Химия: основные понятия, строение атома, периодический закон, связи, реакции и органические вещества — шпаргалка для ЕГЭ и ОГЭ

1. Базовые понятия

• Атом – химически неделимая частица.
• Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра.
• Молекула – мельчайшая частица вещества, несущая его свойства.
• Ион – заряженная частица (катион +, анион -).
• Аллотропия – явление существования одного элемента в виде нескольких простых веществ (O₂ и O₃, S₈ и S₆, алмаз и графит).
• Относительная атомная масса (Ar) – масса атома в сравнении с 1/12 массы углерода.
• Моль – количество вещества, содержащее 6,02 · 10²³ частиц (число Авогадро).
• Молярная масса (M) – масса 1 моль вещества (г/моль). M = Mr (численно).
• Закон Авогадро: в равных объемах газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.
• Молярный объем (Vm) = 22,4 л/моль (при н.у.).

2. Строение атома

• Ядро: протоны (p⁺, заряд +) и нейтроны (n⁰).
• Число протонов = Порядковый номер = Число электронов.
• Число нейтронов = Массовое число (A) - Порядковый номер (Z).
• Изотопы – атомы одного элемента с разным числом нейтронов (Cl³⁵ и Cl³⁷).
• Энергетические уровни (слои): 1-й (K) – 2 e⁻, 2-й (L) – 8 e⁻, 3-й (M) – 18 e⁻.
• Порядок заполнения: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d.

3. Периодический закон и ПСХЭ

• Номер периода = число энергетических уровней.
• Номер группы (А) = число электронов на внешнем уровне (валентных).
• Свойства в группах (сверху вниз):
  • Радиус атома ↑, металличность ↑, электроотрицательность ↓.
  • Кислотные свойства оксидов и гидроксидов ↓, основные ↑.
• Свойства в периодах (слева направо):
  • Радиус ↓, металличность ↓, электроотрицательность ↑.
  • Кислотные свойства оксидов ↑, основные ↓.

4. Химическая связь и строение

• Кратность связи: одинарная (σ), двойная (σ+π), тройная (σ+2π).
• Донорно-акцепторный механизм: оба электрона предоставляет один атом (NH₄⁺).
• Водородная связь: между H (связан с O, N, F) и другим ЭО атомом. Влияет на высокие t°кипения спиртов, воды, белков.
• Кристаллические решетки:
  • Атомная (алмаз, кремний) – очень твердые.
  • Молекулярная (лед, йод) – легкоплавкие, летучие.
  • Ионная (соли) – хрупкие, тугоплавкие.
  • Металлическая – ковкие, пластичные.

5. Химические реакции

• Тепловой эффект:
  • Экзотермические (Q выделяется, +Q) – горение.
  • Эндотермические (Q поглощается, –Q) – разложение.
• Скорость реакции зависит от: природы веществ, концентрации (давления для газов), температуры (правило Вант-Гоффа), площади поверхности, катализатора.
• Принцип Ле Шателье: если на систему в равновесии воздействовать извне, равновесие смещается в сторону, ослабляющую это воздействие.
  • Повышение T → смещение в сторону эндотермической реакции.
  • Повышение P → смещение в сторону меньшего объема газов.

6. ОВР (Окислительно-восстановительные процессы)

• Окислитель – принимает электроны (восстанавливается). Степень окисления (С.О.) ↓.
• Восстановитель – отдает электроны (окисляется). С.О. ↑.
• Метод электронного баланса:
  • Расставить С.О.
  • Определить, кто меняет С.О.
  • Составить баланс (отданные и принятые e⁻).
  • Поставить коэффициенты.

7. Растворы и электролитическая диссоциация

• Растворение – физико-химический процесс.
• Массовая доля (ω) = (m вещества / m раствора) * 100%.
• Молярная концентрация (См) = n (моль) / V (л).
• Электролиты – вещества, диссоциирующие на ионы (кислоты, соли, щелочи). Неэлектролиты – сахар, спирт.
• Степень диссоциации (α):
  • Сильные (α → 1): HCl, NaOH, все растворимые соли.
  • Слабые (α << 1): H₂O, H₂S, H₂CO₃, NH₄OH, CH₃COOH.
• Условия необратимости ионного обмена: выпадение осадка (↓), выделение газа (↑), образование воды (H₂O).
• pH среды:
  • pH < 7 – кислая (индикаторы: лакмус красный, метилоранж красный).
  • pH = 7 – нейтральная.
  • pH > 7 – щелочная (лакмус синий, фенолфталеин малиновый).

