VI б а VII б а
VIII
8
100794*7/^
ВОДОРОД  1
4,00260212 1s?
ГЕЛИЙ " 2
115^9941
(KHgIQPO/j
*Ш,06616
SgEPA
^а) Г
Атомная масса Атомный номер >
[uiW
238.028911
LH
_	_ _I	I _ 1«ЧН >	81
¥,Д±|Ж
лиМтШ
2 I дрГ0Н Js*3p
f451,996116
’ ХРОМ
778,9613
ХЕЛЕН
6
,1B
4sJ4p" |
г JO4S	ЖЖ КОБАЛЬТ
и СХЕМАХ
79,90411
БРОМ
7
18
4s24p* &
Я
83,8011	. .
к’млтон 4*4p 2
XI
33
,аа
§5,94 11
молида
18
1127,60i3 ;	1|
ТТЕЛЛУР 5s!5p< 2

32
2208,9824	,	'•!-
ёйрлоний 8 6p 2
деление
эиов
почкам
28
2
16
8 3d’4s2
58,6
НИ!
2^
13
18
8 4d'5s2
’ХСЕНОН 5s'5p 2
97,90?
А .*
.йв
«8 5dV «3.84*3
; 2 '  ВОЛЬФРАМ
til ж
ш
ш , ,
И8 6d*7s’ V Р63]
(Георгий
Л
32
1S 6d'7s‘
О
2
Tb 1S •
Ж «2S4±1 .18
4fW 8
1РБИЙ 2
wiw
жп
102,905511 г?
Ю6Д
1 HAW
1C1,07t2 Г?
2
ч 6?
2'
18
18
222,0171
РАДОН1
1! <л«> л.
7
he
32
2
1туриентов
18В |М
8 d б$"


Дл$
и a

JКОЛЬНИКОВ
химия
в таблицах и схемах
Для школьников и абитуриентов
Санкт-Петербург
2004
ХИМИЯ в таблицах и схемах
Для школьников и абитуриентов.
Предлагаемое пособие — краткий справочник по основным разделам курса химии,
изучаемым в средней школе. В доступной форме изложены основные химические законо-
мерности и понятия, приведены примеры реакций, их иллюстрирующие.
Сначала излагаются общетеоритические основы химии, на этой базерассматри-ва-
ется фактический материал по неорганической и органической химии. Заключи-
тельная часть представлена качественными реакциями аналитической химии, знание
которых необходимо для проведения лабораторных работ.
Пособие предназначено для школьников готовящихся к выпускным экзаменам
и абитуриентов.
СПб.: ООО «Виктория плюс», 2004. - 96 стр.
ISBN 5-89173-938-0
© Виктория плюс, составление, оформление, 2004.
Составитель: Касатикова Е. Л.
Оформление обложки Шемшуренко Н. В.
Редактор Шевцова Е. С.
Книги издательства “Виктория плюс” вы можете приобрести:
Заказы по Санкт-Петербургу и России:
(812) 516-58-11, 516-58-05
Электронная почта victory@mailbox.alkor.ru
В Москве:
Филиал издательства
(095) 488-30-05
А также у нашего представителя фирмы “Абрис Д”:
(095) 215-29-01, 216-23-62
тел./факс: (095) 216-26-75
Электронная почта abrisd@textbook.ru
Издание осуществлено при участии ООО «Виктория плюс».
ООО «Полиграфуслуги», Санкт-Петербург, Сиреневый бул., д. 26
Подписано в печать 08.09.2004г. Формат 60x90
Бумага газетная. Тираж 7 000 экз.
Заказ № 536.
Отпечатано с готовых диапозитивов в ООО «Профпринт»
Санкт-Петербург, п. Парголово, ул. Ломоносова, 113
Атом - электронейтральная
частица, состоящая из
положительно заряженного
атомного ядра и отрицательно
заряженных электронов
Основные
понятия и законы
химии
Закон
постоянства
Химический элемент - вид
атомов с определенным
одинаковым зарядом ядра.
Молекула - наименьшая частица
вещества, сохраняющая его
химические свойства. Химические
свойства молекулы определяются ее
составом и химическим строением.
Закон сохранения
массы:
Масса веществ,
вступивших в
химическую реакцию,
равна массе веществ,
образовавшихся в
результате реакции.
к,	2
Масса связана с энергией соотношением: JL = тс
(А.Эйнштейн), где Е - энергия покоя свободного тела, m -
масса тела, с - скорость света в вакууме.
Закон сохранения и превращения энергии отражается в
термохимических уравнениях реакций.
состава вещества:
Всякое чистое
вещество
молекулярного
строения независимо
от способа получения
имеет постоянный
качественный и
количественный
состав.
Вещества
немолекулярного
строения не обладают
строго постоянным
составом. Их состав
зависит от условий
получения.
4ь
Химический элемент - вид атомов с
Изотопы - атомы с одинаковым числом
одинаковым положительным
протонов в ядре и разным числом нейтронов
зарядом ядра
...........т
Простые вещества - это
вещества, образованные
атомами одного химического
элемента, например: О2, Н2,
Сп, Fe, Al, N2.
Одиночные атомы -
например, инертные газы: Ne, Не,
Простые вещества при высоких
температурах
Сложные вещества - состоят из
атомов нескольких химических
элементов, например: СНд Н2О
Na2SO4, CuO, Fe(OH)3, Н3РО4.
I
Аллотропия -
существование
химического элемента
в виде нескольких
простых веществ,
например:
кислород (О2) и озон
(О3), сера пласти-
ческая и кристалл-
лическая, фосфор:
белый и красный,
углерод алмаз, карбин,
графит ит.д.
Аллотропные формы
могут различаться сос-
тавом или строением
кристаллической
решетки
Отличие сложных веществ (химических соединений) от смесей:
1.	Состав постоянный (у смесей переменный).
2.	Свойства веществ, участвующих в образовании не сохраняются (в смеси
сохраняются).
3.	При образовании сложных веществ наблюдаются признаки химической
реакции - выделение (поглощение) теплоты, образование газа, осадка, изменение
цвета, появление запаха. Признаки химической реакции отсутствуют.
4.	Сложное вещество не может быть разложено на составные части физическими
методами, необходимы химические реакции (смесь можно разделить
физическими методами).
Физические - происходят без образования новых веществ.		Явления		Химические - приводят к образованию новых веществ, например, горение, разложение, брожение и т.д.
Периодический закон Д.И.Менделеева:
свойства химических элементов и
образованных ими веществ находятся в
периодической зависимости от величины
атомной массы элементов (1869)
Периодический закон Д.И.Менделеева
(современная формулировка): свойства
химических элементов и образованных ими
веществ находятся в периодической зависимости
от величины ядерных зарядов элементов
I
Периодическая система элементов - графическое выражение периодического закона
I
Строение:
По горизонтали состоит из
семи периодов. Периоды 1-3
называются малыми (состоят
из одного ряда), периоды 4-7
-большие (состоят из двух
рядов - четного верхнего и
нечетного нижнего), седьмой
период является незавер-
шенным.
По вертикали состоит из
восьми групп, в каждой группе
можно выделить главную
подгруппу (А) и побочную
подгруппу (Б).
Положение каждого
элемента в ПСЭ характеризует
строение его атома и свойства.
Закономерности в свойствах и
строении атомов элементов
одного периода
(с увеличением заряда ядра
атома):
1)	количество энергетических
уровней не изменяется
2)	число электронов на внешнем
энергетическом уровне
увеличивается
3)	электроотрицательность
увеличивается
4)	атомный радиус уменьшается
5) окислительные способности
усиливаются
6) восстановительные
способности уменьшаются
Закономерности в свойствах и
строении атомов элементов
одной подгруппы
(с увеличением заряда ядра
атома):
1)	количество энергетических
уровней увеличивается
2)	число электронов на внешнем
энергетическом уровне
постоянно
3)	электроотрицательность
уменьшается
4)	атомный радиус
увеличивается
5)	окислительные способности
уменьшаются
6)	восстановительные
способности усиливаются
Химическая
связь
Металлическая связь:
особый тип химической
связи, который наблюдается
только в кристаллической
решетке металлов. В узлах
кристаллической решетки
металлов находятся
нейтральные атомы и
положительно заряженные
ионы, а между узлами
хаотически движутся
свободные электроны.
В узлах
кристаллической
решетки находятся
отдельные атомы,
соединенные между
собой ковалентными
связями.
Для веществ с атомной
решеткой характерны
очень высокие
температуры плавления,
значительная твердость
и прочность.
Примеры: углерод (в
форме алмаза),
кристаллический бор,
кристаллический
кремний и т.д.
В узлах
кристаллической
решетки находятся
полярные или
неполярные молекулы.
Для веществ с
молекулярной решеткой
характерны очень
низкие температуры
плавления (особенно в
случае неполярных
молекул), малая
твердость и прочность.
Примеры: кислород
(при Т ниже -219°С),
хлороводород (при Т
ниже -144°С), йод, вода
(в виде льда) и т.д.
В узлах
кристаллической
решетки находятся
противоположно
заряженные ионы -
катионы и анионы.
Для веществ с ионной
решеткой характерны
достаточно высокие
температуры
плавления, под
действием
растворителей
происходит
разрушение решетки.
Примеры: хлорид
калия,гидроксид
натрия, фторид лития
и т.д.
В узлах
кристаллической
решетки находятся
катионы и нейтральные
атомы. Между узлами
хаотически движутся
свободные электроны.
Для веществ с
металлической
решеткой характерны
металлический блеск,
хорошая тепло- и
электропроводность,
пластичность и
ковкость.
Примеры: металлы -
алюминий, золото,
железо, медь и т.д.
DO
Классификация химических реакций
в неорганической химии
1)	По составу и числу реагирующих веществ:
Реакции соединения	Реакции разложения	Реакции замещения	Реакции обмена
реакции, в результате которых из нескольких простых или сложных веществ образуется одно сложное вещество. 4А1 + ЗО, —> 2А13О3 Са0ч-Н,0-> Са(ОН),	реакции, в результате которых из одного сложного вещества образуются несколько простых или сложных веществ. t° 2HgO ->2Hg+O2 t° 2KMnO 4 -> К 2MnO 4 + MnO 2 + O2	реакции между простым и сложным веществом, в результате которых атомы простого вещества замещают какие-либо атомы в составе сложного вещества. 2Na 4- 2Н ,0 —> 2NaOH + FL Zn + 2HC1 —> ZnCL4-FL	реакции между двумя сложными веществами, в результате которых они обмениваются своими составными частями. Си(ОН) 2 + Н2SO4 -> CuSO 4 + 2Н 2О 2Na3PO4 + 3MgCl2 -> -> Mg3(PO4 )2 +6NaCl
2)	По тепловому эффекту реакции:
Экзотермические реакции	Эндотермические реакции
реакции, протекающие с выделением теплоты. •	реакции, протекающие с поглощением теплоты.
С + 02 = С02 + Q	СаСО3 = СаО + С02 - Q
Q - тепловой эффект реакции
Д Н - изменение энтальпии
Q=-А Н (тепловой эффект реакции равен изменению энтальпии с противоположным знаком)
3)	По изменению степеней окисления элементов:
Окислительно-восстановительные реакции	Не окислительно-восстановительные реакции
реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов, о +1 -2	+1-2+1	о 2Na+2H2O—>2NaOH+H2	реакции, протекающие без изменения степеней окисления элементов. +1-2+1 +1 -1	+1 -1	-2 NaOH+HCl-»NaCl+H2O
Классификация реакций
в органической химии
1)	по числу и составу реагирующих веществ
Реакции присоединения	Реакции отщепления	Реакции замещения
галогенирование, гидрирование, гидрогалогенирование и т.д. частный случай — полимеризация СН2 = СН2 + НС1 —> СН3 - СН2 - С1	дегидрирование, дегидратация и т.д. t° СН3 - СН3 СН2 = СН2 + Н2	галогенирование, нитрование, гидролиз и т.д. hv СН4+С12-»СН3С1 + НС1
2)	по механизму протекания реакции
Гомолитические реакции	Гетеролитические (ионные) реакции
идущие с образованием свободных радикалов	идущие с образованием ионов
О	Окислительно-восстановительные реакции - реакции, протекающие с изменением степеней окисления элементов.
Степенью окисления называется формальный заряд, который атом или группа атомов приобретает в результате передачи электронов, при условии, что при
образовании химической связи электроны полностью переходят от одного атома к другому.
Окисление - процесс отдачи электронов Восстановитель - отдает электроны (окисляется)	Восстановление - процесс принятия электронов Окислитель - принимает электроны (восстанавливается)
Э - п ё-’Э*"	Э +п ё~*Э*п
Число отданных электронов равно числу принятых электронов
(Электронный баланс)
Классификация окислительно-восстановительных реакций:
Межмолекулярные	Внутримолекулярные	Реакции диспропорционирования
окислитель и восстановитель находятся в разных веществах	окислитель и восстановитель находятся в одном веществе	степень окисления одного и того же элемента одновременно уменьшается и увеличивается
о	о t° +3	-1 2Fe+3Ch —>2FeC 1з о - Зе +з о Fe—>Fe о + 2ё	з С12 -» 2СГ1	+1 +5 -2 t° +1 +3 -2	о 2NaNO3-»2NaNO2 + O2 + 2ё	о n+5	N+3 -4ё о 1 2О~2 -> О2	о	+1 -21° +1 +5 -2	+1 -1 ЗСИ + ЗНгОчНС 1 ОЗ + 5НС1 -5ё СГ -> С1+5 1 + 1ё	с С1° -> сг1 5
Важнейшие окислители	Важнейшие восстановители
Галогены, перманганат, манганат калия, оксид марганца (IV), дихромат калия, хромат калия, азотная кислота, кислород, озон, пероксид водорода, серная кислота, оксид меди (II), оксид серебра, хлорид железа (III), гипохлориты, хлораты и перхлораты, ионы благородных металлов	Металлы, водород, уголь, оксид углерода (II), сероводород, оксид серы (IV), сернистая кислота и ее соли, галогеноводородные кислоты, хлорид олова (И), сульфат железа (II), сульфат марганца (II), сульфат хрома (III), азотистая кислота, аммиак, гидразин, оксид азота (II) альдегиды, спирты, муравьиная и щавелевая кислота, глюкоза
Вещества
Электролиты -
проводят
электрический ток при
растворении или
расплавлении
Кислоты - электролиты при диссоциации
которых в качестве катионов образуются только
катионы водорода
НС1-’Н++СГ
Неэлектролиты -
не проводят
электрический ток при
растворении или
расплавлении
Основания - электролиты, при диссоциации
которых в качестве анионов образуются только
гидроксид-ионы
NaOH-Na++OH~
Вещества с
ионной
или
сильно-
полярной
кова-
лентной
химиче-
ской
связью
Вещества с
ковалентной
малополярной или
неполярной
связью, например
12, О2, сахар, СН4 и
т.д.
Средние соли - электролиты, при диссоциации которых образуются
катионы металлов и анионы кислотных остатков:
NaCl -* Na++ СГ (диссоциация средней соли)
Кислые соли - электролиты, в растворах и расплавах которых
образуются катионы металлов и водорода и анионы кислотных
остатков, диссоциируют ступенчато:
NaHCO3 Na++ НСО3~
НС OJ Н++ СОз2'
Основные соли - электролиты, в растворах и расплавах которых
образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков и
гидроксидных групп, диссоциируют ступенчато:
MgOHCl MgOFT + СГ	I ступень
MgOH+- Mg2+ + ОН'	11 ступень
Электролитическая диссоциация - процесс распада электролита на ионы при растворении или расплавлении.
Катионы - положительно заряженные частицы, анионы - отрицательно заряженные частицы
Реакции ионного обмена - реакции, протекающие между ионами в растворах
электролитов -
бывают необратимыми в трех случаях:
Выделение газообразных веществ	Образование осадков (нерастворимых или малорастворимых веществ)	Образование слабых электролитов
Na 2S + 2НС1 -> 2NaC 1 + Н 2S Т 2Na+ + S2'+2H + +2СГ -> ->2Na + +2СГ+H2S T 2H+ + S2~ ->H2ST K2CO3+2HNO 3 -> ->2KNO 3 +H2O +CO2 T 2K+ +CO32“+2H+ +2NO3‘ -> ->2K+ +2NO3 +H2O + CO2 T 2H++CO3 ->H2O + CO2 T	CuSO 4 + 2NaOH -+ Cu(OH) 2 4- +Na 2SO4 Cu 2+SO42~ + 2Na + + 2OH ~ -» Cu(OH) 2 4- + + 2Na + + SO42- Cu 2+ + 2OH ’ -> Cu(OH) 2 4- BaC 12 + К 2SO4 -> BaSO 4 4- +2KC 1 Ba2+ +2СГ +2K+ +SO4 -> -» BaSO 4 J- +2K + +2СГ Ba2+ +SO42’ BaSO 4 4-	KOH +HC1->KCI + H2O K+ +OH' +H+ +СГ->К+ +СГ +H2O OH"+H+ ->H2O NH4Cl + NaOH ->NH4OH+NaCl NH4++СГ+Na ++OH” -► —>NH 4OH+Na++СГ NH/+OH' ->NH4OH
Тепловой эффект химической реакции
Сумма энергий
разрушенных связей
меньше, чем
Сумма энергий
образованных связей
Сумма энергий
разрушенных связей
больше, чем
Сумма энергий
образованных связей
Теплота поглощается
Уравнения реакции с
указанием теплового эффекта
называются термохимическими
уравнениями реакции:
4А1 + ЗО2 = 2А12О3 + Q
СаСО3 = СаО + СО2 - Q
Закон Гесса: тепловой эффект
химической реакции зависит от
состояния исходных веществ и
продуктов реакции, но не
зависит от промежуточных
стадий реакции
Тепловой эффект реакции
равен сумме теплот
образования продуктов
реакции за вычетом суммы
теплот образования исходных
веществ
Скорость химической реакции
Реакции, протекающие в
однородной среде, называются
гомогенными (смесь газов, раствор,
расплав).
Скорость гомогенной реакции
может быть определена
количеством вещества,
образующимся или
расходующимся в единицу времени
в единице объема.
Реакции, протекающие в
неоднородной среде, называются
гетерогенными (вода со льдом,
раствор с осадком).
Скорость гетерогенной реакции
может быть определена
количеством вещества,
образующимся или
расходующимся в единицу времени
на единице поверхности раздела
реагирующих веществ.
Скорость реакции определяется числом
активных столкновений между
молекулами реагирующих веществ.
