — с участием катализатора или без
• ОВР / не ОВР — изменяются ли степени окисления

Степень окисления

Правила определения:

• Степень окисления атомов в простых веществах = 0
• У фтора всегда −1
• У кислорода обычно −2 (кроме OF₂ и перекисей)
• У водорода обычно +1 (кроме гидридов металлов: −1)
• Сумма степеней окисления всех атомов = заряд частицы

Окислитель и восстановитель

	Окислитель	Восстановитель
Процесс	Принимает электроны	Отдаёт электроны
Степень окисления	Понижается	Повышается
Мнемоника	Окислитель — грабитель	Восстановитель — отдаёт
Примеры	KMnO₄, K₂Cr₂O₇, HNO₃, H₂SO₄(конц.)	Активные металлы, H₂, C, CO

Метод электронного баланса

Алгоритм уравнивания ОВР:

1. Определить степени окисления всех элементов
2. Найти элементы, изменившие степень окисления
3. Составить электронный баланс (уравнять число отданных и принятых электронов)
4. Расставить коэффициенты в уравнении

Электролиты и неэлектролиты

Сильные электролиты (α → 1)	Слабые электролиты (α ≪ 1)
Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄	Слабые кислоты: H₂CO₃, H₂S, HF, H₂SiO₃, органические кислоты
Щёлочи: NaOH, KOH, Ba(OH)₂	Нерастворимые основания: Fe(OH)₃, Cu(OH)₂
Почти все растворимые соли	Вода (H₂O), NH₃·H₂O

Водородный показатель (pH)

Среда	pH	[H⁺] и [OH⁻]
Кислая	< 7	[H⁺] > [OH⁻]
Нейтральная	= 7	[H⁺] = [OH⁻]
Щелочная	> 7	[H⁺] < [OH⁻]

Гидролиз солей

Соль образована	Среда	pH	Пример
Сильное основание + слабая кислота	Щелочная	> 7	Na₂CO₃
Слабое основание + сильная кислота	Кислая	< 7	FeCl₃
Слабое основание + слабая кислота	Зависит от Kд	≈ 7	CH₃COONH₄
Сильное основание + сильная кислота	Нейтральная	= 7	NaCl (нет гидролиза)

Ряд активности металлов (электрохимический ряд напряжений)

← активность убывает, восстановительная способность уменьшается →

Группа	Металлы	Характеристика
Очень активные	Li, K, Ba, Ca, Na	Щелочные и щёлочноземельные. Реагируют с холодной водой и кислотами со взрывом. Хранят под слоем керосина.
Активные	Mg, Al, Mn	Реагируют с горячей водой и парами, бурно с кислотами. Al в обычных условиях покрыт защитной плёнкой Al₂O₃.
Средней активности	Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb	С водой практически не реагируют, с кислотами — с выделением H₂.
Водород (H₂)	H₂ — точка отсчёта	Условная граница. Металлы слева вытесняют H₂ из кислот, справа — нет.
Малоактивные	Cu, Hg, Ag	С разбавленными кислотами не реагируют. Растворяются в HNO₃ и концентрированной H₂SO₄.
Благородные	Pt, Au	Растворяются только в «царской водке» (HNO₃ + 3HCl).

Основные следствия из ряда:

• Металлы левее водорода вытесняют H₂ из разбавленных кислот (HCl, H₂SO₄(разб.))
• Каждый металл вытесняет из растворов солей металлы, стоящие правее него в ряду
• Щелочные и щёлочноземельные металлы реагируют с водой при обычных условиях
• Активность уменьшается слева направо — вместе с ней растут окислительные свойства катионов

Взаимодействие металлов с водой

Способность восстанавливать водород из воды напрямую зависит от положения металла в ряду активности.

Металлы	Условия	Продукты
Li, K, Ba, Ca, Na	Холодная вода, бурно	Щёлочь + H₂↑
Mg	Горячая вода / пар	Mg(OH)₂ (MgO) + H₂↑
Al, Zn, Fe	Пары воды, высокая T	Оксид + H₂↑
Правее H₂ (Cu, Ag…)	Не реагируют	—

Взаимодействие металлов с кислотами

С разбавленными HCl, H₂SO₄: реагируют только металлы левее водорода, образуется соль и водород.

Вытеснение металлов из растворов солей

Более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли. Правило работает для металлов от Mg и правее — активнее них реагируют сначала с водой.

Не пойдёт: менее активный металл никогда не вытеснит более активный:

Исключение: щелочные и щёлочноземельные металлы в водных растворах реагируют сначала с водой, а не с солью:

Стандартные электродные потенциалы E° (25 °C)

Количественная характеристика активности металла. Измеряется относительно стандартного водородного электрода (E°(H⁺/H₂) = 0 В). Чем меньше (отрицательнее) E°, тем активнее металл.