8. Классы неорганических веществ

Оксиды

• Основные (MeO) + H₂O → щелочь; + кислота → соль + H₂O.
• Кислотные (неметалл или Me в высокой с.о.) + H₂O → кислота; + основание → соль + H₂O.
• Амфотерные (ZnO, Al₂O₃) – реагируют и с кислотами, и со щелочами.

Кислоты (H⁺ + кислотный остаток)

• Химические свойства: изменяют цвет индикаторов; реагируют с Ме (до H₂), оксидами, основаниями, солями (если выделяется газ/осадок).

Основания (Ме⁺ + OH⁻)

• Щелочи (растворимые) – едкие, мылкие на ощупь.
• Нерастворимые – при нагревании разлагаются на оксид + H₂O.
• Амфотерные гидроксиды (Zn(OH)₂, Al(OH)₃) – растворяются в избытке щелочей.

Соли

• Получение: Ме + кислота, Ме + неметалл, кислота + основание, основной + кислотный оксид.
• Химические свойства: реагируют с металлами (ряд активности), кислотами, щелочами, друг с другом (если идет обмен ионами).

9. Металлы (IА, IIА, IIIА группы)

• Строение: на внешнем уровне 1–3 электрона. Восстановители.
• Ряд активности (электрохимический ряд):
  • Li, K, Ba, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Pt, Au.
  • Металлы до (H) вытесняют H₂ из кислот.
  • Металлы до Zn (включительно) реагируют с H₂O.
• Щелочные (Li, Na, K):
  • Хранят в керосине. С водой → щелочь + H₂.
• Щелочноземельные (Ca, Ba):
  • Ca(OH)₂ – гашеная известь.
  • Качественная реакция на Ca²⁺ – пламя кирпично-красное; на Ba²⁺ – желто-зеленое.
• Алюминий (Al) – амфотерный (реагирует с щелочами). Пассивируется в конц. HNO₃ и H₂SO₄.
• Жесткость воды: устраняется кипячением (временная) или содой (постоянная).

10. Железо (Fe)

• Степени окисления: Fe⁺² (зеленые соли) и Fe⁺³ (желтые/бурые).
• Качественные реакции:
  • На Fe²⁺: с красной кровяной солью K₃[Fe(CN)₆] → синий осадок (турнбулева синь).
  • На Fe³⁺: с роданидом KSCN → кроваво-красное окрашивание.
• Коррозия – разрушение металла под действием среды. Защита: покрытие, легирование.

11. Неметаллы (VIIA, VIA, VA, IVA группы)

Водород (H₂)

• Легче воздуха. Восстановитель.
• Химические свойства: с O₂ (взрыв), с Cl₂ (взрыв), с металлами → гидриды.
• Получение: Zn + HCl(разб) → ZnCl₂ + H₂↑.

Галогены (F, Cl, Br, I)

• Активность: F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂.
• Более активный вытесняет менее активный из солей (Cl₂ + NaI → NaCl + I₂).
• Качественные реакции на галогениды: с AgNO₃.
  • AgCl (белый), AgBr (желтоватый), AgI (желтый).

Сера и Кислород (VIA группа)

• Сероводород (H₂S) – ядовит, запах тухлых яиц.
• Сернистая кислота (H₂SO₃) – слабая, неустойчивая.
• Серная кислота (H₂SO₄):
  • Разб. – окисляет только металлы до H₂.
  • Конц. – сильный окислитель (с Cu, Zn → SO₂, S или H₂S). Пассивирует Al, Fe.
  • Кач. реакция на SO₄²⁻: BaCl₂ → белый осадок BaSO₄ (нерастворим в кислотах).