Химическая кинетика - наука о скоростях
химических реакций
Природа
реагиру-
ющих ве-
ществ
Факторы, влияющие на скорость реак-
ции:
Концентрация
Скорость прямопро-
порциональна произ-
ведению концентра-
ций реагирующих
веществ, взятых в
степенях, равных их
коэффициентам в
уравнении химиче-
ской реакции
(закон действующих
Температура:
При повышении
температуры на
каждые 10 граду-
сов скорость ре-
акции увеличи-
вается в 2-4 раза
(правило Вант-
Гоффа)
ве-
ге-
ре-
та-
Поверхность
взаимодей-
ствия реаги-
рующих
ществ (для
терогенных
акций). Для
ких реакций час-
то применяют
измельчение
твердых ве-
ществ, их пере-
мешивание, на-
пример проведе-
ние реакций в
«кипящем слое».
Присутствие ка-
тализаторов и ин-
гибиторов.
Скорость реакций
зависит от при-
сутствия некоторых
веществ - катализа-
торов и ингибито-
ров.
Вещества, увеличи-
вающие скорость
реакции, но не рас-
ходующиеся в ре-
зультате протекания
реакции называют-
ся катализаторами.
Ингибиторы
уменьшают ско-
рость реакции
о\
Химические реакции,
протекающие одновременно в
двух противоположных
направлениях - прямом и
обратном, называются
обратимыми.
Влияние температуры
При повышении температуры в
экзотермических реакциях
равновесие смещается влево (в
сторону уменьшения исходных
веществ), а в эндотермических
реакциях' - вправо. Поэтому
экзотермические реакции
нужно проводить по
возможности при низких
температурах (однако при
совсем низких температурах
может значительно
уменьшиться скорость реакции
или даже она совсем
прекратится, поэтому
температуру подбирают
оптимальную).
Обратимые
эндотермические реакции
следует проводить при
высокой температуре для
смещения равновесия
вправо.
Химическое равновесие -
такое состояние системы, при
котором скорость прямой реакции
равна скорости обратной реакции.
I
Принцип Ле Шателъе (1885):
Если изменить одно из условий -
температуру, давление или
концентрацию веществ, - при
которых данная система находится в
состоянии химического равновесия,
то равновесие сместится в
направлении, которое препятствует
этому изменению
Влияние концентрации
Для увеличения скорости
прямой реакции (и, следова-
тельно, для смещения равно-
весия вправо) нужно увели-
чивать равновесные концентра-
ции исходных веществ и
уменьшать равновесные кон-
центрации продуктов реакции.
Катализаторы одинаково
ускоряют как прямую, так и
обратную реакции, потому на
смещение равновесия не влияют,
а только ускоряют его
достижение.
Влияние давления — (имеет
смысл только в реакциях с
участием газообразных веществ)
Если прямая реакция ведет к
уменьшению числа газообразных
частиц, и, следовательно, к умень-
шению давления, повышение
давления смещает равновесие
вправо, а уменьшение давления
смещает равновесие влево.
Если прямая реакция ведет к
увеличению числа газообразных
частиц, и, следовательно, к
увеличению давления, повышение
давления смещает равновесие
влево, а уменьшение давления
смещает равновесие вправо.
Если же в уравнении обратимой
реакции число молекул в левой
части равно числу молекул в
правой части, например N2+O2=
2NO, то изменение давления не
вызовет смещения химического
равновесия
Металлы
Положение в периодиче- ской системе	Электронное строение	Кристаллическая решетка	Физические свойства	Химические свой- ства
Если в периоди- ческой системе • Д.И.Менделеева провести диаго- наль от бериллия к астату, в левом нижнем углу ока- жутся элементы - металлы (в глав- ных подгруппах). Металлами также являются все эле- менты побочных подгрупп. Боль- шая часть элемен- тов периодиче- ской системы - металлы (85 из 107).	Металлы имеют малое количество электронов на внешнем энергетиче- ском уровне, большой (по сравнению с типич- ными неметаллами) атомный радиус, что объясняет слабое притя- жение электронов внеш- него слоя к ядру. Поэтому атомы метал- лов сравнительно легко отдают валентные ё и переходят в положи- тельно заряженные ио- ны. То есть металлы яв- ляются восстановителя- ми.	В узлах кристаллической решетки металлов нахо- дятся нейтральные ато- мы и положительно за- ряженные ионы, а между узлами хаотически дви- жутся свободные элек- троны. Связь в металлах между ионами посредст- вом обобществленных электронов называется металлической связью. Такое строение кристал- лической решетки обу- славливает характерные физические свойства ме- таллов.	Все металлы (кроме ртути) - твердые, непрозрачные веще- ства с характерным металлическим бле- ском. Металлы об- ладают хорошей электропроводно- стью и теплопро- водностью. Плот- ность, прочность и температуры плав- ления металлов зна- чительно различа- ются. Также метал- лы по-разному под- вергаются обработ- ке, то есть обладают различной ковко- стью и пластично- стью.	В химических реакциях металлы всегда являют- ся восстановителями. Металлы реагируют: с простыми вещества- ми-неметаллами 2Са+О2=2СаО; 2K+S=K2S; 2Na+Cl2=2NaCl; с водой 2Na+2H2O=2NaOH + Н2 t° Mg + Н2О = MgO + Н2 с растворами кислот 2А1 + 6НС1 = 2А1С13 + +ЗН2; с растворами солей 2А1 + ЗСпС12 = 2А1С13 + +ЗСи; Ni + CuSo4 = NiSO4 + + Си
оо
Неметаллы
Положение в периодической системе элементов	Электронное строение	Кристал- лическая решетка	Физические свойства	Химические свойства
Из известных химических элементов только 22 являются неметаллами. Если провести в периодической системе условную диагональ от бериллия к астату, неметаллы окажутся над ней, т.е. они находятся в правом верхнем углу периодичес- кой системы химиических элементов (только в главных подгруппах).	Атомы неметаллов (по сравнению с атомами металлов) содержат большее число электронов на внешнем энергетическом уровне (от 4 до 7), поэтому простые вещества- неметаллы обладают, как правило, окислительно- восстановительной двойственностью (кроме фтора и кислорода, которые всегда являются окислителями).	Неметаллы имеют различные типы кристал- лической решетки - атомную (углерод в виде алмаза, кремний, бор) и молекулярную (йод, кристалличе- ская сера, белый фосфор).	Неметаллы различны по своему агрегатному состоянию. Многие из них газы, например: кислород, азот, фтор, хлор, аргон, криптон, ксенон, неон, гелий, водород. Твердые вещества, например: фосфор, сера, бор, углерод, йод. Бром является жидкостью. Для неметаллов характерно явление аллотропии (фосфор, углерод, кислород, сера). Физические свойства неметаллов зависят от типа решетки. Вещества с атомной кристаллической решеткой - твердые, прочные, тугоплавкие, нерастворимые в воде. Вещества с молекулярной решеткой - летучие, легкоплавкие, непрочные, с незначительной растворимостью в воде.	Химические свойства неметаллов разнообразны. Неметаллы обладают окислительно- восстановительной двойственностью. Они реагируют: С металлами 2Na + S = Na2S С неметаллами S + О2 = SO2 Со сложными веществами 2SO2 + О2 = 2SO3
В самородном
виде: Pt, Au,
Ag и другие
благородные
металлы
Пирометаллургиче-
ские процессы: восста-
новление металлов с по-
мощью различных восста-
новителей при высокой
температуре, например:
t°
2А1 + ЗМпО = ЗМп + А12О3
Металлы в
природе
Общие способы по-
лучения металлов
Гидро-
металлургиче-
ские процессы:
получение металлов
из растворов с помо-
щью восстановите-
лей, чаще всего - бо-
лее активных метал-
CuO + CO= 2Си + СО2
t°
FeO + Н2 = Fe + Н2О
t°
FeO + C = Fe + CO
лов, например:
2A1 + 3CuC12==3Cu +
+2А1С1з
CuO + H2SO4 + H2O
C11SO4 + Fe =
+ Cu + Fe SO4
чо
таллов из расплавов и растворов при
действии на них постоянного электриче-
ского тока.
Электролизом называются окисли-
тельно-восстановительные реакции,
протекающие на электродах, если через
расплав или раствор электролита про-
пускают постоянный электрический ток.
Например, электролизом расплавов со-
лей и щелочей получают щелочные и
щелочноземельные металлы:
2NaCl = 2Na + CI2
Катод: Na+ + ё = Na°
Анод: 2СГ - 2 ё =С1°2
Электролиз расплавов <—/
2NaCl - 2Na + Cl2
На катоде: Na++ ё-* Na°
Электролиз - химические
реакции, протекающие под
действием постоянного
электрического тока на
электродах, помещенных в
расплав или раствор электролита
На аноде: 2СГ- 2ё “► С12°
Применяется для получения
щелочных и
щелочноземельных металлов
из солей и щелочей
Электролиз
растворов
(происходит сложнее, т.к.
нужно учитывать
влияние воды)
ЭЛ-ЛИЗ
2NaCl + 2Н2О- 2NaOH +
Н2 + С12
На катоде: 2Н2О + 2ё-+ Н2°
+ 2ОН'
На аноде: 2С1 - 2 ё С12°
Закон
Фарадея:
равные
количества
электричества
выделяют на
электродах
эквивалентные
массы
веществ.
Закономерности в окислении-
восстановлении ионов:
1. Металлы - по положению в
электрохимическом ряду напряжения металлов
(слева направо восстановительные свойства
металлов уменьшаются, а окислительные
свойства ионов усиливаются)
2. Восстановительная способность анионов
возрастает в ряду: F", NO3~, SO4* 1 2- 3 4, ОН', СГ,
Вг~, Г, S2"
3. Характер среды влияет на процесс
окисления-восстановления.
4. Материал электродов влияет на процесс
окисления-восстановления
Применяется для
получения щелочей из
солей и для получения
металлов средней и малой
активности, для создания
защитных металлических
покрытий -
никелирования,
хромирования и т.д.
Разрушение
памятников культуры
Ухудшение
экологического
состояния планеты
Химическая
коррозия
Экономический ущерб
народному хозяйству
Коррозия металлов -
разрушение металлов и их сплавов в
результате воздействия на них
окружающей среды
Вредное влияние на
здоровье человека
Электрохими-
ческая
коррозия
Применение
защитных покрытий
- металлические
изделия покрывают
либо другими
металлами, более
стойкими к коррозии
(никелирование,
хромирование и др.),
либо
неметаллическими
покрытиями - лаками,
красками и эмалями.
Методы защиты от коррозии:
Использование
сплавов, стойких к
коррозии - части
машин, инструменты,
бытовые изделия
изготавливают из
нержавеющей стали и
прочих сплавов,
устойчивых к
действию коррозии.
Изменение состава
среды - использование
ингибиторов коррозии,
то есть веществ,
уменьшающих
скорость процесса.
Электрохимические
методы - применяют
заклепки или пластинки,
изготовленные из более
активных металлов (так как
при контакте двух металлов
разной активности,
коррозии подвергается
более активный металл,
коррозия же менее
активного металла
ослабляется).
Возможна также
нейтрализация тока,
возникающего при
коррозии, постоянным
током, пропускаемым в
противоположном
направлении.
to
to
Оксиды: способы получения и классификация
Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород
Оксиды получают:
Окислением простых веществ	Окислением сложных веществ	Разложением нерастворимых оснований	Разложением кислот	Разложением солей
4А1 + ЗО2 - 2А12О3 4Р + 5О2-2Р2О5	2ZnS + ЗО2 - 2SO2+ 2ZnO СН4 + 2О2 - СО2 + 2Н2О	t° 2Fe(OH)3 z* Fe2O3 + ЗН2О Cu(OH)2 -*CuO + H2O	t° H2SiO3 SiO2 +H2O H2CO3 CO2 +H2O	BaSiO3 7? SiO2 +BaO CaCO3 “* CO2 +CaO
Оксиды
Оксиды: физические и химические свойства
Тип оксида	Основные оксиды	Кислотные оксиды	Амфотерные оксиды
Физические свойства	Твердые вещества разного цв$та, с различной растворимостью в воде	Твердые или газообразные вещества с различной растворимостью в воде	Твердые вещества разного цвета, практически нерастворимые в воде
Химические свойства	1)	реагируют с кислотами, образуя соль и воду Na2O + 2НС1 - 2NaCl + Н2О ВаО + 2HI - Ва12 + Н2О 2)	реагируют с кислотными оксидами, образуя соль Na2O + СО2 Na2CO3 MgO + SiO2 £ MgSiO3 3)	реагируют с водой (только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов), образуя щелочи Na2O + Н2О- 2NaOH ВаО + Н2О - Ва(ОН)2	1)	реагируют с щелочами, образуя соль и воду Р2О5 + 6NaOH - 2Na3PO4+ ЗН2О СО2 + Са(ОН)2 -> СаСО3 + Н2О 2)	реагируют с основными оксидами, образуя соль Р2О5 + ЗВаО £ Ва3(РО4) 3)	реагируют с водой, образуя кислоты (исключение - SiO2) Р2О5 + ЗН2О - 2Н3РО4 SO3 + Н2О - Н2 SO4 4)	при нагревании нелетучие оксиды вытесняют летучие оксиды из солей t° ВаСО3 + SiO2 BaSiO3+ СО2Т	1) реагируют с кислотами, образуя соль и воду А12О3 + 6НС1 - 2А1С13 + ЗН2О 2) реагируют со щелочами, образуя соль и воду (при нагревании) А12О3+ 2КОН 2КА1О2 + Н2О А12О3~ь 6NaOH( раствор) - 2 Na3[Al(OH)6] 3) реагируют с кислотными оксидами, образуя соль (при нагревании) ZnO + SOf - ZnSO4 4) реагируют с основными оксидами, образуя соль (при нагревании) Сг2О3 + Na2O £ 2NaCrO2
Основания: способы получения и классификация
Основания - это сложные вещества, состоящие из атомов металлов, соединенных с одной или несколькими
гидроксогруппами.
Основания			Особая группа — амфотерные гидроксиды, проявляют свойства слабых кислот и оснований:
Растворимые (щелочи) NaOH, КОН, Ва(ОН)2 и др. гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов.		Нерастворимые Си(ОН)г, Fe(OH)2, Mg(OH)2) Сг(ОН)2 и др.	А1(ОН)з, Fe(OH)3, Zn(OH)2
Основания получают:
Растворимые основания (щелочи)	Нерастворимые основания и амфотерные гидроксиды
1. Действие воды на щелочные и щелочноземельные металлы 2Na + 2Н2О - 2NaOH + Н2Т Ba + 2Н2О - Ва(ОН)2 + Н21 2. Действие воды на оксиды щелочных и щелочноземельных металлов Na2O + Н2О - 2NaOH СаО + Н2О - Са(ОН)2	1. Действие щелочей на растворимые соли CuSO4 + 2 NaOH -* Cu(OH)2l + Na2SO4 FeClj + 3KOH - Fe(OH)31+ 3KC1 A1(NO3)3 + 3LiOH -> A1(OH)3I + 3LiNO3
Основания: физические и химические свойства
Тип основания	Растворимые основания (щелочи)	Нерастворимые основания	Амфотерные гидроксиды
Физические свойства	Твердые вещества, хорошо растворимые в воде	Твердые вещества разного цвета, практически нерастворимые или малорастворимые в воде	Твердые вещества разного цвета, практически нерастворимые или малорастворимые в воде
Химические свойства	1)	реагируют с кислотами, образуя соль и воду NaOH + НС1 -> NaCl + Н2О 2)	реагируют с кислотными или амфотерными оксидами, образуя соль и воду 2NaOH + СО2 - Na2CO3+ Н2О 2NaOH + ZnO - Na2ZnO2 + Н2О расплав 3)	реагируют с растворимыми солями, образуя нерастворимое основание CuSO4 + 2 NaOH -> Cu(OH)2 + Na2SO4	1) реагируют с кислотами, образуя соль и воду Cu(OH)2 + 2НС1 - СиС12 + 2Н2О 2) при нагревании разлагаются на соответствующий оксид и воду t° Fe(OH)2 FeO 4- Н2О	1)	реагируют с кислотами, образуя соль и воду А1(ОН)3 4- ЗНС1 - А1С1з 4- ЗН2О 2)	реагируют со щелочами, образуя соль А1(ОН)з + ЗКОН - К3 [А1(ОН)6] При нагревании реакция идет иначе А1(ОН)з 4- КОН КА1О2 4- 2Н2О 3)	при нагревании разлагаются на соответствующий оксид и воду 2А1(ОН)3 А12О3 4- ЗН2О
Кислоты. Их классификация и получение
Кислоты - сложные вещества, состоящие из атомов водорода и кислотных остатков.
С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислоты - это электролиты, при диссоциации которых в
растворах образуются катионы водорода и анионы кислотных остатков.
Кислоты классифицируют:
I - по количеству атомов водорода, способных замещаться атомами металла
Одноосновные	Двухосновные	Трехосновные
HCl, HNO3, HCIO4, HNO4,	H2SO4, H2S1O3, H2SO3, Н2СОз	H3PO4
II - по наличию в кислотном остатке атомов кислорода
кислородсодержащие	бескислородные
Н2СОз, Н3РО4	H2S, НС1
III - по силе электролита
сильные	слабые	средней силы
HNO3, H2SO4, НС1	H2SiO3, Н2СО3, H2S	H3PO4
		
Получение кислот
Кислоты:
Физические свойства:
жидкие или твердые вещества.
Большинство кислот хорошо
растворяется в воде.
Химические
свойства:
Реакции с х металлами, стоящими в ряду электрохимического напряжения до водорода для HNO3 и H2SO4 (конц.) реакция идет иначе	Реакции с основными и амфотерными оксидами	Реакции с растворимыми и нерастворимыми основаниями	Реакции с солями (если образуется газ или осадок)	Некоторые кислоты при нагревании разлагаются	Растворы кислот изменяют цвет индика- торов (лакмус становится красным, метиловый оранжевый - розовым)
Zn + 2НС1 = ZnCl2 + Н2Т; Zn° + 2H+ + 2Cr = Zn2+2Cr + H°2T; Zn° + 2H+ = =Zn2++H°2f;	СаО + H2SO4 = CaSC>4 + Н2О; СаО + 21Г + SO42'= CaSO4 + Н2О;	NaOH + НС1 = NaCl + Н2О; ОН+Н+ = Н2О	ВаСОз + 2НС1 = ВаС12 + Н2О + СО2Т; ВаСОз+ 2Н+ = Ва2+ + Н2О + СО2Т;	H2SiO3=H2O + SiO2	
Соли: классификация
Соли - это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков
средние (или нормальные) - продукты полного замещения атомов водорода в кислотах на атомы металлов	кислые - продукты неполного замещения атомов водорода в кислотах на атомы металлов,	основные - продукты неполного замещения гидроксогрупп в основании на кислотный остаток.	двойные (KNa2PO4) - продукт замещения атомов водорода в кислотах атомами различных металлов.