Полуреакция	E°, В	Примечание
Li⁺ + e⁻ ⇌ Li	−3,04	Самый активный металл
K⁺ + e⁻ ⇌ K	−2,93
Ca²⁺ + 2e⁻ ⇌ Ca	−2,87
Na⁺ + e⁻ ⇌ Na	−2,71
Mg²⁺ + 2e⁻ ⇌ Mg	−2,37
Al³⁺ + 3e⁻ ⇌ Al	−1,66
Zn²⁺ + 2e⁻ ⇌ Zn	−0,76	Анод в элементе Даниэля
Fe²⁺ + 2e⁻ ⇌ Fe	−0,44
Ni²⁺ + 2e⁻ ⇌ Ni	−0,25
Sn²⁺ + 2e⁻ ⇌ Sn	−0,14
Pb²⁺ + 2e⁻ ⇌ Pb	−0,13
2H⁺ + 2e⁻ ⇌ H₂	0,00	Точка отсчёта
Cu²⁺ + 2e⁻ ⇌ Cu	+0,34	Катод в элементе Даниэля
Ag⁺ + e⁻ ⇌ Ag	+0,80
Hg²⁺ + 2e⁻ ⇌ Hg	+0,85
Pt²⁺ + 2e⁻ ⇌ Pt	+1,19
Au³⁺ + 3e⁻ ⇌ Au	+1,50	Самый инертный

Если разность потенциалов положительна, реакция идёт самопроизвольно. Чем больше разность, тем сильнее стремление к реакции.

Практическое применение ряда

• Предсказание реакций: идёт ли вытеснение металла из соли, выделится ли водород
• Защита от коррозии: протекторная защита — к железу приваривают пластину из более активного металла (Zn, Mg), которая разрушается первой
• Гальванические элементы: подбирают пары с большой разностью E° для высокого напряжения
• Электролиз: на катоде в первую очередь восстанавливаются катионы металлов с бо́льшим E° (правее в ряду)
• Получение металлов: активные (Na, K, Al) — только электролизом расплавов; средние — восстановлением (Fe из руды коксом); благородные — в самородном виде

Гальванический элемент

	Анод (−)	Катод (+)
Процесс	Окисление	Восстановление
Металл	Более активный	Менее активный

Пример: элемент Даниэля — Якоби (Zn | ZnSO₄ || CuSO₄ | Cu)

Электролиз

	Катод (−)	Анод (+)
Процесс	Восстановление	Окисление
Раствор	Катионы разряжаются по ряду активности	Анионы: бескислородные → анион; кислородосодержащие → O₂

Определение

Закон действующих масс (ЗДМ)

Для элементарной реакции aA + bB → продукты:

где k — константа скорости, [A] и [B] — молярные концентрации, a и b — стехиометрические коэффициенты.

Факторы, влияющие на скорость

Фактор	Влияние
Концентрация	Увеличение концентрации → увеличение скорости (ЗДМ)
Температура	Повышение на 10 °C → скорость возрастает в 2–4 раза (правило Вант-Гоффа)
Катализатор	Снижает энергию активации → ускоряет реакцию
Площадь поверхности	Измельчение твёрдого вещества → увеличение скорости
Природа веществ	Разные вещества реагируют с разной скоростью

Катализ

Виды катализа: гомогенный (катализатор и реагенты в одной фазе) и гетерогенный (в разных фазах).

Обратимые реакции и состояние равновесия

Равновесие является динамическим — обе реакции продолжают идти, но без изменения состава.

Константа равновесия

Для обратимой реакции aA + bB ⇌ cC + dD:

• K > 1 — равновесие смещено вправо (преобладают продукты)
• K < 1 — равновесие смещено влево (преобладают реагенты)
• K зависит только от температуры

Принцип Ле Шателье

Воздействие	Направление смещения
Увеличение концентрации реагента	→ В сторону продуктов
Уменьшение концентрации продукта	→ В сторону продуктов
Повышение температуры	→ В сторону эндотермической реакции
Понижение температуры	→ В сторону экзотермической реакции
Повышение давления	→ В сторону меньшего числа моль газа
Понижение давления	→ В сторону большего числа моль газа

Важно: Катализатор не смещает равновесие — он лишь ускоряет достижение равновесного состояния.