Азот и Фосфор (VA группа)

• Аммиак (NH₃): легче воздуха, резкий запах.
  • Свойства: основание (с HCl → NH₄Cl).
  • Кач. реакция на NH₄⁺: с щелочью при нагревании → выделяется NH₃ (резкий запах, влажная лакмусовая бумажка синеет).
• Азотная кислота (HNO₃):
  • Сильный окислитель (взаимодействует с большинством металлов, кроме Au, Pt). С Cu выделяет NO или NO₂.
• Фосфорная кислота (H₃PO₄): трехосновная, дает соли (фосфаты, гидрофосфаты, дигидрофосфаты).

Углерод и Кремний (IVA группа)

• CO – угарный газ (ядовит, без цвета и запаха). Восстановитель.
• CO₂ – углекислый газ (не поддерживает горение).
  • Кач. реакция: Ca(OH)₂ → помутнение (осадок CaCO₃).
• Угольная кислота (H₂CO₃) – слабая, существует только в растворе.
• Кремниевая кислота (H₂SiO₃) – нерастворимый белый гель. Силикаты (Na₂SiO₃) – жидкое стекло.

12. Органическая химия: основы

1. Теория строения (Бутлеров)

• Свойства зависят от состава и химического строения.
• Гомологи – вещества, отличающиеся на группу CH₂ (гомологическая разность).
• Изомеры – одинаковый состав (формула), разное строение.

2. Углеводороды

• Изомерия алкенов: не только скелет, но и положение двойной связи, а также цис-/транс- (пространственная).
• Полимеры:
  • Полиэтилен (-CH₂-CH₂-)n.
  • ПВХ (-CH₂-CHCl-)n.
  • Резина (вулканизация серой).

3. Кислородсодержащие соединения

Спирты (R–OH)

• Функциональная группа – ОН (гидроксильная).
• Химические свойства:
  • 2C₂H₅OH + 2Na → 2C₂H₅ONa + H₂ (образование алкоголятов).
  • C₂H₅OH + CuO (t) → CH₃CHO + Cu (окисление до альдегида).
• Многоатомные: глицерин (с Cu(OH)₂ → ярко-синий раствор). Качественная реакция!
• Фенол (C₆H₅OH): реагирует с NaOH (в отличие от спиртов). С бромной водой → белый осадок (2,4,6-трибромфенол).

Альдегиды (R–CHO)

• Качественные реакции:
  • Реакция "серебряного зеркала": [Ag(NH₃)₂]OH → Ag↓.
  • С Cu(OH)₂ при нагревании → красный осадок Cu₂O.

Карбоновые кислоты (R–COOH)

• Свойства (как слабые электролиты):
  • Диссоциация: R–COOH ⇄ R–COO⁻ + H⁺.
  • Реакция этерификации: R–COOH + R'–OH ⇄ R–COO–R' + H₂O (образуются сложные эфиры).

4. Жиры и мыла

• Жиры – сложные эфиры глицерина и высших кислот.
• Гидролиз жиров:
  • Кислотный → глицерин + кислоты.
  • Щелочной (омыление) → глицерин + мыло (натриевые соли кислот).

5. Углеводы

• Общая формула: Cₙ(H₂O)ₘ (гидраты углерода).
• Глюкоза (C₆H₁₂O₆):
  • Дает реакцию "серебряного зеркала" (альдегидная группа).
  • Брожение: глюкоза → C₂H₅OH (спиртовое) или → молочная кислота.
• Крахмал (полисахарид):
  • Качественная реакция: синее окрашивание с йодом (I₂).
• Целлюлоза:
  • Гидролизуется до глюкозы. Используется для производства бумаги, нитроклетчатки.

6. Азотсодержащие соединения

Амины (R–NH₂)

• Основные свойства (взаимодействуют с кислотами).
• Анилин (C₆H₅NH₂): реагирует с бромной водой → белый осадок (триброманилин).

Аминокислоты (NH₂–CH(R)–COOH)

• Амфотерны (реагируют и с кислотами, и с основаниями).
• Связываясь друг с другом, образуют пептидную связь (–CO–NH–).
• Белки – полипептиды.
• Цветные реакции на белки:
  • Биуретовая (Cu(OH)₂ → фиолетовый).
  • Ксантопротеиновая (HNO₃ конц. → желтое окрашивание).