С точки зрения теории электролитической диссоциации, средние соли - это электролиты, в растворах и расплавах которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков. NaCl - Na+ + СГ Mg(NO3)2 - Mg2+ + 2NO3’	С точки зрения теории электролитической диссоциации, кислые соли - это электролиты, в растворах и расплавах которых образуются катионы металлов и водорода и анионы кислотных остатков. Кислые соли диссоциируют ступенчато. кнсо3 - к+ + нсо3- НСО3- -»Н+ + СО32’	С точки зрения теории электролитической диссоциации, основные соли - это электролиты, в растворах и расплавах которых образуются катионы металлов и анионы кислотных остатков и гидроксогрупп. Основные соли часто мало растворимы и диссоциируют незначительно, их диссоциация происходит ступенчато. MgOHCl -» MgOH+ + cr MgOH+ ±5 Mg2+ + OH’	Двойные соли диссоциируют, как средние соли, только при их диссоциации образуются катионы двух металлов KNa2PO4-*K+ + 2Na+ + РО43'
NaCl хлорид натрия, BaSO4 сульфат бария	КНСОз гидрокарбонат калия, NaHS гидросульфид натрия	MgOHCl гидроксохлорид магния, FeOH(NO3)2 гидроксонитрат железа (Ш)	KNa2PO4 ортофосфат калия - динатрия
Химические
свойства:
Соли
Физические свойства: твердые
кристаллические вещества,
различного цвета, с различной
растворимостью в воде
Получение:
две растворимые соли реагируют между собой,
если в результате реакции образуется хотя бы одна
нерастворимая соль
CuSO д + ВаС I2 ~> BaSO 4 Ф +CuC I2
растворимые соли реагируют со щелочами, если в результате
реакции образуется нерастворимое основание
CuCl2 +2КОН -> Cu(OH) 2 I+2КС1
соли реагируют с кислотами,
если в результате реакции образуется газ или осадок
СаСО 3+2HCI-»СаС 1-,+Н2О + СО, Т________________
растворимые соли реагируют с металлами в том случае,
когда металл, входящий в состав соли имеет
меньшую химическую активность (для этой реакции
не используют щелочные и щелочно-земельные металлы, так
как они реагируют с водой)	у
Zn + CuC 12 —► Си + ZnC I2
Из металлов	Металл + неметалл	Mg + Cl2“*MgC12
	Металл + кислота	2А1 + 6НС1 - 2А1С1з + ЗН2
	Металл + соль	Zn + CuCh-* Си + ZnCh
Из оксидов	Основной оксид + кислота	CaO + 2HC1 - CaCl2 + H2O
	Кислотный оксид + щелочь	CO2 + Ca(OH)2 - CaCO3 + H2O
	Основной оксид + кислотный оксид	MgO + CO2 - MgCO3
Реакцией нейтрализации	Основание + кислота	NaOH + HC1 - NaCl + H2O
Из солей	Соль + соль	K2SO4 + BaCl2 - BaSO4 + 2KC1
	Соль + щелочь	AICI3 + 3KOH - A1(OH)3 + 3KC1
	Соль + кислота	Na2S + 2HC1 - 2NaCl + H2S
Некоторые соли при нагревании разлагаются
t°
СаСО3->СаО + СО2__________________
Некоторые соли подвергаются гидролизу
Na2CO3 + Н2О SNaHCO3 + NaOH

Растворы - гомогенные системы переменного состава, состоящие из двух или более частей
Размер растворенных частиц меньше 10 9 м	Истинные растворы
Размер растворенных частиц от 10 7 м, до 10 9 м	Коллоидные растворы
Размер растворенных частиц больше 10 5 м	Суспензии (твердое в жидком) и эмульсии (жидкое в жидком)
Способы выражения концентраций растворов:
Процентная массовая концентрация	Число единиц массы в 100 единицах массы раствора	%
Молярность	Число молей растворенного вещества в 1 литре раствора	М
Нормальность	Число эквивалентов растворенного вещества в 1 литре раствора	н
Моляльность	Число молей растворенного вещества в 1000 г растворителя	ш
Мольная доля	Отношение числа молей данного вещества к общему числу молей всех веществ, имеющихся в растворе	N
Характеристики растворов:
разбавленный	Относительно малое содержание растворенного вещества
концентрированный	Относительно большое содержание растворенного вещества
ненасыщенный	При данной температуре может еще раствориться какое-либо количество данного вещества
насыщенный	При данной температуре не может раствориться еще какое-либо количество данного вещества

Способы выражения концентраций веществ в растворах
Название	Определение	Примеры расчетов
Массовая доля вещества в растворе	Показывает, сколько граммов растворенного вещества содержится в 100 г раствора	(0 = масса вещества/масса раствора Например со = 0,2 показывает, что в 100 г раствора содержится 20 г вещества
Процентная концентрация (содержание)	Показывает содержание растворенного вещества в %	со • 100% Например со = 20% показывает, что в 100 г раствора серной кислоты содержится 20 г кислоты и 80г. воды
Молярность (мольно- объемная концентрация)	Показывает число молей растворенного вещества, содержащееся в 1 литре раствора	2М раствор серной кислоты содержит 2 моля кислоты, т.е. 196 г в 1 литре раствора
Нормальность (эквивалентная концентрация)	Показывает число эквивалентов растворенного вещества, содержащееся в 1 литре раствора	2н раствор серной кислоты объемом 1 литр содержит 2 эквивалента кислоты, т.е. 98 г
Моляльность (мольно- массовая концентрация)	Показывает число молей растворенного вещества, приходящихся на 1000 г растворителя	2ш раствор серной кислоты содержит 2 моля, т.е. 196 г кислоты и 1000 г воды
Мольная доля >	Показывает отношение числа молей растворенного вещества к числу молей всех веществ, имеющихся в растворе	Для раствора, содержащего 2 моля серной кислоты (196 г) и 10 молей воды (180 г) N = 10/12 = 5/6
Металлы 1 группы главной подгруцпы (щелочные металлы) ....nS1 (s - элементы)
Степень окисления +1 (s - элементы)
Физические свойства	Химические свойства	Нахождение в природе	Получение	Приме- нение	Важнейшие соединения
Серебри- сто-белые металлы с различны- ми оттенками. Легкие, мягкие, легкоплав- кие. Температура плавления и твердость снижаются с увеличе- нием атомной массы.	Сильные восстановители. Реагируют с кислородом, образуя перекиси 2Na + O2 Na2O2 Литий образует оксид 4Li + О2 ~~* 2Li 2О С галогенами: 2Na + С12 -* 2 NaCl С серой: 2Na + S“t* Na2S С растворами кислот: 2Na + 2НС1 -* 2 NaCl + Н2 С водой: 2Na + 2НОН-* 2 NaOH + Н2 С водородом: 2Na + Н2 2 NaH	Хлорид натрия (поваренная соль) NaCl Сульфат натрия (мирабилит) Na2SO4 Сильвинит NaCIKCl Карналлит KClMgCl2-6H2O	Электролиз расплавов солей и щелочей 2NaCl 2Na + С12 4NaOH 4Na + 2Н2О + О2	Производство фотоэлементов. Восстановители при производстве металлов. Теплоносители в ядерных реакциях. Катализаторы при синтезе синтетического каучука. Производство щелочей и перекисей.	Гидроксиды (NaOH, КОН, LiOH и др.) - белые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде, проявляют свойства щелочей. Реагируют с кислотами, кислотными оксидами, растворимыми солями (если образуется нерастворимое основание). Применяются как электролиты, в производстве бумаги, мыла, искусственных волокон, солей. Наиболее широко применяемые соли: Кристаллическая сода Na2CO3- ЮН2О, Питьевая сода NaHCO3 Поташ К2СО3
Металлы 2 группы главной подгруппы ... .nS2
Степень окисления +2
Физические свойства	Химические свойства	Нахождение в природе	Получение	Приме- нение	Важнейшие соединения
Серебристо- белые металлы с различными оттенками. Легкие, более твердые, чем, щелочные металлы, имеют более высокие температуры плавления. Температура плавления и твердость снижаются с увеличением атомной массы.	Сильные восстановители. Восстановительная способность возрастает с увеличением атомной массы Реагируют с кислородом, образуя оксиды 2Са + О2 -2СаО С галогенами: Са + С12 “* CaCh С серой: Са + S £* CaS С растворами кислот: Са + 2НС1 - СаС12 + Н2Т С водой: Са + 2Н0Н- Са(ОН)2 + Н2Г Mg + H2O-£ MgO + H2T С водородом: Са + Н2хСаН2 Be - амфотерный металл, с водой и водородом не реагирует, растворяется в щелочах при нагревании Be + 2NaOH Na2BeO2 + Н2	Сульфат кальция _ (гипс) CaSO42H2O Карбонат кальция (известняк, мрамор, мел) СаСОз Доломит СаСОз- MgCO3 Ортофосфат кальция (фосфорит и апатит) Саз(РО4)2 Карналлит KCl-MgCh* 6Н2О	Электролиз расплавов солей и щелочей СаС12 -* Са + С12 2Са(ОН)2 -2Са + 2Н2О + О2	Восстанови- тели при производстве металлов. Производство щелочей и солей. Производство технических сплавов.	Наибольшее значение имеют соединения кальция. СаО - оксид кальция (негашеная известь) является основным оксидом, реагирует с водой,кислотами, кислотными оксидами. Са(ОН)2 - гидроксид кальция (гашеная известь, известковое молоко) - проявляет свойства щелочей. СаСОз - карбонат кальция (мел, известняк, мрамор) CaSO4-2H2O - природный гипс (CaSO4)2H2O - жженый гипс (алебастр) CaSO4 - безводный гипс
Алюминий и его соединения	яз Al Is^s^p^s^p1
Степень окисления +3 (р- элемент)
Физические свойства	Химические свойства	Нахождение в природе	Получение	Применение	Важнейшие соединения
Серебристо- белый ме- талл, р=2,7 г/см3. Температура плавления 660°С, пла- стичный, хорошо поддается обработке, высокая те- плопровод- ность и электропро- водность.	При повышенной температуре реагирует с кислородом: t° 4А1 + ЗО2 2 А1 2О3 С галогенами: 2А1 + ЗС12 2 А1С1з С серой: t° 2А1 + 3S Al 2S3 с растворами кислот: 2А1 + 6НС1 - 2 А1 С13 + ЗН2 с растворами солей: 2А1 + ЗСиС12 - 2 А1 С13 + ЗСи С водой (при разрушении ок- сидной пленки, например, амальгамированием) 2А1 + 6Н2О- 2 А1 (ОН)3 + ЗН2Т С растворами щелочей: 2А1 + 2NaOH + 2Н2О - [2NaA102 + ЗН2Т] с оксидами менее активных металлов: 2А1 + Fe2O3 £ А120з + 2Fe	Каолинит (ос- новная часть глины) Al 2О3 -2SiO2 2Н2О Корунд А1 2О3 Полевой шпат К2О А1 2О3- •6SiO2 Боксит А12О3 • пН2О Нефелин Na2O • Al 2О3 • 2SiO2	Лабораторный способ (Ф.Велер, 1827) А1С13 + ЗК -С ЗКС1 + А1 Промышленный способ - перера- ботка бокситов электрохимиче- ским методом	Производство сплавов и их использование в авиа-, судо-, авто-, приборо- строении, в ракетной технике и строительстве. Особенно широко при- меняются силумин и дю- ралюминий. Алитирование поверхно- стей для предотвращения коррозии. Изготовление электро- проводов, посуды, хими- ческой аппаратуры. Сварка. Получение металлов.	А1 2О3 - твердое тугоплав- кое вещество белого цвета, амфотерный оксид, реаги- рует с кислотами и щело- чами. А1 (ОН)3 - белое кристал- лическое вещество, прак- тически нерастворимое в воде, амфотерный гидро- ксид, реагирует с кислота- ми, щелочами, при нагре- вании разлагается на оксид и воду. Соли проявляют свойства, аналогично другим солям, в водных растворах гидро- лизуются.
ио
с\
Железо
1 s22s22p63s23p63d64s2 (d-элемент)
Степени окисления +2 и +3
Физические свойства	Химические свойства	Нахожде- ние в при- роде	Получение	Применение	Важнейшие соединения
Серебристо- белый ме- талл, плот- ность 7,87 г/см3, тем- пера-тура плавления 1539°С, об- ладает хо- рошей пла- стичностью и магнит- ными свой- ствами.	Реагирует с кислородом во влажном воздухе, образуя ржавчину 4Fe + ЗО2 + 6Н2О -4Fe(OH)3 С кислородом (при нагревании), образуя железную окалину t° 3Fe + 2О2 ^Fe3O4 С галогенами(при нагревании): t° 2Fe +ЗС12 2FeCl3 С серой(при нагревании): Fe + S FeS С растворами кислот: Fe + 2HCl-FeCl2+H2 С парами воды: 3Fe + 4Н2О £ Fe3O4 + 4Н2 С солями в водных растворах Fe + CuSO4 -► FeSO4 + Си С концентрированной азотной и серной кислотой (при нагревании) 2Fe + 6H2SO4 -С Fe2(SO4)3 + 3SO2 +6Н2О Fe + 4HNO3 -С Fe(NO3)3 + NO +2H2O	Fe3O4 магнетит, Fe2O3 - ге- матит, Fe2O3nH2O - лимонит, FeS2 - пи- рит, желез- ный колче- дан FeCO3 - си- дерит. Практиче- ски чистое железо содержится в метеори- тах.	Электролиз растворов и расплавов со- леи эл. ТОК FeCl2 - Fe + Cl2 Восстановле- ние из оксидов Fe2O3 + ЗН2 £ 2Fe + ЗН2О Fe2O3 +2А1 £ 2Fe + ЗН2О	Изготовление сердеч- ников трансформато- ров, электромоторов, электромагнитов	и мембран микрофонов. Широко используются сплавы железа - чугун и сталь	FeO -оксид железа (П) облада- ет основными свойствами Fe2O3 - оксид железа (Ш) об- ладает амфотерными свойст- вами Fe3O4- оксид железа (П,Ш) смешанный оксид (железная окалина) Fe(OH)2 - гидроксид железа (П) обладает основными свой- ствами Fe(OH)3 - гидроксид железа (Ш) обладает амфотерными свойствами Соли железа проявляют свой- ства, характерные для всех со- лей
Водород Is1
Степень окисления: +1 (реже -1)
Физические свойства	Химические свойства	Применение	Важнейшие соединения и нахождение в природе	Получение
Бесцветный, легкий газ, в 14,5 раз лег- че воздуха, мало- растворим в воде, сжижается при темпе- ратуре -252,8°С	Окислительно-восстановительная двойствен- ность (преобладают восстановительные свой- ства). Реагирует с кислородом, образуя воду (при нагревании) 2Н2+ О2 - 2 Н2О реагирует с серой, образуя сероводород Н2+ S - H2S Реагирует с галогенами, образуя галогеново- дороды (при нагревании) Н2+ С12 - 2 НС1 Реагирует с азотом, образуя аммиак (при на- гревании, высоком давлении, в присутствии катализатора) ЗН2+ N2 - 2 NH3 Реагирует с активными металлами, образуя гидриды (при нагревании) t° Н2+ Na1*2NaH Н2+ Са-S’ СаН2 Реагирует С оксидами металлов (при нагревании) t° Н2+ СиО^Си + НгО	Используется как восстановитель металлов. Применяется для синтеза многих веществ: соляной кислоты, метано- ла, аммиака, азот- ной кислоты, ми- неральных удоб- рений. Используется для превращения рас- тительных масел в твердый жир - маргарин. Может использо- ваться в качестве топлива. Применяется для резки и сварки ме- таллов.	Самый распространенный элемент во вселенной. Входит в состав воды, ки- слот, нефти, природного газа, всех органических и многих неорганических веществ. Является главной состав- ной частью солнца и мно- гих других звезд.	В лаборатории: 1)	электролиз воды 2Н2О - 2Н2+ О2 2)	взаимодействие метал- лов с кислотами 2А1 + 6НС1 - 2А1С13 + ЗН2 3)	взаимодействие щелоч- ных и щелочноземельных металлов с водой 2Na + 2Н2О - 2NaOH + Н2 В промышленности: 1) электролиз воды 2) разложение природного газа 0 СН4 С + 2Н2 СН4 + 2Н2О “*СО2 + 4Н2
оо
Кислород ls22s22p4
Степень окисления: -2 (реже -1, +1)
Физические свойства	Химические свойства	Применение	Важнейшие соединения и нахождение в природе	Получение
Бесцветный, легкий газ, без вкуса и запаха, немного тяжелее воздуха, мало- растворим в воде, сжижается при темпе- ратуре -183°С, затвердевает при температуре -219°С.	Сильный окислитель, реагирует с водородом, образуя воду (при нагревании) 2Н2+ О2 2 Н2О реагирует с серой, образуя оксид серы (IV) t° S + О2 - so2 реагирует с фосфором, образуя оксид фосфора (V) (при нагревании) t° 4Р + 5О2 - 2 Р2О5 реагирует с азотом, образуя оксид азота (П) (при температуре выше 2000°С) O2+N2 -^2 NO реагирует с большинством металлов (кроме Au, Pt), образуя оксиды) О2+ 4Na- 2 Na2O О2+ 2Са-> 2СаО Реагирует со сложными веществами О2+2СО-2СО2 t° СН4 + 2О2 2Н2О + СО2	Поддерживает процессы дыхания, брожения, гниения, горения. Сварка и резка металлов. Сжигание топлива. В качестве реагента в химическом синтезе.	у В медицине для облегчения затрудненного дыхания. При работе в космосе и под водой. Жидкий кислород применяют в ракетных двигателях.	Самый распространен- ный элемент в земной коре. Входит в состав воды, кислот, нефти, природного газа, практически всех органических и многих неорганически х веществ. В воздухе содержится 21% кислорода.	В лаборатории: 1) электролиз воды 2Н2О - 2Н2+ О2 2) разложение пероксида водорода 2Н2О2 $ 2Н2О+ О2 3) разложение оксида ртути (П) при нагревании t° 2HgO^2Hg+O2 4) разложение хлората калия при нагревании t° 2КС1О3 2KCI + ЗО2 5) разложение перманганата калия при нагревании t° 2КМпО4 К2МпО4+ МпО2 + О2 В промышленности: из воздуха путем сжижения.
ls22s22p63s23ps
Хлор
Степени окисления: -1, +1, +3, +5, +7
Физические свойства	Химические свойства	Применение	Важнейшие соединения и нахождение в природе
Газ желто- зеленого цвета, с резким удушливым запахом, почти в 2,5 раза тяжелее воздуха. Хорошо растворим в воде	Сильный окислитель, Реагирует с водородом, образуя хлороводород (при нагревании) Н2+ С12 2 НС1 Реагирует с металлами, образуя хлориды Mg + С12 MgCl2 Реагирует со щелочами С12 + 2КОН - КСЮ + КС1 Реагирует с водой С12 + Н2О - НС1О + НС1 Реагирует с галогенидами С12 + 2КВг -> 2КС1 + Вг2	Уничтожение бактерий в питьевой воде. Отбеливание тканей и бумаги. Получение фосгена, хлорной извести, красителей, взрывчатых веществ, лекарств. Используется для производства пластмасс, синтетического каучука, соляной кислоты. Окислитель в реакциях лабораторного синтеза.	Находится в виде соединений, в- основном, хлоридов. В свободном виде не встречается. Получают из соляной кислоты, действуя на нее сильными окислителями, например, перманганатом калия или оксидом марганца (IV).