Пример применения принципа Ле Шателье

Для смещения равновесия вправо (увеличения выхода NH₃):

• Повысить давление — слева 4 моль газа, справа 2
• Понизить температуру — реакция экзотермическая (но на практике нужна T ≈ 450 °C для приемлемой скорости)
• Увеличить концентрацию N₂ или H₂
• Удалять NH₃ из зоны реакции
• Использовать катализатор (Fe) — не смещает равновесие, но ускоряет его достижение

Реакции сероводорода (H₂S)

Диссоциация в воде (двухступенчатая):

Получение:

Горение и реакции с кислородом:

Окисление H₂S в атмосфере (кислотные дожди):

Взаимодействие с щёлочами:

Восстановительные свойства (S⁻² → S⁰, мягкое окисление):

Глубокое окисление (S⁻² → S⁺⁶, сильные окислители в избытке):

С оксидами металлов:

Осаждение сульфидов (качественные реакции на S²⁻):

Свойства сульфидов:

Реакции серной кислоты (H₂SO₄)

Разбавленная H₂SO₄ — обычные свойства кислот:

Концентрированная H₂SO₄ — сильный окислитель:

Важно: конц. H₂SO₄ пассивирует Fe, Al, Cr на холоду (образует плотную оксидную плёнку).

Реакции азотной кислоты (HNO₃)

Концентрированная HNO₃ + малоактивные металлы → NO₂:

Разбавленная HNO₃ + малоактивные металлы → NO:

Разбавленная HNO₃ + активные металлы → N₂O или NH₄NO₃:

С неметаллами (конц.):

Царская водка (3HCl + HNO₃) растворяет Au и Pt:

Важно: конц. HNO₃ пассивирует Fe, Al, Cr на холоду.

Реакции аммиака (NH₃)

Получение:

Основные свойства:

Горение и окисление:

Реакции галогенов

Вытеснение:

С водой:

Со щёлочами:

С металлами:

ОВР с восстановителями:

Реакции оксидов и оснований

Основные оксиды + вода:

Кислотные оксиды + вода:

Основный оксид + кислотный оксид:

Амфотерные оксиды и гидроксиды:

Щелочные металлы с водой:

Термическое разложение

Карбонаты и гидрокарбонаты:

Нерастворимые основания:

Нитраты (правило разложения):

Металл	Продукты	Пример
Левее Mg	Нитрит + O₂	2NaNO₃ → 2NaNO₂ + O₂
Mg … Cu	Оксид + NO₂ + O₂	2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂ + O₂
Правее Cu	Металл + NO₂ + O₂	2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂ + O₂

Другие разложения:

Реакции серы и оксида серы (IV)

Сера — простое вещество:

Оксид серы (IV) — SO₂ (сернистый газ):

Реакции углерода, CO и CO₂

Углерод — простое вещество:

Оксид углерода (II) — CO (угарный газ):

Оксид углерода (IV) — CO₂:

Реакции фосфора

Простое вещество:

Оксид фосфора (V) и фосфорная кислота:

Реакции кремния

Простое вещество:

Оксид кремния (IV) — SiO₂:

Кремниевая кислота:

Реакции железа и его соединений

Железо — простое вещество:

Соединения Fe(II):

Соединения Fe(III):

Получение железа:

Реакции алюминия

Простое вещество:

Алюмотермия:

Реакции меди

Простое вещество:

Важно: Cu не реагирует с разб. H₂SO₄ и HCl (стоит правее H₂ в ряду активности).

Соединения меди:

Качественные реакции

Ион / вещество	Реактив	Наблюдение	Реакция
Cl⁻	AgNO₃	Белый творожистый осадок	Ag⁺ + Cl⁻ → AgCl↓
Br⁻	AgNO₃	Бледно-жёлтый осадок	Ag⁺ + Br⁻ → AgBr↓
I⁻	AgNO₃	Жёлтый осадок	Ag⁺ + I⁻ → AgI↓
SO₄²⁻	BaCl₂	Белый осадок (нераств. в кислотах)	Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓
S²⁻	Pb(NO₃)₂	Чёрный осадок	Pb²⁺ + S²⁻ → PbS↓
CO₃²⁻	HCl	Выделение газа (CO₂)	CO₃²⁻ + 2H⁺ → H₂O + CO₂↑
CO₂	Ca(OH)₂	Помутнение известковой воды	CO₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + H₂O
NH₄⁺	NaOH, t°	Запах аммиака, посинение лакмуса	NH₄⁺ + OH⁻ → NH₃↑ + H₂O
Fe²⁺	NaOH	Зеленоватый осадок	Fe²⁺ + 2OH⁻ → Fe(OH)₂↓
Fe³⁺	NaOH	Бурый осадок	Fe³⁺ + 3OH⁻ → Fe(OH)₃↓
Cu²⁺	NaOH	Голубой осадок	Cu²⁺ + 2OH⁻ → Cu(OH)₂↓
H₂ (газ)	Горящая лучинка	Глухой хлопок	2H₂ + O₂ → 2H₂O
O₂ (газ)	Тлеющая лучинка	Вспыхивает	—