Материалы. Подготовка к экзамену по химии. Опорные схемы.

1 период

2 период

3 период

4 период

5 период

6 период

7 период

1s²

2s²2p⁶

3s²3p⁶

4s²3d¹⁰4p⁶

5s²4d¹⁰5p⁶

6s²5d¹4f¹⁴5d^1-106p⁶

7s²6d¹5f¹⁴6d^1-107p⁶

Максимальное число ē на энергетическом уровне уровне атомов 2n² (n-номер уровня)

Число электронов на внешнем уровне:

А групп – равно номеру группы

В групп – Pd-0, Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Ag, Pt, Au – 1, остальных – 2

На подуровне

s- 2ē, p - 6ē, d -10ē, f - 14ē

малый период

(II и III)

Заряд ядер атомов увеличивается

главная подгруппа

Заряд ядер атомов увеличивается

Число электронных слоёв не изменяется

Число электронных слоёв атомов увеличивается

Число электронов на внешнем слое атомов увеличивается от 1 до 8

Число электронов на внешнем слое атомов одинаково

Радиус атома уменьшается

Радиус атомов увеличивается

Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром увеличивается

Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается

Энергия ионизации увеличивается

Энергия ионизации уменьшается

Сродство к электрону увеличивается

Сродство к электрону уменьшается

Электроотрицательность увеличивается

Электроотрицательность уменьшается

Металличность элементов уменьшается

Металличность элементов увеличивается

Неметалличность элементов увеличивается

Неметалличность элементов уменьшается

Кристаллы

Молекулярные

Ковалентные каркасные

Металлические

Ионные

Типичные представители

Ar, O₂, I₂, N₂, Cl₂, H₂, H₂O, P₄, PCl₃, CO₂ («cухой лёд»), S₈, NH₃, H₂S, CH₄,  C₆H₆, CH₃COOH и другие органические вещества

C (алмаз), Si, B, Ge, серое олово, ZnS, SiO₂, TiO₂, BaTiO₃, SiC, AlN

Металлы и сплавы металлов

Соли, оксиды металлов, гидроксиды

Структурные единицы кристалла

Молекула

Атом

Атом

Ионы

Основной тип связи

Между атомами ковалентная связь, между молекулами в кристалле дисперсионные силы

Ковалентная связь

металлическая

Ионная

Возможные окислители

Ряд напряжений металлов

Li⁺………………….Al³⁺

H₂O

Mn²⁺ …………….Pb²⁺

H₂O

H⁺ (кислоты)

H₂O

Cu²⁺…………….

H₂O

Схема процесса восстановления

2H₂O + 2ē→H₂↑ + 2OH^-

Meⁿ⁺ + nē →Me⁰

2H₂O + 2ē→H₂↑ + 2OH^-

2H⁺ + 2ē→H₂↑

Meⁿ⁺ + nē →Me⁰

Вид анода

Нерастворимый

Растворимый

Возможные восстановители

H₂O, F^-, SO₄^2-, NO₃^-, PO₄^3-, CO₃^2-

H₂O, I^-, Br^-, S^2-, Cl^-

H₂O, OH^-

(щелочи)

Me⁰

Схема процесса окисления

2H₂O – 4ē→O₂↑ + 4H⁺

Э^n- - nē→Э⁰

4OH^- - 4ē→O₂↑ + 2H₂O

Me⁰ - nē→Meⁿ⁺

Кислая среда              →

Mn²⁺ + …….

……. + KMnO₄ +

Нейтральная среда   →

MnO₂↓ + …….

Щелочная среда        →

MnO₄^2- + …….

    ……. + K₂Cr₂O₇ +

Кислая среда            →

Cr³⁺   + ……

…….. + K₂CrO₄ + 

Щелочная среда       →

Cr(OH)₃↓ + ……

Окислители ( + ē)

Восстановители (- ē)

1.       Простые вещества: галогены (F₂, Cl₂, Br₂, I₂), усиление окислительной активности от иода к фтору;

Кислород (О₂) и озон (О₃)

1.       Простые вещества: металлы

Водород (Н₂) и углерод (С) при нагревании

2.       Оксиды элементов с высокими степенями окисления (MnO₂, CrO₃, SO₃, NO₂, HgO)

2.    Оксиды: CO, SO₂

3.       Кислоты, содержащие элементы с высокими степенями окисления (HNO₃, H₂SO₄, HIO₃)

3.  Бескислородные кислоты, содержащие элемент   в отрицательной степени окисления (HCl, HF, HBr, H₂S)

4.       Cоли, содержащие элемент с высокой степенью окисления (KMnO₄, K₂Cr₂O₇, KClO₃)

4.   Водородные соединения  (NH₃, PH₃, CH₄ и др.)

5.       Ионы металлов в высокой степени окисления или ионы малоактивных металлов (Fe³⁺, Cu²⁺, Ag⁺),  а также ион Н⁺

5.  Ионы металлов в низших степенях окисления (Sn²⁺, Fe²⁺, Cr²⁺), а также гидрид-ион Н^-

6.       Анод при электролизе

6.    Катод при электролизе

7.       Органические вещества (альдегиды, спирты, амины и др.)

! Помни. Окислитель в ходе химической реакции восстанавливается, восстановитель – окисляется.

Сильные электролиты

Слабые электролиты

Кислоты

 HI, HBr, HClO₄, HCl, H₂SO₄, HMnO₄, HNO₃, H₂CrO₄

H₂SO₃, H₃PO₄, HF, HNO₂, CH₃COOH, H₂CO₃, H₂S, HClO,        …………………………………………………...HCN, H₂SiO₃

→→→→→→→Уменьшение силы кислоты→→→→→→→

Основания

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂, Ra(OH)₂ (щёлочи- растворимые в воде основания)

Растворимые NH₃∙H₂O (NH₄OH),  амины, нерастворимые в воде основания (Zn(OH)₂, Fe(OH)₂, Ni(OH)₂ и др.)

Cоли

Почти все соли,  в том числе и комплексные соли

HgCl₂;

Комплексные ионы: [Сu(NH₃)₄]²⁺ и др.

Соль образована:

Отношение соли к гидролизу

Реакция среды раствора соли, рН

Окраска индикатора

Лакмус

Фенолфталеин

Метилоранж

Сильным основанием и сильной кислотой

Гидролизу не подвергается

Нейтральная

рН = 7

Фиолетовый

Бесцветный

Оранжевый

Сильным основанием и слабой кислотой

Гидролиз по аниону

Щелочная

рН > 7

Cиний

Малиновый

Жёлтый

Слабым основанием и сильной кислотой

Гидролиз по катиону

Кислая

рН < 7

Красный

Бесцветный

Красный

Слабым основанием и слабой кислотой

Гидролиз по катиону и аниону

Среда раствора почти нейтральная. Точное значение рН будет зависеть от соотношения силы кислоты и основания.

! Определяем по «слабому»

! Определяем по «сильному»

Изменение условий

Сдвигает равновесие в сторону

Температура

Повышение

Эндотермической реакции

понижение

Экзотермической реакции

Давление Р

(для газов)

Повышение

Реакции, протекающей с уменьшением объёма газа

Понижение

Реакции, протекающей с увеличением объёма газа

С _{реагентов}

Повышение

Прямой реакции   →

Понижение

Обратной реакции   ←

С _{продуктов}

Повышение

Обратной реакции   ←

Понижение

Прямой реакции   →