Углерод и его соединения
+6С	ls22s22p2	Степени окисления: +4, +2, -4
Физические свойства	Химические свойства	Применение	Важнейшие соединения и нахождение в природе
Три аллотропные формы - алмаз, графит и карбин. Алмаз - бесцветное кристаллическое, очень прочное и твердое вещество с большой плотностью, плохой теплопроводностью и практически отсутствием электропроводных свойств. Графит - темно-серое кристаллическое вещество с незначительным металлическим блеском, жирное на ощупь с небольшой прочностью, способностью расщепления на чешуйки, хорошей теплопроводностью, электропроводностью (меньше, чем у металлов). Карбин - мелкокристаллический порошок черного цвета, его кристаллы имеют полимерное строение. Карбин превосходит графит по прочности, но значительно уступает алмазу, обладает полупроводниковыми свойствами.	Окислительно- восстановительная двойственность, реагирует с кислородом, образуя оксиды (при нагревании) t° С + О2 - со2 t° 2С + О2 ±2 СО (при недостатке кислорода) с металлами, образуя карбиды (при нагревании) t° Са + 2С-^ СаС2 С оксидами металлов (при нагревании) С + 2CuO-£ СО2 + 2Си С водородом, образуя метан (при нагревании) t° С + 2Н2-^ СН4	Восстановитель при производстве металлов. Синтез искусственных алмазов. Применяется в медицине. Входит в состав крема для обуви Используется как адсорбент. Сырье для синтеза метанола и синтетического бензина, резины и карбида кальция	СО - оксид углерода (П) (угарный газ) - несолеобразующий оксид, сильный восстановитель. СО2 - оксид углерода (IV) (углекислый газ) - кислотный оксид. СаСОз - карбонат кальция (мел, известняк, мрамор) Питьевая сода NaHCOs Поташ К2СОз Кристаллическая сода Na2COa • 2Н2О В свободном виде - алмаз и графит. Углерод входит в состав всех органических веществ, каменного угля, нефти, природного газа и торфа. Карбин - синтетическая форма углерода, получен искусственным способом.
Кремний и его соединения
+MSi ls22s22p6 3s23p2	Степени окисления: +4, +2, -4
Физические свойства	Химические свойства	Применение	Важнейшие соединения и нахождение в природе	Получение
Две аллотропные формы - кристаллический и аморфный кремний. Кристаллический кремний похож на алмаз, прочный, твердый, с металлическим блеском, электропроводен. Аморфный кремний - бурый порошок без блеска, химически более активный, чем кристаллический кремний	Окислительно-восстановительная двойственность. Реагирует с кислородом, образуя оксид (при нагоевании) Si + Ог £* SiCh с активными металлами, образуя силициды (при нагревании) 2Са + Si-** Ca2Si со фтором при комнатной температуре Si + 2F2- SiF4 С другими галогенами(при нагревании) Si + 2С12Х SiCU с плавиковой кислотой Si + 4HF- SiF4 + 2H2 с углеродом (при высокой темпе- ратуре) с образованием карборунда С + Si“* SiC С растворами щелочей (при нагревании) Si + 2NaOH + Н2О Na2SiO3 + 2Н2Т во многих металлах растворяется без химического взаимодействия	Получение сталей специального назначения, с высокой кислотостойкостью и жаропрочностью. Использование в различных устройствах в качестве полупроводников и выпрямителей переменного тока. Фотоэлементы. В виде соединений - в силикатной промышленности (производство стекла, керамики и строительных материалов)	SiC>2 - оксид углерода (IV) (кремнезем, кварц, горный хрусталь) - кислотный оксид, реагирует со щелочами и основными оксидами при нагревании, не вступает в реакцию с водой. Входит в состав песка, глины, многих минералов. А12О3 2SiO2'2H2O- коалинит, входит в состав глины Al2O3K2O-6SiO2 - ортоклаз (полевой шпат) входит в состав гранита и других минералов.	В лаборатории - восстановление из оксида магнием (при нагревании): SiO2+2Mg-£ Si + 2MgO В промышлен- ности- восстановление из оксида углем (при нагревании): SiO2+2C х Si + 2СОТ
Производство керамики
Керамикой (от греческого
слова «керамос» - глина)
называют материалы и
изделия, изготовляемые из
природных глин путем
формовки, сушки и обжига.
Белая глина
(каолинит) имеет состав:
А12Оз -2SiO2 -2Н2О
При смешивании с водой глина
образует пластичную массу,
которая сохраняет приданную
Силикатная
промышленность
ей форму после высыхания и
обжига при высокой
температуре.
Некоторые виды керамики
покрывают глазурью (до или
после обжига).
К керамическим изделиям
относятся кирпичи,
облицовочная плитка,
черепица, трубы, посуда,
изделия бытового и
технического назначения.
Наиболее распространены
такие виды керамики -
терракота, майолика, фаянс,
фарфор.
Производство цемента
Сырьем являются известняк и глина
При высокой температуре происходят
реакции
А12Оз -2SiO2 -2Н2О =Al2O3-2SiO2+2H2OT
t°
СаСОз — СаО + СО2Т
Производство стекла
Сырьем для производства
обычного оконного стекла
служат кварцевый песок,
сода и известняк.
При высокой температуре
происходят реакции:
Na2CC>3 + SiO2 = Na2SiO2 +
СО2Т
СаСОз + SiO2 — CaSiO3 +
co2t
Состав обычного оконного
СаО + SiO2 = CaSiOs
Образовавшиеся в результате реакций
алюмосиликаты и силикат кальция
размалывают до тонкого порошка. При
смешивании цемента с водой образуется
каменная масса.
Основные строительные материалы -
цемент, бетон, шлакобетон,
железобетон.
При изготовлении бетона к цементу
добавляют песок и щебень, шлакобетона
- отходы производства - шлаки. Для
производства железобетона в бетон
закладывают железный каркас.
стекла можно выразить
формулой Na20*Ca06Si02
При замене компонентов
получают другие виды
стекол: хрустальное стекло
- из поташа, оксида
свинца(П) и песка,
кварцевое стекло - из
чистого песка. Для
придания цвета стеклу к
сырью добавляют оксиды
различных металлов.
Стеклянные изделия
формуют выдуванием,
прессованием, прокаткой,
вытягиванием.
Фосфор и его соединения
+i5P ls22s22p6 3s23p3	Степени окисления: -3, +3, +5
Физические свойства	Химические свойства	Применение	Важнейшие соединения и нахождение в природе	Получение
Две наиболее распространенные аллотропные формы - белый и красный фосфор, белый фосфор - кристаллическое вещество с желтоватым оттенком, чесночным запахом, не растворяется в воде, хорошо растворяется в сероуглероде, р=1,8г/смЗ, Тпл.=44°С, светится в темноте, сильный яд красный фосфор - темно- красный порошок, без запаха, не светится в темноте, неядовит, не растворяется в воде и сероуглероде, воспламеняется при температуре около 260°С.	Окислительно- восстановитель- ная двойственность, реагирует с кислородом, образуя оксид (при нагревании) t° 4Р+ 5О2 -*2 Р2О5 с активными металлами, образуя фосфиды (при нагревании) ЗСа + 2P-S Са3Р2 Со сложными веществами 6Р + 5КС1О3 -5КС1 + ЗР2О5	Производство спичек, минеральных удобрений, химических реактивов, ингибиторов коррозии. В военной промышлен- ности фосфор используется для производства зажигательных бомб и создания дымовых завес. р2о5 применяется для осушки газов	Р2О5 - оксид фосфора(У) - кислотный оксид, реагирует со щелочами, водой и основными оксидами. Фосфор образует ряд кислот: НРОз - метафосфорная кислота Н3РО4 - ортофосфорная кислота Н4Р2О7 - пирофосфорная кислота Наибольшее значение имеет ортофосфорная кислота, ее остатки входят в состав аденозинтрифосфорной кислоты (АТФ). Фосфор образует средние и кислые соли (фосфаты, гидрофосфаты, дигидрофосфаты). Важнейшие минералы, содержащие фосфор - апатиты и фосфориты, в состав которых входит ортофосфат кальция Саз(РО4)2	Восстановление углем из фосфоритов и апатитов(в электропечах при нагревании без доступа воздуха): Саз(РО4)2 + 5 С + 3SiO2 £ 3CaSiO3 + 2Р + 5СО
Азот и его соединения
+7N ls22s22p3	Степени окисления: +1, +2, +3, +4, +5
Физические свойства и строение молекулы	Химические свойства	Применение	Важнейшие соединения и нахождение в природе	Получение
Газ без цвета и запаха, немного легче воздуха, мало растворимый в воде, с низкой температурой кипения. Молекула состоит из двух атомов -N2 Атомы соединены прочной тройной связью (одна о-связь и две л-связи) N=N	Окислительно- восстановительная двойственность. реагирует с кислородом, образуя оксид азота (П) (при нагревании выше 2000°С) N2+O2^2NO с активными металлами, образуя нитриды (при нагревание) ЗСа + иЛ Ca3N2 6Li + N2-6Li3N С водородом (в присутствии катализатора, при высоком давлении и температуре около 450°С) с образованием аммиака^ N2+3H2 2NH3	Синтез аммиака, азотной кислоты, нитратов и других азотсодержащих соединений. Жидкий азот применяется в охладительных системах и в качестве инертной среды при проведении сложных химических процессов. В медицине жидкий азот применяется для удаления новообразований.	N2O, NO - несолеобразующие оксиды. N2O3, NO2, N2Os - кислотные оксиды, реагируют с водой, щелочами, основными оксидами. HNO2- азотистая кислота (слабый электролит), ее соли - нитриты HNO3- азотная кислота (сильный электролит, сильный окислитель), ее соли - нитраты. NH3 - аммиак, при взаимодействии с водой образует гидроксид аммония (нашатырный спирт, аммиачная вода) NH4OH, при взаимодействии с кислотами - соли аммония. Соединения азота с металлами - нитриды. В природе содержится в воздухе (78%), в почвах (нитраты и нитриты), элемент азот является составной частью белков живых организмов.	Азот выделяют из воздуха на специальных установках (используют разницу в температурах кипения азота -196°С и кислорода - 183°С). Чистый азот получают при разложении некоторых его соединений, например: 2NH31* N2T + 3H2t NH4NO2 - N2t + 2H2O
АММИАК
Строение молекулы	Физические свойства	Химические свойства	Получение	Применение
Химическая формула -NH3 Атомы соединены ковалентной поляр- ной связью (частич- ный отрицательный заряд на атоме азо- та). Атом азота имеет неподеленную электронную пару, которая может обра- зовывать ковалент- ную связь с катио- ном водорода по до- норно-акцепторному механизму (азот - донор электронов, катион водорода - акцептор). Так обра- зуется катион аммо- ния NH3 + Н+ - NH?	Газ без цвета с харак- терным запахом, на- много легче воздуха, хорошо растворимый в воде, с низкой тем- пературой кипения. При высоком давле- нии аммиак сжижает- ся. Аммиак ядовит.	Аммиак горит, образуя азот и воду 4NH3+ ЗО2 - 2 N2 + 6Н2О В присутствии катализа- тора образуется оксид азота (И) и вода 4NH3 + 5О2 -* 4NO + 6Н2О При нагревании аммиак разлагается на азот и во- ДороДго 2NH3^ N2+3H2 Аммиак растворяется в воде, образуя гидроксид аммония (реакция обра- тима) NH3 + НОН tz; NH4OH Аммиак реагирует с ки- слотами, образуя соли аммония: NH3 + НС1 - NH4CI 2NH3+H2SO4 - (NH4)2SO4 NH3 + H2SO4 NH4HSO4	В промышленности - взаимодействие азота с водородом (в присут- ствии катализатора, при высоком давлении и температуре около 450°С) с образованием аммиака (обратимая реакция, проводится при оптимальных ус- ловиях) N2 + ЗН2 2NH3 В лаборатории - дей- ствие щелочей на соли аммония при нагрева- нии NH4CI + NaOH NaCl + NH3T + Н2О	Получение азотной кислоты, нитратов и других азотсодер- жащих соединений, в том числе мине- ральных удобрений и взрывчатых ве- ществ. Нашатырный спирт применяется в ме- дицине и в быту.
Соли аммония
Строение молекул	Физические свойства	Химические свойства	Получение	Применение
Сложные вещества, в состав которых входят катионы аммония NH4+ и анионы кислотных остатков: NH4CI - хлорид аммония (NH4)2SO4 сульфат аммония NH4HSO4- гидросульфат аммония. Соли аммония - сильные электролиты, при растворении в воде диссоциируют на ионы NEUCW NH/ + СГ	Твердые кристал- лические вещества белого цвета, хорошо раствори- мые в воде.	Общие с другими солями: Реагируют с кислотами (если образуется газ или осадок) (NH4)2CO3+2HC1“* СО2Т+Н2О + 2NH4C1 Реагируют с другими растворимыми солями (если образуется осадок) (NH4)2CO3+CaCl2- СаСО31 + 2NH4C1 Специфические свойства: При нагревании разлагаются ИНдС!-^ NH3T + НС1 (NH4)2CO3^ CO2t +H2o + 2NH3T Реагируют co щелочами при нагревании NH4Cl + NaOH-^ NaCl + NH3T + H2O Подвергаются гидролизу (кислая среда)	Взаимодействие аммиака с кислотами NH3 + НС1 - NH4CI 2NH3 + H2SO4 - (NH4)2SO4 NH3 + H2SO4 - NH4HSO4 Взаимодействие гидроксида аммония с кислотами NHtOH + НС1 - NH.C1 + H2O 2NH4OH + H2SO4 - (NH4)2SO4 + + 2H2O nh4oh + H2SO4 - NH4HSO4 + H2O	Производство минеральных удобрений и взрывчатых веществ. Нашатырный спирт применяется в медицине и в быту. Хлорид аммония применяется для пайки металлов.
Азотная кислота
Строение молекулы	Физические свойства	Химические свойства	Получение	Применение
Химическая фор- мула - HNO3 Степень окисле- ния азота в азот- ной кислоте равна +5, а валентность равна 4, так как между атомами азота и кислорода имеются четыре общие электрон- ные пары, а от атома азота к атому кислорода смещено	5 электронов. Сильный элек- тролит, практиче- ски полностью диссоциирует: HNO3-^H++ N0‘3	Бесцветная дымящаяся жидкость с резким раз- дражающим запахом. Концентри- рованная азотная кислота име- ет желтоватый цвет из-за частичного разложения и образова- ния бурого оксида азота (IV).	Общие с другими кислотами: Реагирует с основными и амфотерными оксидами 2HNO3 + СаО - Ca(NO3)2 + Н2О Реагирует с растворимыми и нерастворимыми ос- нованиями HNO3 + КОН - KNO3 + Н2О 2HNO3 + Си(ОН)2 - Cu(NO3)2 + 2Н2О Реагирует с солями более слабых и летучих ки-. слот 2HNO3 + СаСОз - Ca(NO3)2 + Н2О +СО2Т Изменяет цвет индикаторов. Специфические свойства: При нагревании на свету разлагается 4HNO3 - О2Т + 4NO2t + 2Н2О Реагирует с металлами, стоящими в ряду электро- химического напряжения, до и после водорода (кроме золота и платины) по-разному, в зависимо- сти от концентрации кислоты и активности ме- талла ЗСи + 8НЫО3(разбавл.) ЗСи (NO3)2 + 4Н2О + 2NOT Си + 4НЬЮ3(конц.) Си (NO3)2 + 2Н2О + 2NO2T При действии на белок - ярко-желтое окрашива- ние	В промышленности - окислением ам- миака кислородом воздуха в присутст- вии катализатора 4NH3 + 5О2 - 4NO + 6Н2О 2NO +O2-2NO2 4NO2 + 2Н2О + О2 -4HNO3 В лаборатории - действием концен- трированной серной кислоты на нитраты при нагревании KNO3 + H2SO4 £ khso4 + hno3	Производст- во красите- лей, ле- карств, взрывчатых веществ, целлулоида, фотопленки, минераль- ных удобре- ний, хими- ческих реак- тивов.
Нитраты - соли азотной кислоты
Физические свойства	Специфические химические свойства	Химические свойства, общие с другими солями:	Получение
Кристал- лические вещества, хорошо растворимые в воде. Нитраты щелочных металлов и аммония называют селитрами.	Нитраты при нагревании разлагаются (по- разному, в зависимости от химической активности металла): 1. металл в электрохимическом ряду напряжений до магния MeNO3 О2Т + MeNO2 2. металл от магния до меди MeNOj Я О2Т + МеО + +no2 т 3. металл после меди MeNO3 ** О2 Т+ Me + +no2t Нитрат аммония разлагается на оксид азота (1) и воду: NH4NO3 2Н2О + N2OT	Реагируют с другими солями Ba(NO3 )2+ Na2SO4 -♦ 2NaNO3 + BaSO4 X Реагируют с растворимыми основаниями Cu(NO3)2 + 2KOH- 2KNO3 + Cu(OH)2X Реагируют с кислотами KNO3 + H2SO4(kohu.) -♦ HNO3 + KHSO4 Реагируют с металлами Cu(NO3 )2 + Zn -♦Zn(NO3)2 + Си Качественная реакция на нитрат-анион - действие концентрированной азотной кислоты и меди (выделение бурого газа)	Взаимодействие азотной кислоты с основными и амфотерными оксидами 2HNO3 + СаО Ca(NO3)2 + Н2О Взаимодействие азотной кислоты с растворимыми и нерастворимыми основаниями HNO3 + КОН - KNO3 + Н2О 2HNO3 + Cu(OH)2 - Cu(NO3)2 + 2Н2О Взаимодействие азотной кислоты с солями более слабых и летучих кислот 2HNO3 + СаСО3 - Ca(NO3)2 + Н2О +СО2Г Взаимодействие азотной кислоты с металлами и аммиаком 3Cu + 8HNO3 (разбавл.) ЗСи (NO3)2 + 4H2O + 2NOT Си + 4НМО3(конц.) Си (NO3)2 + 2Н2О + 2NO2T NH3 + HNO3 - NH4NO3
Сера и ее соединения
+uS ls22s22p6 3s23p4	Степени окисления:-2, +4, +6
Физические свойства	Химические свойства	Применение	Важнейшие соединения и нахождение в природе	Получение
Две аллотропные формы- сера кристаллическая и сера пластическая. Кристаллическая сера - твердое вещество желтого цвета, Тпл. - 113°С, плотность около 2г/см3, плохо проводит теплоту, не проводит электрический ток. Ее кристаллическая решетка состоит из из кольцевых молекул Зв.Пластическая сера - резиноподобное темно-коричневое вещество,имеет полимерное строение Sn	Окислительно- восстановительная двойственность. Реагирует с кислородом, образуя оксид (при нагревании) S + о2 so2 с металлами, образуя сульфиды (при нагревании) 2Na + S- Na2S 2А1 + 3S - Ai2S3 Fe + S-* FeS t° с водородом, образуя сероводород (при нагревании) S + Н2- H2S t°	Производство спичек, серной кислоты, минеральных удобрений, химических реактивов, сероуглерода. Вулканизация каучука при производстве резины. В борьбе с болезнями растений и сельскохозяйст венными вредителями. В медицине для приготовления серных мазей	Содержится во всех живых организмах в белках. В различных минералах - сульфатах и сульфидах: PbS - свинцовый блеск, ZnS - цинковая обманка, Cu2S - медный блеск, FeS2 - пирит, H2S - сероводород, CaSC>4-2H2O - гипс, MgSO4*7H2O - горькая соль, Na2SC>4’ 10Н2О - глауберова соль Образует два кислотных оксида - SO2 и SO3, которые реагируют со щелочами, водой и основными оксидами. H2SO4 - серная кислота (сильный электролит, сильный окислитель), H2SO3 ~ сернистая кислота( слабый электролит, неустойчивое вещество), H2S- сероводородная кислота (слабый электролит, летучая кислота). Соли - сульфаты, сульфиты, сульфиды, гидросульфаты, гидросульфиты, гидросульфиды.	Встречается как в свободном состоянии, так и в соединениях. Используется легкоплав- кость серы ДЛЯ отделения ее от горных пород.
Серная кислота
Строение молекулы	Физические свойства	Химические свойства	Получение	Применение
Химическая формула -H2SO4 Степень окисления серы в серной кислоте равна +6. Н-°\ //° н-сг чо Сильный электролит, практически полностью диссоциирует, диссоциация ступенчатая: H2SO4-H++HSO4* HSO4'-H++SO42'	Бесцветная тяжелая (плотность 1,84 г/см3) нелетучая жидкость. Концентри- рованная серная кислота поглощает водяные пары из воздуха. При растворении ее в воде происходит сильное разогревание.	Общие с другими кислотами: Реагирует с основными и амфотерными оксидами H2SO4 + ВаО - BaSO4 + Н2О Реагирует с растворимыми и нерастворимыми основаниями H2SO4 + 2КОН - K2SO4 + 2Н2О H2SO4+ Cu(OH)2 - CuSO4 + 2H2O Реагирует с солями более слабых и летучих кислот H2SO4+ СаСОз - CaSO4 + Н2О +СО2Т Изменяет цвет индикаторов. Специфические свойства: концентрированная кислота реагирует с металлами, стоящими в ряду электрохимического напряжения, до и после водорода (кроме золота и платины) по-разному, в зависимости от активности металла Си + 2H2SO4(kohh.) “♦ CuSO4 + 2Н2О + SO2T 4Zn + 5Н28О4(конц.) 4ZnSO4 + H2S + 4H2O концентрированная серная кислота обугливает многие органические вещества С12Н22Оц + Н2БО4(конц.) ”*12С + H2SO411H2O	В промышленности - контактным способом, который включает в себя следующие стадии: 1) обжиг сырья 4FeS2 + 1102 “* 2Бе20з + 8SO2T 2) очистка и осушение печного газа 3) окисление сернистого газа 2SO2 + О2 - 2SO3 4) получение серной кислоты олеума, т.е. H2SO4 4- п 8Оз~* H2SO4  11SO3 SO3 4- Н2О - H2SO4	Получение красителей, минеральных удобрений, взрывчатых веществ, искусственного шелка, солей, глюкозы, кислот. Применяется как электролит в аккумуляторах, Для очистки нефтепродуктов, электролити- ческого получения металлов. Применяется как водоотнимающее средство в органическом синтезе.
Медь и ее соединения
+29 CU	(d'ЭЛеМвНТ)
Степень окисления +2, +1
Физические свойства	Химические свойства	Нахождение в природе	Получение	Приме- нение	Важнейшие соединения
Металл светло- розового цвета, тягучий, вязкий, с хорошей способностью к обработке. t° плавления = 1083°С Обладает высокой тепло-и электропрово- димостью.	При повышенной температуре реагирует с кислородом, образуя оксид 2Си +02-^2 СиО с галогенами, образуя галогенид: Cu + CI2^CuCI2 С серой, образуя сульфид: Си + S £ CuS с растворами кислот не реагирует, кроме азотной кислоты 3Cu + 8HNO3 (разбавл.) 3Cu(NO3)2 + 4Н2О + + 2N0T с концентрированной азотной кислотой	о Си + 4НИОз(конц.) Си (NO3)2+ 2Н2О + 2NO2T С концентрированной серной кислотой Си + 2H2SO4<kohu.) CuSO4+ 2Н2О + SO2T	Cu2S - медный блеск Си2О - куприт CuFeS2 - медный колчедан (Си ОН)2СОз - малахит. Значительно реже встречается самородная медь.	Электролиз расплавов и растворов солей эл. ток СиС12 - Си + С12 Восстанов- ление из оксидов СиО + Н2 -К Си +Н2О ЗСиО + 2А1 ^ЗСи + А120з	Изготовление кабелей, электрических проводов. Получение технических сплавов (бронза, латунь, нейзильбер, константан, мельхиор и др.) Производство реактивов. CuSO4 -5Н2О (медный купорос) применяется в сельском хозяйстве для борьбы с вредителями и болезнями растений.	СиО - оксид меди (II) является основным оксидом, реагирует с кислотами, кислотными оксидами. С водой не взаимодействует. Си(ОН)2 - гидроксид меди (II) - проявляет свойства нерастворимых оснований. Реагирует с кислотами, при нагревании разлагается. Соли меди (II) проявляют свойства, характерные для обычных солей. Соединения меди со степенью окисления +1 встречаются значительно реже, они менее устойчивы.
+24 СГ
Хром и его соединения
ls22s22p63s23p63d54s1 (d - элемент)
Степени окисления +2, +3, +6
Физические свойства	Химические свойства	Нахожде- ние в природе	Получение	Приме- нение	Важнейшие соединения
Металл - серебристо- белого цвета, с плотностью 7,2 г/см3’ большой прочностью. Температура плавления = 1890°С. Поверхность покрыта слоем коррозионно- стойкой оксидной пленки.	При высокой температуре (больше 2000°С) реагирует с кислородом, образуя оксид 4Сг + ЗО2^2Сг2Оз При нагревании с галогенами, образуя галогенид: 2Сг+ЗС12-^2СгС13 С галогеноводородными кислотами Сг + 2НС1-СгС12 + Н2Т С разбавленной и концентрированной азотной кислотой не реагирует (происходит пассивация поверхности металла) С серной кислотой одновременно происходят реакции (при разрушении оксидной пленки) Cr+H2SO4- CrSO4 + H2t 2Cr + 3H2SO4- Cr2(SO4)3+3H2T	Встречает ся только в соедине- ниях: Fe(CrO2)2 Хроми- стый железняк, Сг20з - оксид хрома (III)	Восстанов- ление углем при высокой температу- ре Fe(CrQ2)2 + 4С1»2Сг + 4СО + Fe Восстанов- ление из оксида алюминием при высокой температу- ре Сг20з + 2А11* 2Сг + А12О3	Изготовле- ние твердых высокопроч- ных сталей, устойчивых к действию температуры (феррохром). Получение нержаве- ющей стали. Создание антикоррози онных покрытий (хромирова- ние).	СгО - основной оксид, реагируют с кислотами и кислотными оксидами при нагревании. Сг20з - амфотерный оксид, ему соответствует амфотерный гидроксид хрома (III), взаимодействующий с кислотами и щелочами (с образованием хромитов) СгОз- кислотный оксид. Ему соответствуют хромовая кислота Н2СгО4 и дихромовая кислота Н2Сг2С>7 Соли хромовой кислоты - хроматы (в нейтральной и щелочной среде). Соли дихромовой кислоты - дихроматы (в кислой среде). Хроматы и дихроматы - сильные окислители.
+22 Ti
Титан и его соединения
ls22s22p63s23p63d24s2 (d - элемент)
Степень окисления +2, +4 (реже +3)
Физические свойства	Химические свойства	Нахождение в природе	Получение	Применение	Важнейшие соединения
Металл - серебристо- белого цвета, с малой плотностью, очень большой прочностью. Температура плавления = 1665°С хорошо прокатывается в листы и поддается другим видам обработки.	При повышенной температуре реагирует с кислородом, образуя оксид Ti + О2 -^ТЮг при нагревании с галогенами, образуя галогенид: Ti + 2С12 £ TiCl4 с растворами кислот (кроме азотной) Ti + 2НС1 - TiCl2 + Н2Т с разбавленной и концентрированной азотной кислотой не реагирует. С серной кислотой одновременно происходят реакции Ti + H2SO4 TiSO4+Н2Т 2Ti +6H2SO4 - Ti2(SO4)3+ 3SO2T + 6H2O	Встречается только в соединениях: FeTiOyn Fe3O4 титаномаг- нетиты, FeTiO3 - ильменит, TiC>2— рутил. Содержание титана в рудах мало, требуется обогащение	Обработка рутила хлором в присутствии угля при высокой температуре ТЮ2 + 2С12 + 2С TiCL, + 2СО Восстановление титана из хлорида магнием TiCl4 + 2Mg - Ti + 2MgCl2	Изготовление деталей космических кораблей, ракет, самолетов, подводных лодок, трубопрово- дов, химической аппаратуры. В медицине для скрепления костей при переломах. Для производства титановых белил.	TiO, Ti2O3 — являются основными оксидами, реагируют с кислотами при нагревании. С водой не взаимодействуют. TiC>2 обладает слабыми амфотерными свойствами. Он реагирует с кислотами и щелочами при нагревании.
й
Цинк и его соединения
+30 Zn	ls22s22p63s23p63dI04s2
Степень окисления +2
Физические свойства	Химические свойства	Нахожде- ние в природе	Получение	Применение	Важнейшие соединения
Металл серо- серебристого цвета. Температура плавле-ния = 420°С. Хрупок при комнатной температуре и при температуре выше 200°С При 100- 150°С хорошо прокаты- вается в листы.	При повышенной температуре реагирует с кислородом, образуя оксид. 2Zn + 02-^2 ZnO с галогенами, образуя галогенид: Zn + СИ ZnCl2 с серой, образуя сульфид: Zn + S ZnS С водой при нагревании Zn + H2O-^ZnO + H2T с растворами щелочей при нагревании Zn + 2NaOH -Na2ZnO2 + Н2Т С растворами кислот (кроме азотной) Zn + 2НС1 - ZnCl2 + Н2Т с разбавленной азотной кислотой 5Zn + 12Н1ЧОз(разбавл.) -** 5Zn(NO3)2 + 6H2O + N2T с концентрированной азотной кислотой 3Zn + 8НЫОз(конц.) -* 3Zn(NO3)2 + 4Н2О + 2N0T с концентрированной серной кислотой 4Zn + 5Н28О4(конц.) -♦ 4ZnSO4 + H2ST +4Н2О	Встречает- ся только в соедине- ниях ZnS - цинковая обманка ZnCO3 — цинковый шпат	Окисление сульфида до оксида и дальнейшее восстанов- ление из оксида при высокой температуре 2ZnS + ЗО2 С 2SO2 + 2ZnO ZnO + C-С CO + Zn	Цинк - металл, устойчивый к воздействию внешней среды, поэтому применяется для защитных покрытий (оцинкованные изделия). Применяется для производства технических сплавов, для производства цинково-угольных гальванических элементов.	ZnO - оксид цинка является амфотерным оксидом, реагирует с кислотами и щелочами при нагревании. С водой не взаимодействует. Zn(OH)2 - гидроксид цинка - проявляет свойства амфотерных гидроксидов. Реагирует с кислотами, щелочами, при нагревании разлагается.
Атомы углерода
обладают
свойством
соединяться
между собой,
образуя цепи
Теория химического строения
органических веществ
А.М.Бутлерова
1861 год
Существуют вещества
одинакового
молекулярного состава,
но разного химического
строения и с различными
свойствами (изомеры)
Атомы в молекулах соединены в
определенной
последовательности в
соответствии с валентностью
атомов (валентность углерода -
IV, валентность водорода -1,
валентность кислорода - II и т.д.)
Свойства веществ
зависят от
последовательности
соединения атомов в
молекулах
(химического
строения)
Атомы или группы атомов, образовавшие
молекулу, взаимно влияют друг на друга,
отчего зависит реакционная способность
молекулы

±
Теория объясняет огромное многообразие органических веществ, образованных небольшим числом элементов -
углеродом, водородом, кислородом, реже - азотом, серой и галогенами, а также существование веществ, одинаковых по
составу и различных по свойствам и строению (изомеров)
ел
о\
Изомерия цепи
(изомерия
углеродного
скелета)
(характерна для
всех классов
органических
соединений)
Например,
изомерами
являются:
СН3-СН2-СН2-
-СН2-СН3
пентан
СН3-СН-СН2-СН3
I
СН3
2-метилбутан
СНз
I
СНз-С- СНз
СНз
2,2-диметил-
пропан
Изомерия
Л
Изомерия
положения
Изомерия
положения
кратной связи
в молекуле
(характерна для
соединений с
кратными связями -
двойными и
тройными)
Например,
изомерами
являются:
СН2=СН-СН2-СН3
бутен-1
СН2-СН=СН-СН3
бутен-2
функциональной
группы (характерна
для соединений с
функциональными
группами -
аминогруппой,
гидроксильной
группой и пр.)
Например, изомерами
являются:
СН3-СН2-СН2-ОН
пропанол-1
ОН
I
СНз'СН-СНз
пропанол-2
Пространственная
изомерия (или
стереоизомерия)
(характерна для
непредельных
соединений, в составе
которых имеются
атомы или группы
атомов, способные
занимать различное
положение в
пространстве)
Например, изомерами
являются:
СНз .СНз
Г''
Цис-бутен-2
/ СНз
/С=СХ
СНз Н
Транс-бутен-2
Межклассовая изомерия (изомеры относятся к разным классам
органических соединений)
Например, изомерами являются:
СН=С-СН2-СН3	СН2=С=СН-СН3
бутин-1	бутадиен-1,2.
Изомерия
заместителей в
бензольном
кольце
(характерна для
органических
соединений, в
молекулах которых
имеется бензольное
кольцо)
Например,
пара-ксилол
Алканы
Общая формула, Номенклатура	Строение молекул	Физические свойства	Химические свойства	Получение	Применение
Алканы - это ацик- лические предельные углеводороды с об- щей формулой СпН2п+2- метан (СЩ), этан (СзНб),	пропан (С3Н8), бутан (С4Н10) и т.д. Алканы могут иметь неразветвленное и разветвленное строение. Атом углерода, со- единенный с одним атомом углерода, считается первич- ным, с двумя атома- ми углерода - вто- ричным, с тремя - третичным, а с че- тырьмя атомами уг- лерода - четвертич- ным. Для алканов харак- терна изомерия угле- родного скелета (це- пи).	Атомы углерода - в состоянии sp3 - гибридизации. Гибридные облака - под углом 109° 28. Молекулы алка- нов с длинной це- пью атомов угле- рода имеют зигза- гообразное строе- ние. В молекуле мета- на четыре гибрид- ные облака атома углерода пере- крываются	S- орбиталями ато- мов водорода, об- разуя правильный тетраэдр.	Метан - почти нерастворимый в воде, бесцвет- ный горючий газ без запаха. Ci -Сд-газы, С5 - С15 - жид- кости, далее - твердые вещест- ва	1) Реакция замещения по сво- бодно-радикальному меха- низму. Реакция идет в не- сколько стадий и является цепной реакцией. а)	СН4 + CI2 -X = СН3С1 + НС1 hv б)	СН3С1 + С12 -> CH2CI2 + НС1 hv в)	СН2С1 2 + С12 -> СНС13 + НС1 hv г)	СНС1 з+ С12 -> ССЦТ + НС1 2) Реакции окисления и горе- ния СН4 + 2О2 Д СО2 + 2Н2О СН4+О2-НСОН+Н2О 3) Реакции термического раз- ложения (дегидрирования и крекинга) СН4 = С+ 2Н2 2СН4 =CHsCH+3H2 С4Н10 = СгНб + С2Н4	Метан получа- ют: С+2Н2ДсН4 CH3COONa+ NaOH = CH4+ Na2CO3 Прочие алканы получают реак- цией Вюрца: hv СН4 + С12 СН3С1 + НС1 2CH3CI + 2Na- C2H6+2NaCl Г идрированием алкенов и алки- нов: С2Н4+Н2=С2Нб СН=СН + 2Н2- с2н6	Получение синтетического каучука, горючего для двига- телей, синтетического бензи- на, растворителей, ацетилена, типографской краски, резины и пр. Галогенпроизводные ме- тана находят широкое приме- нение в медицине и для туше- ния пожаров.
Химичес erJ _—СЗ	кая (Ьоомула: VP5 Т\109°28' Г~> 1 __з
Молекула имеет тетр угол 109°28. Атом уп ^^гибридизации.		р5 аэдрическое строение, черода в состоянии sp3 -
Алкены
Общая формула Номенклатура	Строение молекул	Физические свойства	Химические свойства	Получение	Применение
Алкены - это ацикличе- ские непредельные уг- леводороды с общей формулой СпН2п, в молекулах ко- торых содержится одна двойная связь. Названия алкенов обра- зуются от названий со- ответствующих алканов с помощью замены окончания -ан на -ен: этен(этилен), пропен, бутен-1, бутен-2. Циф- рой указывается номер атома, у которого начи- нается двойная связь. Для алкенов характерна изомерия углеродного скелета, изомерия по- ложения двойной связи, геометрическая (цис- транс) изомерия, меж- классовая изомерия (с циклоалканами).	Атомы углеро- да - в состоя- нии sp2 - гиб- ридизации. Гибридные об- лака - под уг- лом 120°. Молекулы ал- кенов имеют плоское строе- ние. В молекуле этена	три гибридные облака каждого атома углерода образуют о- связи, а ос- тавшиеся р- электронные облака пере- крываются, об- разуя л-связь.	Этилен - почти нерастворимый в воде, бесцветный горючий	газ, почти без запаха. С2 - С4 - газы, С5 - С|8- жидко- сти, далее - твердые вещест- ва.	1)	Реакции присоедине- ния а) галогенирование СН2=СН2 + С12- СН2С1-СН2С1 б)гидрирование СН2=СН2 + Н2-СН3-СН3 в) гидрогалогенирование СН2=СН2 + HCI-CH3- СН2С1 г) гидратация СН2=СН2 + НОН-СН3- СН2ОН д) полимеризация пСН2=СН2= =(-СН2-СН2-)п 2)	Реакции окисления и t° горения	1 СН2=СН2 + ЗО2 - 2СО^ + 2Н2О	1 СН2=СН2+[О]+ НОН - СН2ОН-СН2ОН 3)	Реакции термического разложений СН2=СН2 2С+2Н2	1)	Дегидратация спиртов СН3-СН2ОН- СН2=СН2 + НОН 2)	Дегидрирование алканов СНз-СНзЛСН2=СН2 + Н2 кат 3)	Г идрирование ал- кинов	.о,кат СН=СН+Н21- СН2=СН2 4)	Действие спирто- вых растворов щело- чей и металлов на га- логенопроизводные алканов CH2Cl-CH2Cl+Zn-£ CH2=CH2+ZnCl2 спирт CH3-CH2CI+NaOH-^ CH2=CH2 + NaCl+cnMpT Н2О	Получение пла- стмасс, горючего для двигателей, синтетического бензина, раство- рителей, анти- фризов, ацеталь- дегида, синтети- ческих моющих средств, косме- тических препа- ратов,	лаков, синтетических каучуков и воло- кон, взрывчатых веществ и про- чих ценных про- дуктов.
Химическая формула:
а	б
Молекула имеет плоское
строение, угол 120° Атом углерода
в состоянии sp2- гибридизации.
Применение:
Используется в качестве топлива.
Исходный продукт для синтеза
пластмасс, взрывчатых веществ,
антифризов, растворителей,
уксусной кислоты,
синтетических каучуков и др.
Этилен
С2Н4
Физические свойства:
Газ без цвета и запаха, немного
легче воздуха, мало растворим
в воде.
Получение
в лаборатории:
1) дегидратация спиртов
С2Н5ОН -К С2Н4 + Н2О
2) дегидрирование алканов
С2Нб -К С2Н4 + н2
3) Действие металлов на
дигалогенпроизводные
СН2Вг - CH2Br + Zn С2Нд + ZnBr2
4) Действие спиртовых растворов щелочей на
галогенопроизводные
СНз- CH2Br + NaOH £ СД + NaBr + Н2О
На производстве этилен получают из
природного газа и нефти
СН2С1- СН2С1
С2Н4+Н2-*СН3-СН3
Химические свойства:
1)	Реакция присоединения
а)	галогенироване С2Нд + С12
б)	гидрирование
в)	гидрогалогенирование С2Н4 + НС1-* СН3- СН2С1
г)	гидратация С2Нд + НОН СН3- СН2ОН
2)	Реакция разложения при нагревании С2Н4 2Н2 + 2С
3)	Реакция окисленияС2Н4 + [О] + Н2О СН2ОН-СН2ОН
4)	Реакция горения С2Н4 + ЗО2 -♦ 2СО2 + 2Н2О
5)	Реакция полимеризации n C2Hi dft (-СН2-СН2-)П
Алкадиены
Общая формула, Номенклатура	Строение молекул	Физические свойства	Химические свойства	Получение	Применение
Алкадиены - это ациклические непредельные углеводороды с общей формулой CnHzn-2, в молекулах которых содержится две двойные связи. Названия алкадиенов образуются от названий соответствующих алканов с помощью замены окончания - ан на - диен: пропадиен, бутадиен -1,3, бутадиен - 1,2. Цифрами указываются номера атомов, у которых начинается двойная связь. Характерна изомерия углеродного скелета, изомерия положения двойных связей, геометрическая (цис- транс) изомерия, межклассовая изомерия (с алкинами).	Атомы углерода — в состоянии sp2- гибридизации. Гибридные облака - под углом 120°, Молекулы алкадиенов имеют плоское строение. Двойные связи могут быть изолированными (через несколько одинарных связей), сопряженными (через одну одинарную связь), кумулирован- ными (находящимися рядом).	Бутадиен-1,3 - газ, сжижается при 5°С, 2-метил- бутадиен-1,3 - летучая жид- кость сТкип = 34°С.	1) реакции присоединения А) галогенирование СН2=СН - СН=СН2 + С12- СН2С1- СН=СН-СН2С1 СН2С1- СН=СН -СН2С1 + С12- СН2С1- СНС1-СНС1-СН2С1 Б)гидрирование' сн2=сн-сн=сн2 + н2-> СН3-СН= СН-СНз СН3-СН= СН-СНз + Н2- СНз-СН2-СН2-СН3 В) гидрогалогенирование СН2=СН-СН=СН2 + НС1= СН3-СН= СН-СН2С1 СН3-СН= СН-СН2С1+ НС1= СН3-СНС1-СН2-СН2С1 Г) полимеризация пСН2=СН-СН=СН2“* (-СН2-СН=СН-СН2-)П 2)реакция горения 2СН2=СН-СН=СН2+ 11О2 -8СО2Г + 6Н2О	1) дегидрирование алканов СНз- СН2-СН2-СН3- СН2=СН-СН=СН2 + 2Н2 2) дегидрирование и дегидратация спиртов (метод Лебедева) 2СН3-СН2ОН- СН2=СН-СН=СН2 + 2Н2О + Н2	Получение синтетического каучука и резины. Изопрен(2- метилбутадиен- 1,3) является мономером, при полимеризации которого образуется природный каучук.
АЛКИНЫ
Общая формула, Номенклатура	Строение молекул	Физические свойства	Химические свойства	Получение	Применение
Алкины - это ациклические непредельные углеводороды с общей формулой СпН2п-2ч в молекулах которых содержится одна тройная связь. Названия алкинов образуются от названий соответствующих алканов с помощью замены окончания -ан на -ин: этин(ацетилен), пропин, бутин- 1, бутин-2. Цифрой указывает- ся номер атома, у которого на- чинается тройная связь. Для алкинов характерна изоме- рия углеродного скелета, изо- мерия положения тройной свя- зи, межклассовая изомерия (с алкадиенами).	Атомы углерода - в состоянии	sp- гибридизации. Гиб- ридные облака - под углом 180°. Молекулы алкинов имеют линейное строение. В молекуле этина два гибридных об- лака каждого атома углерода образуют о-связи, а остав- шиеся р-электрон- ные облака пере- крываются, образуя две я-связи, нахо- дящиеся в перпен- дикулярных плос- костях.	Этин - мало растворимый в воде, бесцвет- ный горючий газ, почти без запаха. С2 - С4 - газы, С5 - С18 - жидкости, да- лее - твердые вещества.	1)реакции присоединения а) галогенирование СН=СН + Ch-CHCl = СНС1 СНС1=СНС1 + С12=СНС12-СНС12 б)гидрирование СН=СН + н2-сн2=сн2 сн2=сн2+ Н2-СН3-СН3 в) гидрогалогенирование СН=СН + НС1= СН2=СНС1 СН2=СНС1+ НС1= СН3-СНС12 г) тримеризация и димеризация зсн^сн £ (о) 2СН=СН - сн2=сн-с=сн д) гидратация (реакция Кучерова) Hg сн^сн + н2о -*сн3 - с н 3) реакция горения 2СН=СН+ 5О2 = 4СО2 + 2Н2О 4) окисление перманганатом ка- лия (обесцвечивание).	1)	карбидный метод СаС2+2 Н2О = СН=СН	+ Са(ОН)2 2)	дегидриро- вание алканов t° 2СН4= СН=СН + ЗН2 3)	действие спиртовых растворов ще- лочей на дига- логено- производные алканов СН2С1-СН2С1+ 2NaOH= сьисн +2NaCl+ 2Н2О	Сырье в органи- ческом синтезе, производство синтетического каучука, поли- винил-хлорида, растворителей, уксусной кисло- ты. Ацетилен при- меняется при резке и сварке металлов
Химическая формула:
Молекула имеет линейное
строение, угол 180° Атом углерода
в состоянии sp— гибридизации
Применение:
Используется в качестве топлива.
Исходный продукт для синтеза
пластмасс, взрывчатых веществ,
растворителей, уксусной
кислоты, синтетических
каучуков и др. Применяется для
сварки и резки металлов
Ацетилен
С2Н2
Физические свойства:
Газ без цвета и запаха, немного
легче воздуха, мало растворим
вводе.
Получение:
1) Дегидрирование метана
2СН4 — СзНз-ьЗНгТ
2) Действие воды на карбид кальция
СаСг + 2Н2О + Са(ОН)2
4) Действие спиртовых растворов щелочей на
дигалогенопроизводные
СН2Вг-СН2Вг +2NaOH->C2H2+2NaBr +
2Н2О
На производстве ацетилен получают из
природного газа и нефти.
Химические свойства:
1)	Реакция присоединения
а)	галогенироване СД + С12 СН2С1=СН2С1
б)	гидрирование СД + Н2 СН2=СН2
в)	гидрогалогенирование СгН2+НС1СН2=СН2С1
Hg2+ Р
г)	гидратация (реакция Кучерова) СУНг + НОН -* СН3-С
Н
2)	Реакция разложения при нагревании СзН2 Н2 + 2С
3)	Реакция горения 2QH2 + 50г “►4СО2 + 2Н2О
5) Реакция тримеризации ЗСуНг'-гСбНб
АРОМАТИЧЕСКИЕ УГЛЕВОДОРОДЫ (АРЕНЫ)
Общая формула, Номенклатура	Строение молекул	Физические свойства	Химические свойства	Получение	Применение
- это циклические углеводороды с общей формулой СпНгп-б, в состав которых входит бензольное кольцо (п>6) Простейшие представители аренов: бензол толуол (о) «ь оксилол IOJ СН3 (°Г’ СНз А	сн3 @-снз м-ксилол СН3 п-ксилол	Атомы углерода - в состоянии sp2- гибридизации. Гибридные облака перекрываются, образуя о-связи, негибридные р- облака всех атомов углерода перекрываются попарно, образуя единую устойчивую л- систему. Электронная плотность равномерно распределена по кольцу.	Бензол - нераствори- мая в воде жидкость с температу- рой кипения 80° С. Тем- пературы кипения увеличивают ся с увеличением молеку- лярных масс.	1) реакция замещения СбНб + С12 = СбН5С1 + НС1 СбН6 + HNO3 = С6Н5 NO2 + Н2О Гомологи бензола образуют 2,4,6-тригалогено- или нитропроизводные СНз	СНз lol вгТоТвг +ЗВг2= kVJ +ЗНВг Вг 2)реакция горения 2СбН6 + 15О2 = 12СО2+ 6Н2О 3)реакция окисления (только для гомологов бензола) СНз	СООН А +3[О]= А + н2о э © 4) реакция присоединения hv	C1 +ЗС12= С1<> Cl ciOci	1)	дегидрирование и циклизация алканов С6Н|4- СбНб + 4Н2 2)	дегидрирование циклоалканов СбН|2— С6Нб + зн2 3)	тримеризация ацетилена t° ЗСН^СН Л с6н6 С 4)	при коксовании углей из каменноугольной смолы и перегонке нефти.	Получение красителей, медикаментов, взрывчатых веществ, пластмасс, синтетических волокон,средств защиты растений, фунгицидов и гербицидов.
Предельные одноатомные спирты
Общая формула. Номенклатура	Строение молекул	Физиче- ские свойства	Химические свойства	Получение	Применение
Предельные одноатом- ные спирты - это произ- водные алканов, в кото- рых один из атомов водо- рода замещен на гидро- ксильную группу. Общая формула предельных одноатомных спиртов спн2в+1он. Названия даются путем прибавления к соответст- вующему алкану оконча- ния-ол: СН3ОН-мета- нол, С2Н5ОН - этанол. Цифрой в названии ука- зывается номер атома углерода, соединенный с гидроксильной группой: СНз- СН2- СН2-ОН- пропанол-1 СНз- СН- СНз ОН пропанол-2 Виды изомерии: 1)строения углеродного скелета, 2)положения функциональной группы 3)межклассовая (с про- стыми эфирами)	Только о-связи. Так как кислород обладает большей электроот- рицательностью по сравнению с водоро- дом и углеродом, связь О-Н - сильно полярная, с избыточ- ным отрицательным зарядом на атоме ки- слорода и с положи- тельным зарядом на атоме водорода. Атом водорода гидроксо- группы обладает большей реакционной способностью, чем атомы водорода в уг- леводородном ради- кале. Для спиртов характерны также реакции с разрывом связи С-О. Между молекулами спиртов существуют слабые водородные связи, оказывающие влияние на их физи- ческие и химические свойства.	Низшие одноатомные предельные спирты пред- ставляют со- бой хорошо растворимые в воде жидко- сти с харак- терными за- пахами. Метанол очень ядовит, этанол обла- дает наркоти- ческим веще- ством, оказы- вающим вредное дей- ствие на ор- ганизм. Выс- шие спирты - твердые ве- щества, прак- тически не растворимые в воде.	Реагируют со щелочными метал- лами 2С2Н5ОН + 2Na=2C2H5ONa+ Н2 Взаимодействуют с галогеноводо- родами (в присутствии концен- трированной серной кислоты) С2Н5ОН+НС1=С2Н5С1+ Н2О Взаимодействуют с карбоновыми кислотами с образованием слож- ных эфиров С2Н5ОН+СНзСООН= СН3СООС2Н5+Н2О Окисляются с образованием альде- гидов или карбоновых кислот С2Н5ОН+СиО снз—+Н2о+Си горят	Н С2Н5ОН+ЗО2=2СО2+ЗН2О Подвергаются дегидратации а) межмолекулярной, с полу- чением простых эфиров 2С2Н5ОН=С2Н5-О-С2Н5+ н2о б) внутримолекулярной, с ^рлучением алкенов С2Н5ОН=С2Н4+Н2О	1)щелочной гидролиз га- логеналкана C2H5CI+NaOH=C2H5OH+ NaCI 2)гидратация алкена (по правилу Марковникова) СНз- СН=СН2+Н2О = СН3- СН-СНз 1 он 3)восстановление альде- гида z° H-q+H2=CH3OH н Этанол (этиловый спирт) в промышленности получа- ют при спиртовом броже- нии глюкозы СвН12О6= 2С2Н5ОН+ 2СО2 Метанол (метиловый спирт) Получают прямым синте- зом СО+2Н2 СН3ОН	Получение растворителей, сырья в органи- ческом синтезе, синтетического каучука, лекар- ственных пре- паратов, пар- фюмерной про- дукции, уксус- ной кислоты, _ добавок, улуч- шающих свой- ства бензина и моторного топ- лива, алкоголь- ных напитков и др.
Применение:
Этиленгликоль
(двухатомный спирт)
Н2С —сн2
он он
I
Физические
свойства:
Бесцветная
сиропообразная
жидкость, хорошо
растворяется в воде и
в спирте.
Температура кипения
197,6°С. Сильный яд.
Получение антифризов -
незамерзающих
жидкостей для
автомобильной
промышленности.
Синтез
высокомолекулярных
органических веществ,
например лавсана
Многоатомные спирты
Глицерин
(трехатомный спирт)
Химические свойства:
1)	реагируют со щелочными металлами
СН2-ОН	CH2-ONa
| +2Na--------->|	+Н2Т
СН2-ОН	СН2 - ONa
2)	реагируют с галогеноводородами
СН2-ОН	СН2-С1
|	+2НС1--->|	+2Н2О
СН2-ОН	СН2-С1
3)	реагируют с кислотами, образуя
сложные эфиры
СН2-ОН	CH2-O-NO2
|	+2HNO3—+2Н2О
СН2-ОН	CH2-O-NO2
4)	реагируют с гидроксидом меди (П) -
качественная реакция на многоатомные
спирты (ярко-синее окрашивание
раствора)
СН2-ОН
I
СН - ОН +Cu(OH) 2 +2Na(OH)
I
сн2-он
СН2-ОН	О-СН2
I /Си' |
СН -ОН	о-сн
I	I
сн2-он	но-сн2
Ярко-синий раствор
2-
2Na+ + 4H2O
Н2С —сн —сн2
ОН ОН ОН
Физические свойства:
Бесцветная
сиропообразная
жидкость со сладким
вкусом, хорошо
растворяется в воде и в
спирте. Температура
кипения 290°С.
Неядовит.
Применение:
Получение нитроглицерина и
динамита.
Используется в парфюмерии и в
медицине для изготовления
мазей и кремов, а также
лекарственных средств.
Применяется в текстильной и
кожевенной промышленности.
Номенклатура:
Фенолы - органические соединения, в молекулах
которых гидроксильные группы соединены
непосредственно с бензольным кольцом
Орто-крезол (1,2-
диоксибензол)
диоксибензол)
ОН
Пара-крезол (1,4-
диоксибензол)
Химические свойства:
1) реагирует со щелочными металлами
2) реагирует со щелочами
фенолят натрия
Физические свойства:
Фенол -
кристаллическое
вещество, мало
растворимое в воде при
комнатной
температуре, при
повышенной - хорошо
растворяется, ядовит,
Т плавления 42°С.
3) реагирует с азотной кислотой (в присутствии серной
кислоты)	QH
1---v	OjN^ ,NO2
( Q \он + 3HNO2—	+ ЗН2О
NO2 пикриновая кислота
4) реагирует с бромной водой (происходит обесцвечивание
ее и выпадение осадка) q
Вг х V zBr
+ ЗНВг!
Вг
5) реагирует с формальдегидом (реакция поликонденсации)
ОН	ОН ОН
Получение и применение:
1) действие щелочей на
галогенпроизводные бензола
1+NaOH
2) кумольный способ
сн3
СНх
Г сн3
OJch2-CH=ch£ci-
Изопропилбензол
(кумол)
^сн,
н
СН,-
ОН
у ацетон
Применяется для производства
фенолформальдегидных пластмасс,
взрывчатых веществ, лекарственных
средств. Карболовая кислота
используется для дезинфекции.
АЛЬДЕГИДЫ
Общая формула, Номенклатура	Строение молекул	Физические свойства	Химические свойства	Получение	Применение
Альдегидами называются органические соединения, которые	содержат альдегидную	группу. Общая	формула предельных альдегидов. Названия	альдегидов строятся путем добавле- ния к названию соответст- вующего алкана оконча- ния «аль». Часто названия альдегидам даются по на- званиям соответствующих кислот - уксусный альде- гид (ацетальдегид, эта- наль), муравьиный альде- гид (формальдегид, мета- наль) и Т.Д. Для альдегидов характер- ны следующие виды изо- мерии: 1) изомерия углеродного скелета 2) межклассовая изомерия (с кетонами)	Атом углерода в альдегидной группе находит- ся в состоянии sp2 -гибридиза- ции и образует три о-связи и одну я-связь. Из-за большой электроотрица- тельности атома кислорода элек- тронная плот- ность оказыва- ется смещенной к нему, в резуль- тате чего альде- гиды	легко окисляются. На- личие двойной связи определяет для альдегидов реакции присое- динения.	Метаналь (фор- мальдегид) - это бесцветный газ, с резким удуш- ливым запахом, ядовит. 40%- ный раствор формальдегида называется фор- малином. Этаналь (аце- тальдегид) - бесцветная жид- кость с резким запахом, хорошо растворимая в воде. Темпера- тура кипения его 21°С	1) реакции присоедине- ния, например гидрирова- ние (восстановление) с об- разованием спиртов н_с*° ЧН+Н2-СНзОН 2) реакции окисления с получением соответствую- щих кислот а) реакция серебряного зер- кала (качественная реакция на альдегиды) Н—с	NH, H + AgzO ~>НСООН +2 Agi б) окисление гидроксидом меди (П) (тоже качествен- ная реакция на альдегиды) h-cZz° Чн+ 2Си(ОН)2 - НСООН 4-Cu2O 4-2Н2О	окислением первичных спиртов	о С2Н5ОН+СиО=СН3-С^ 4-Н2О4€и	н гидролизом дигалогенпро- изводных СНз-СНС12+ +Н,О=СН—С' +2НС1 гидратацией ацетилена по реакции Кучерова (эта- наль)	о снсн+н2о =сн3-с; хн При взаимодействии с во- дой гомологов ацетилена образуются кетоны. Прямым окислением эти- лена (этаналь)	о СН2=СН24-[О]=СН3-С^н Прямым окислением мета- на (метаналь) СНгЮг= /° н—с —н+н2о	Получение пластмасс - фенопластов и аминопластов. Производство уксусной кислоты, красителей и лекарств. Раствор мета- наля (40%) называется формалином. Применяется для сохране- ния биологи- ческих препа- ратов, дезинфекции, протравлива- ния семян, в кожевенной промышленно- сти для дубле- ния кож.
чо
Карбоновые кислоты
Общая формула, Номенклатура	Строение молекул	Физические свойства	Химические свойства	Получение	Применение
Производные алканов, в которых один из атомов водорода замещен на карбоксильную группу. Общая формула спн2п+1соон Название кислоты образуется от названия соответствующего алкана путем добавления «-овая кислота». Часто кислотам дают бытовые названия, например: НСООН Метановая (муравьиная) кислота СНзСООН Этановая (уксусная) кислота СН3СН2СООН Пропановая (пропионовая) кислота и т.д. виды изомерии: изомерия углеродного скелета межклассовая изомерия (со сложными эфирами)	Атом углерода карбоксильной группы находится в состоянии sp2- гибридизации и образует три с -связи и одну л -связь. Из-за большой электроотрицатель- ности атома кислорода электронная плотность оказывается смещенной к нему, в результате чего атом углерода приобретает частичный положительный заряд. Неподеленная электронная пара гидроксильного атома находится в сопряжении с 71 - связью. Вследствие этого увеличивается поляризация О-Н и усиливаются кислотные свойства.	Низшие кислоты - жидкости с резким запахом, растворимые в воде, с повышением молекулярной массы растворимость уменьшается. Высшие кислоты - твердые вещества без запаха, нерастворимые в воде. Уксусная кислота - это бесцветная жидкость с резким характерным запахом, при температуре ниже 16,6° С она затвердевает в виде кристаллов, почему и получила название «ледяной» уксусной кислоты. Уксусная кислота хорошо растворима в воде, ее 6-9% раствор известен как уксус, а 70-80% раствор как уксусная эссенция.	Реагируют с активными металлами 2CH3COOH+Mg=(CH3COO)2Mg+ Н2 Реагируют со щелочами CH3COOH+NaOH=CH3COONa+ Н2О Реагируют с солями более слабых кислот 2CH3COOH+Na2CO3=2CH3COONa+ Н2О+СО2 Реагируют с основными оксидами 2CH3COOH+MgO=(CH3COO)2Mg+H2O Реагируют со спиртами (реакция этерификации) H2SO4 С2Н5ОН+СН3СООН= СН3СООС2Н5+Н2О При нагревании образуют ангидриды t°	sQ 2СН3СООНСН3С . /°+Н,0 сн3с Реагируют с галогенами (кроме муравьиной кислоты) СН3.СООН+С12= СН2С1-СООН+ НС1 Муравьиная кислота обладает специфическими свойствами: НСООН + Ag2 О= Н2О+СО2 +2 Agl НСООН Н2О+СО H2SO4	Окисление альдегидов 0 + NH, Ag2O = НСООН+ 2 Ag X Окисление СПИрТОВ	|о С2Н5ОН+2[О]= СН3СООН+ Н2О Окисление алканов *о 2С4Н10+5О2=4 СН3СООН+ 2Н2О Специфические методы: Пиролиз древесины (уксусная кислота) СН3ОН+СО= СН3СООН CO+NaOH= HCOONa HCOONa+H2SO4= НСООН+ NaHSO4	Уксусную кислоту используют для получения пластмасс, красителей, лекарств, искусственных волокон, кинопленки и др. Широко применяются также соли уксусной кислоты. Уксус применяется в качестве приправы, а также для консервирования овощей. Муравьиная кислота - сильный восстановитель, ее сложные эфиры используются как растворители и душистые вещества. Натриевые и калиевые соли высших карбоновых кислот - основные составные части мыла.
о
Нахождение
в природе и
физические
свойства:
Содержатся в
фруктах, ягодах,
цветах.
Чаще всего
жидкости легче
воды,
с характерными
приятными
запахами
Сложные эфиры - органические
вещества, которые образуются при
взаимодействии кислот со спиртами.
Общая формула:
ЧО — R,
Получение:
взаимодействие
кислот со
спиртами (реакция
этерификации)
RCOOH + RiOH
RCOORi+H2O
Химические
свойства:
1. Гидролиз
RCOORi +Н2О-
RCOOH + RiOH
2. Щелочной
гидролиз
RCOORi +NaOH-
RCOONa + RjOH
Применение
Добавки при
производстве
напитков,
кондитерских
изделий,
парфюмерной
продукции.
Растворители
лаков,
пластмассы.
непредельные радикалы)
Применение:
Пищевые продукты.
Производство мыла.
Моносахариды
	
Глюкоза	Фруктоза
СДТиОб	СбН12О6
Виноград-	Содержится в
ный сахар.	меде, соках,
Содержится в	зеленых
зеленых	растениях.
растениях, в	Относится к
соке, в меде, в	гексозам.
мышцах	Изомер
живых	глюкозы.
организмов, в	Представляет
крови.	собой
Относится к	многоатом-
гексозам.	ный
Представляет	кетоноспирт.
собой	Молекулы
многоатомный	могут
альдегидо-	существовать
спирт.	в линейной и
Молекулы	циклической
имеют	форме.
циклическое и	
линейное	
строение.	
Рибоза
и дезокси-
рибоза
С5Н10О5
С5Н10О4
Входят в состав
РНК и ДНК.
Относятся к
пентозам.
Могут иметь
линейное и
циклическое
строение.
В молекуле
рибозы на одну
гидроксогруп-
пу больше, чем
в молекуле
дезоксирибозы.
Являются
альдегидо-
спиртами.
Углеводы
СпСНгО)™
	Дисахариды (олигосахариды)
	
Сахароза
С12Н22О11
Свекловичный или
тростниковый
сахар. В небольших
количествах входит
в состав плодов и
листьев зеленых
растений.
Используется как
продукт питания, в
кондитерской
промышленности и
для получения
искусственного
меда. При гидролизе
образуются глюкоза
и фруктоза
Полисахариды
Крахмал
(C6H10Os)n
Природный полимер,
состоит из остатков
глюкозы в
циклической а-
форме. Имеет
разветвленное и
линейное строение.
Изомер целлюлозы.
Получают из
растений с большим
содержанием:
картофеля, риса,
кукурузы. Ценный
питательный
продукт. В организме
образуется гликоген -
животный крахмал
(запас глюкозы в
клетках).
При гидролизе
образуется а-глюкоза
Целлюлоза
(С6Н10О5)п
Природный
полимер, состоит
из остатков
глюкозы в
циклической
форме. Имеет
линейное
строение. Изомер
крахмала.
Основная
составная часть
оболочки
растительных
клеток.
Содержится в
древесине, в
волокнах хлопка,
льна и конопли.
При гидролизе
образуется Р-
глюкоза.
Химическая формула:
СН2ОН
н н н онн
а-форма
Глюкоза
С<,н12о6
линепная форма
Химические
свойства:
Характерные
для альдегидов
Специфические
свойства
Физические
свойства:
Бесцветное
крпсталл-
лическое
вещество со
сладким
вкусом, хорошо
растворимое в
воде
Образует
кристалло-
гидрат
Получение:
1)В природе
путем
фотосинтеза
6Н2О + 6СО2 -
C$Hi2O<+ 6О2
2 )В промыш-
ленности
а) гпдролп-зом
крахмала
(CeHioOjX
+ п Н2О -
пСбНпОб
'б) пз
формальдегида
О
ft Са(ОН2)
6Н-С ------->
TJ
Са(ОН2) „
-------> СбНпОб
Применение:
Ценный
питательный
продукт, в
организме при
окислении
глюкозы
выделяется
энергия
В медицине в
качестве
укрепляющего
средства
В пищевой и
кондитерской
промышленности
Важное значение
имеют процессы
брожения
глюкозы.
Характерные для
многоатомных
спиртов
1, Реагирует с
карбоновыми
кислотами, образуя
сложные эфиры
2 Реагирует с
гидроксидом меди (П)
с образованием
алкоголята меди (П)
1 Реагирует с
оксидом серебра в
аммиачном растворе
с образованием
глюконовой кислоты
(реакция
реребряного
зеркала)
2 Реагирует с
водородом, образуя '
шестпатомный
спирт
3 Окисляется
гидроксидом меди
(II) при нагревании
(выпадает красный
осадок оксцда
меди (I))
Подвергается
брожению
1 Спиртовое
брожение
(образуется
этанол)
СвНкОб **
2С;Н5ОН+2СО:
2 Молочнокислое
брожение
(образуется
молочная кислота)
СбНпОб “*
2СНз-СНОН-
СООН
3 Маслянокислое,
брожение
(образуется
масляная кислота)
СбН12Об -
CjHtCOOH + 2СО3
+ 2Hi
НО
Н
Сахароза
СцНцОц
Химическая формула:
Н СИ*0? н СН2ОН
он
I 1 СН2ОН
он н
Химические свойства:
В кислой среде при
нагревании подвергается
гидролизу, образуя
глюкозу и фруктозу:
С12Н22О11 + HjO -* СбНиОб +
СбН12Об
Образовавшуюся глюкозу
Состоит из связанных между собой остатков
глюкозы и фруктозы.
Физические
свойства:
Бесцветное
кристалл-
лическое
вещество со
сладким
вкусом,
хорошо
растворимое в
воде.
Получение:
из сахарной свеклы и
сахарного тростника.
Стадии производства:
1.	Измельчение сырья и
извлечение сахарозы
водой
2.	Обработка раствора
известковым молоком
3.	Обработка раствора
углекислым газом
4.	Упаривание и
центрифугирование
раствора
5.	Очистка сахара
Используется
в качестве
продукта
питания, в
кондигер-ской
промышлен-
ности, для
получения
искусствен-ного
меда.
можно определить
реакцией «серебряного
зеркала».
Качественная реакция на
сахарозу - осветление
известкового молока
(раствора гидроксида
кальция) - образуются
растворимые сахараты
кальция.
Химическая формула:
свойства:
Белое
порошкообразное
вещество,
нерастворимое в
холодной воде. В
горячей воде
набухает» образуя
клейстер.
В природе путем
реакции поликонден-
сации из глюкозы
п НзО + пСбНиОб -*
(CeHwOs^
В промышленности -
из пищевых
продуктов,
содержащих крахмал, -
картофеля, риса,
кукурузы
Применение:
Ценный
питательный
продукт, в
организме
образуется
гликоген ~
животный
крахмал.
В пищевой и
кондитерской
промышлен-
ности для
Крахмал
(С«Н10О5)
Химические
свойства:
В кислой среде
при нагревании
подвергается
гидролизу,
образуя глюкозу:
(СбНюС^ +пН2О
** nQHijOe
Гидролиз
происходит
ступенчато: крахмал
декстрины
мальтоза “♦ глюкоза
получения
патоки и
глюкозы
Применяется
для получения
клея, в качестве
загустителя
красок, для
подкрахмали-
вания белья
Качественная
реакция-
взаимодействие с
йодом (синее
окрашивание)
окон
Химическая формула:
СНпОН
Природный полимер, образуется остатками
глюкозы в 0-форме, п - степень полимериза!
(намного больше, чем у крахмала)	у
н он
Физические		( Получение:
свойства:		В промышленности - из
Волокнистое		древесины сульфитным
вещество,		методом: измельченную
нерастворимое в		древесину при
воде и		нагревании и высоком
органических		давлении обрабатывают
растворителях.		раствором
Растворителем ее		гидросульфита натрия
является		или кальция.
аммиачный		Выделенную целлюлозу
раствор		промывают водой,
гидроксида меди		сушат и
(П)		перерабатывают.
(реактив		
Швейцера)		
Целлюлоза
(C«HioOs)n
Применение:
Производ-ство
бумаги,
бездымного
пороха,
искусственного
шелка,
скипидара,
древесного угля,
уксусной
кислоты,
метанола,
ацетона,
канифоли, смол,
глюкозы,
кормовых
дрожжей, кино
и фотопленки.
Химические свойства:
В кислой среде при нагревании
подвергается гидролизу, образуя глюкозу:
(СбНиА),, + п Н2О -* пСбН12Об
Гидролиз происходит ступенчато.
Практическое значение имеет реакция
этерификации с азотной кислотой:
/ОН
(СвН7О2)—ОН +2/iHONO2
хэн «
H2SO,
+ 2/lH2O
/ОН
(С6Н7О2)^-ОН +3nHONO2
ХОН „
(СеН7О2)—О—NO2 +
\ОН
динитроцеялюлоза.
или дииитрат
целлюлозы
H,SO<
.О— NO?
(С$Н7О2)яг-О—no2 +
^о—NO- „
тринитроцеллюлоза,
или тринитрат
целлюлозы
уксусным
+ 3/1Н2О
При взаимодействии
ангидридом в кислой среде образуются
триацетилцеллюлоза и диацетилцеллюлоза.
с
^О—С—СН3
(СвНда-О-С^сНз
\о-с^н
U—G—СПз
триацетилцеллюлоза,
или триацетат
целлюлозы
строение)
Полипропилен (-CHrCH-)n
СН3
Поливинилхлорид
(-СНгСН-^
С1
С—ОН
С—Н
Н	О
I	II
(-N—(СН2)5—С-)„
Лавсан
Полистирол (-СНгСН-)п
(°)
Полиметилметакрилат
(органическое стекло)
(—СН2—С—СООСН3)п
СН3
Фенолформальдегидная
смола (образует феноплпсты)
Дивиниловый каучук (регулярное
строение) г- „	н
^с=сС
—СН2 сн2—
регулярное строение
Изопреновый каучук
Г снз^г==г/Н
—сн/"'	^сн2—
регулярное строение
Хлоропреновый каучук
(—СН2—С=СН—СН2—)„
а
Бутадиенстирольный каучук
(—сн2—сн==сн—сн2-
—СН—СН2—),
Сбн5
(— С—С6Н4— С—О —
-СН2-СН2-О-)И
Хлорин
(-СН2-СН-СН-
С1 С1
-СН-),
С1
Нитрон
(СН2—СН—)ь
оо
Классификация.
По виду углеводородного радикала: Предельные,		По количеству замещенных атомов водорода: Первичные,
ch3-ch2-nh2		ch3-nh2
Непредельные,		Вторичные,
ch2=ch-nh2		CH3-NH-CH3
Ароматические nh2 fol		Третичные CH3-N-CH3 1 сн,
Номенклатура:
1) радикал(в порядке
увеличения)+амин
метиламин	метилэтиламин
CH3-NH2 CH3-NH-CH2
сн
Триметиламин H3C-N-CH3 3
СН3
2) по систематической номенклатуре
2-аминопропан СН3-(рН-СН3
NH,
АМИНЫ ~ производные аммиака, в которых
один, два или три атома водорода замешены
углеводородными радикалами
строение молекул:
Метиламин, диэтиламин,
триэтиламин - твердые
вещества, остальные
жидкости, чаще хорошо
растворимые в воде.
Анилин (фениламин) -
бесцветная маслянистая
жидкость,
малорастворимая в воде,
хорошо растворяется в
спирте, эфире, бензоле. Т
кипения 174° С.
Строение молекул сходно
со строением молекулы
аммиака (есть
неподеленная электронная
пара).
Амины - органические
основания. Основные
свойства зависят от вида и
Физические свойства и
Химические свойства:
1. Растворы аминов изменяют
цвет индикаторов (лакмус -
синий, фенолфталеин -
метиловый оранжевый)
2. Взаимодействуют с
кислотами, образуя соли
Н
Н3С—N: + Н' + СГ —* [Н3С —NH3f СГ
Н
Хлорид метиламмония
Анилин - не изменяет цвет
индикаторов в растворе (очень
слабое основание)
Реагирует с кислотами, образуя соли
фениламмония
c6h5-nh2+hci~* с6н-nh3-ci
Получение и
применение:
Восстановление
нитросоединений.
Анилин получают
реакцией Зинина
(1842)
(восстановлением
нитробензола в
присутствии
железных стружек и
соляной кислоты)
C6H5-NO2 + 6Н -
C6H5-NH2 + 2Н2О
Производство
анилиновых
красителей,
лекарственных
средств, взрывчатых
веществ,
анилиноформаль-
дегидных пластмасс
и других
органических
веществ.
количества радикалов.
Анилин - более слабое
основание, чем аммиак,
метиламин - более
сильное
(сказывается взаимное
влияние атомов в
молекуле)
Реагирует с бромной водой, образуя
2,4,6 - триброманилин
ЗВг2 —►
Изомерия:	' изомерия углеродного скелета 4	3	2	1 ^0 сн,- сн,-сн-с<он nh2 2-аминобутановая кислота СН3 3	21	1^0 снз С CXQH nh2 2-амино-2- метилпропановая кислота изомерия положения аминогруппы 4	3	2	1,0 сн,- сн-сн,- с<он nh2 3-аминобутановая кислота H2N—СН—СН — 2	1^0 -снг-сСон 4-аминобутановая кислота	' Номенклатура: 1)	заместительная 4	3	2	10 сн,-сн,-сн-<он NH, 2-аминобутановая кислота 4	3	2	1,0 сн,- сн-сн,—с<он NH; 3-аминобутановая кислота 2)	с использованием букв греческого алфавита 4	3	2	1 0 сн,- сн,-сн—сС0Н nh2 а-^аминопропионовая кислота 4	3	2	1,0 сн3-сн-сн2-сС0Н NH2 0-аминопропионовая кислота 3)	исторически сло- жившиеся названия а-аминопропионовая кислота - аланин ами- ноуксусная кислота - глицин
40
HOOC-CH2-NH2+HC1 НООС-СН2~КЩ Cl-
Аминокислоты - органические соеди-
нения, содержащие карбоксильные группы
(-СООН) и аминогруппы (-NH2)
Физические свойства:
Бесцветные кристалли-
ческие вещества, хоро-
шо растворимые в воде,
многие со сладким вку-
сом
Химические свойства:
1)	реагируют с кислотами (проявляют свойства ос-
нований)
2)	реагируют со щелочами (проявляют свойства
кислот)
H2N—СН2—COOH+NaOH H2N-CH2-COONa+H2O
3)	реагируют со спиртами, образуя сложные эфи-
ры
Получение
и применение:
Получают дейст-
вием аммиака на
галогенозамещен-
ные карбоновые
кислоты:
С1-СН2-СООН +
2NH3 - H2N-CH2-
COOH+NH4CI
4)	образуют внутренние соли
Н
J
н—N—СН2—COO
Н
Н
- N—СН2— сСо_н
А
5)	реагируют друг с другом, полипептидными
(амидными) связями
Н	Н
I	I
Н-N--СН- ССОН + Н—N-СН- ССОН —
I	н
\	^О|
\	—► HjN—СН2—С—N—СН2—С\	+ Н,0
X,	он
а-аминокислоты
служат для синтеза
белков в живых
организмах
Аминокислоты
применяются в ме-
дицине и сельском
хозяйстве.
Производные не-
которых амино-
кислот применя-
ются для синтеза
волокон, напри-
мер, капрона.
Строение молекул: \
1) первичная структура -
последовательность
чередования аминокислотных
остатков в полипептидной
цепи
2)	вторичная структура -
пространственная
конфигурация белковой	<
молекулы (спираль) -
образуется водородными
связями
3)	третичная структура -
ориентация белковой
молекулы в пространстве
(образуется дисульфидными,
полиэфирными и солевыми
мостиками, а также
водородными связями)
4)	четвертичная структура
(бывает не всегда) - взаимная
ориентация макромолекул в
пространстве
Биологические функции:
1)	Строительная - клеточные
мембраны, покровные ткани, шерсть,
перья, рога, волосы, хрящи и др.
2)	Транспортная - накопление и
транспортировка по организму
важнейших веществ
3)	Энергетическая - запас
аминокислот для развития организма
4) Двигательная - сократительные
белки - основа мышечных тканей
5) Защитная - белки-антитела и
антитоксины распознают и
уничтожают бактерии и «чужеродные»
необратимое разрушение белка
при воздействии кислот,
спиртов, солей тяжелых
металлов, при нагревании
2)	Цветные реакции:
а)	биуретовая реакция - белок +
гидроксид натрия + сульфат
меди (П) -* красно-фиолетовое
окрашивание
б)	ксантопротеиновая реакция -
белок + концентрированная
азотная кислота -* ярко-желтое
окрашивание
3)	Горение с характерным
запахом «жженого рога»
вещества
6) Каталитическая - белки-природные
катализаторы (ферменты)
мономерное звено
которого состоит из
остатка пиримидинового
или пуринового
основания, остатка
ортофосфорной кислоты
и углеводного
компонента -
дезоксирибозы
Биологические
функции:
Важнейший компонент
всех живых клеток.
Регуляция и передача
наследственных
признаков в ряду
поколений.
Хранение и перенос
информации при синтезе
белков
мономерное звено
которого состоит из
остатка пиримидинового
или пуринового
основания, остатка
ортофосфорной кислоты
и углеводного
компонента - рибозы
Принцип комплементарности: Основания, образующие пары, связанные водородными связями,
называются комплементарными или взаимно дополняющими. Пуриновому основанию всегда соответствует
оо
пиримидиновое основание, например: тимин - аденин, цитозин - гуанин.
Качественные реакции на катионы
Определяемый катион	Реактив или способ определения	Наблюдаемый признак реакции
Li +	Окрашивание пламени	Красный цвет
Na+	Окрашивание пламени	Желтый цвет
К+	Окрашивание пламени	Фиолетовый цвет
Са2+	Окрашивание пламени	Кирпично-красный цвет
Ва2+	SO42'	Выпадение белого осадка Ва2++ SO42'-» BaSO4
Си2+	он	Выпадение синего осадка Си2+ + 2 ОН'-» Си(ОН)2
Pb2t	S2'	Выпадение черного осадка Pb2t + S2'-» PbS
Ag+	сг	Выпадение белого осадка Ag+ + СГ-» AgCl
Fe2t	Кз[Ре(СЫ)б] - красная кровяная соль	Выпадение синего осадка (турнбуллева синь) 3Fe2t + 2[Fe(CN)6]3'- Fe3[Fe(CN)6]2
Fe3t	K4[Fe(CN)6] - желтая кровяная соль	Выпадение синего осадка (берлинская лазурь) 4Fe3+ + 3[Fe(CN)6]4’ - Fe4[Fe(CN)6]3
NH?	ОН	NH4+ + OH-*NH3T+H2O
H+	Индикаторы: лакмус метиловый оранжевый	Красный цвет Розовый цвет
Zn2+	он-	Белый желеобразный осадок, который растворяется в избытке щелочи Zn2+ + 2ОН' -»Zn(OH)2 Zn(OH)2 + 2ОН -»ZnO22’ +2H2O
Al3t	ой	Белый желеобразный осадок, который растворяется в избытке щелочи А13+ + ЗОН' - А1(ОН)3 А1(ОН)3 + ОН' - А1О2- +2Н2О
82
Качественные реакции на анионы
Определяемый анион	Реактив или способ определения	Наблюдаемый признак реакции
so?	Ba2t	Выпадение белого осадка Ва2*+ SO42 - BaSO4
NO3'	Н2 SO^kohu) + Cl!	Образование голубого раствора и выделение бурого газа Си + NO3’ + 2Н* -»Си2* + NO2t + Н2О
РО43'	Ag*	Выпадение ярко-желтого осадка РО43’ + 3 Ag* - Ag зРО4 -
S2’	Pb2*	Выпадение черного осадка Pb2* + S2’-PbS
сг	Ag*	Выпадение белого осадка
		Ag+ + Cl - AgCl
Вг’	Ag*	Выпадение желтоватого осадка Ag+ + Вг AgBr
Г	Ag*	Выпадение желтого осадка Ag+ + Г-> Agl
СОз2’	Ca2*	Выпадение белого осадка Са2++СОз2’-СаСОз
SO32’	H*	Выделение газа с резким запахом, обесцвечивающего раствор фуксина SO32’+ 2Н* - SO2t + Н2О
СгО42’ Сг2О,2’	Ba2*	Выпадение желтого осадка Ва2+ + С1О42 ~* ВаСгО4
ОН’	Индикаторы: лакмус метиловый оранжевый фенолфталеин	Синий цвет Желтый цвет Малиновый цвет
СНзСОО’	H2SO4	Запах уксусной кислоты
83
Качественные реакции на органические вещества
Определяемый катион	Реактив или способ определения	Наблюдаемый признак ' реакции
Алканы	Окрашивание пламени	голубоватый цвет'
	Определяются методом исключения	
Алкены и алкины	Окрашивание пламени	желтоватый цвет
	Бромная вода	обесцвечивание раствора
	Раствор перманганата калия	обесцвечивание раствора и выпадение осадка МпО2
Бензол	Окрашивание пламени	Копоть при горении
	Реакция с бромом при нагревании в присутствии бромида железа(Ш)	
Фенол	Бромная вода	Обесцвечивание, выпадение осадка 2,4,6- трибромфенола
	Раствор соды Ма2СОз	Выделение газа
Предельные одноатомные спирты	Оксид меди (п) при нагревании	Образование металлической меди, запах альдегида
Многоатомные спирты	Гидроксид меди (п)	Ярко-синее окрашивание
Альдегиды	Нитрат серебра в аммиачной среде при нагревании Гидроксид меди (II) при	Реакция «серебряного зеркала» Выпадение красного осадка
84
	нагревании	оксида меди (I)
Карбоновые кислоты	Индикаторы: лакмус Метиловый оранжевый	Красный цвет Розовый цвет
Муравьиная кислота	Нитрат серебра в аммиачной среде при нагревании	Реакция «серебряного зеркала»
Непредельные кислоты, например, олеиновая кислота	Бромная вода	Обесцвечивание раствора
Амины	Индикаторы: лакмус Фенолфталеин Метиловый оранжевый	Синий цвет Малиновый цвет Желтый цвет
Анилин	Бромная вода	Обесцвечивание, выпадение осадка 2,4,6- триброманилина t
Крахмал	Раствор йода	Синее окрашивание
Белок	Концентрированная азотная кислота	Желтое окрашивание
	Г идроксид меди ( п)	Красно-фиолетовое окрашивание
	Ацетат свинца (п) и гидроксид натрия	Выпадение черного осадка
85
оо
о>
Формулы для количественных расчетов:
Формула	Обозначения
m = vxM m v“m m=— V	т - масса вещества (г) М - молярная масса вещества (г/моль) v - количество вещества (моль)
И = ИхИ/и v=-X-	V Vm Vm = — V	V - объем газа при н.у. (л) v - количество вещества (моль) Vm - молярный объем газа (л/моль) - при н.у. 22,4 л/моль
n = ^EL.1OO% ^теор.	m теор. - теоретическая масса вещества (г) m практ.. ~ практическая масса вещества (г) т| - массовая доля выхода реакции (%)
Поб.=^-100% *теор.	V Теор. - теоретический объем вещества (л) V практ.. - практический объем вещества (л) Лоб - объемная доля выхода реакции (%)
£>в(Л) = ^^ ®	Мг{В)	DB(A) - относительная плотность газа А по газу В МГ(А) - относительная молекулярная масса газа А МГ(В) - относительная молекулярная масса газа В
ш= ““* -100% твещ =mpacT„ w тр-ра.	со - массовая доля вещества в растворе (%) твещ. - масса растворенного вещества (г) гПр.ра. - масса раствора (г)
meeut. ® ~~	^вещ. ~ т смеси Шсмеси	со - массовая доля вещества в смеси (%) твещ - масса вещества в смеси (г) тсмеси - масса смеси (г)
V ф-^аза_ . у	__у	,ф Ч' у	>	* газа v смеси V V смеси	ср - объемная доля газа в смеси (%) Угаза - объем газа в смеси (л) Усмеси “ объем смеси (л)
Содержание
Общая химия
Основные понятия и законы химии..........................3
Химический элемент.......................................4
Периодический закон и система Д.И. Менделеева............5
Химическая связь.........................................6
Кристаллические решетки..................................7
Классификация химических реакций.........................8
Окислительно-восстановительные реакции..................10
Электролитическая диссоциация...........................11
Реакции ионного обмена..................................12
Тепловой эффект химических реакций......................13
Скорость химических реакций.............................14
Химическое равновесие...................................15
Металлы: общая характеристика и свойства................17
Неметаллы: общая характеристика и свойства..............18
Получение металлов......................................19
Электролиз..............................................20
Коррозия металлов и методы защиты от нее................21
Оксиды: способы получения и классификация...............22
Оксиды: физические и химические свойства................23
Основания: классификация и получение................... 24
Основания: физические и химические свойства.............25
Кислоты, классификация и получение......................26
Кислоты, физические и химические свойства^..............27
Соли: классификация и получение.........................28
Соди: физические и химические свойства.................. 29
Гидролиз солей..........................................30
Растворы................................................31
Способы выражения концентраций веществ в растворах......32
Неорганическая химия
Металлы 1 группы главной подгруппы......................33
Металлы II группы главной подгруппы.....................34
87
Алюминий и его соединения..............................35
Железо.................................................36
Водород................................................37
Кислород...............................................38
Хлор...................................................39
Углерод и его соединения...............................40
Кремний и его соединения...............................41
Силикатная промышленность..............................42
Фосфор и его соединения................................43
Азот и его соединения..................................44
Аммиак.................................................45
Соли аммония...........................................46
Азотная кислота и ее свойства..........................47
Нитраты................................................48
Сера, свойства и соединения............................49
Серная кислота и ее свойства...........................50
Медь, свойства и соединения............................51
Хром, свойства и соединения............................52
Титан, свойства и соединения...........................53
Цинк...................................................54
Органическая химия
Теория химического строения А.М. Бутлерова.............55
Изомерия органических соединений.......................56
Алканы.................................................57
Метан..................................................58
Алкены.................................................59
Этилен.................................................60
Алкадиены..............................................61
Алкины.................................................62
Ацетилен...............................................63
Ароматические углеводороды.............................64
Предельные одноатомные спирты..........................65
Многоатомные спирты....................................66
Фенолы................................................. 67
Альдегиды..............................................68
Карбоновые кислоты.....................................69
88
Сложные эфиры.........................................70
Жиры..................................................71
Углеводы..............................................72
Глюкоза...............................................73
Сахароза............................................  74
Крахмал...............................................75
Целлюлоза.............................................76
Высокомолекулярные соединения...................„.....77
Амины.................................................78
Аминокислоты..........................................79
Белки.................................................80
Нуклеиновые кислоты...................................81
Качественные и количественные измерения
Качественные реакции на катионы.......................82
Качественные реакции на анионы........................83
Качественные реакции на органические вещества.........84
Формулы для количественных расчетов...................86
89
Крупнейший поставщик на российском рынке
учебной и методической литературы
Бережное отношение к партнерам
*
Перспективные программы развития
*
Современный склад
1.	Оптимальные условия сотрудничества.
2.	Широкая палитра российских издательств учебной литературы
по ценам издательств и с учетом издательской системы скидок.
3.	Информационная поддержка партнеров. Сообщение о новинках
книгоиздания и изменениях в образовательных программах.
4.	Развитая система скидок и отсрочек платежа.
Ежедневное пополнение ассортимента.
Рекомендации наших специалистов по комплектации Вашего
заказа:
J в соответствии с сезонным спросом
Zс учетом региональных особенностей
7.	Оперативная доставка по Москве.
8.	Быстрый подбор на нашем складе ваших заказов, от одного до
тысяч экземпляров.
9.	Сбор и выполнение перспективных заказов, в том числе на
планируемые новинки.
У нас Вы можете приобрести литературу для дошкольников,
школьников, абитуриентов, студентов высших и средних
специальных учебных заведений, преподавателей, родителей.
Мы готовы к взаимовыгодному сотрудничеству с
покупателями, независимо от размеров их заказов.
Мы открыты к сотрудничеству с издательствами, вне
зависимости от количества наименований в их предложении.
90
Издательство «Виктория плюс»
предлагает в помощь
школьникам и абитуриентам
•	Сочинения. Сборник шпор. Для школьников и
абитуриентов.
•	История. Сборник шпор. Для школьников и
абитуриентов.
•	Физика. Сборник шпор. Для школьников и
абитуриентов.
•	Химия. Сборник шпор. Для школьников и
абитуриентов.
•	Биология. Сборник шпор. Для школьников и
абитуриентов.
•	Математика. Сборник шпор. Для школьников и
абитуриентов.
•	Физика в таблицах и схемах
•	Математика в таблицах и схемах
•	Русский язык в таблицах и схемах
•	История в таблицах и схемах
•	Английская грамматика в таблицах и схемах
•	Немецкая грамматика в таблицах и схемах
КНИГИ ИЗДАТЕЛЬСТВА «ВИКТОРИЯ ПЛЮС»
ВЫ МОЖЕТЕ ПРИОБРЕСТИ:
Заказы по Санкт-Петербургу и России:
(812) 516-58-11,516-58-05
E-mail: victory@mailbox.alkor.ru,
В Москве: Филиал издательства
(095) 488-30-05,
91
«ВИКТОРИЯ ПЛЮС» ПРЕДЛАГАЕТ ЮРИДИЧЕСКУЮ ЛИТЕРАТУРУ, ПОДГО-
ТОВЛЕННУЮ С ИСПОЛЬЗОВАНИЕМ ИНФОРМАЦИОННО-ПРАВОВОЙ
СИСТЕМЫ «КОДЕКС»
•	Конституция РФ
•	Правила дорожного движения РФ
•	Гражданский кодекс РФ
•	Уголовный кодекс РФ
•	Уголовно-процессуальный кодекс РФ
•	Жилищный кодекс РФ
•	Налоговый кодекс РФ. Часть 1
•	Налоговый кодекс РФ. Часть 2
•	Трудовой кодекс РФ
•	Семейный кодекс РФ
•	Таможенный кодекс РФ
•	Кодекс РФ об административных правонарушениях
•	Защита прав призывников и военнослужащих (сборник нормативных
документов)
•	Защита прав ребенка в РФ (сборник нормативных документов)
•	Защита прав потребителей. Правила розничной торговли
•	Защита прав пенсионеров
Все тексты приводятся
с учетом текущих изменений и дополнений
КНИГИ ИЗДАТЕЛЬСТВА «ВИКТОРИЯ ПЛЮС»
ВЫ МОЖЕТЕ ПРИОБРЕСТИ:
Заказы по Санкт-Петербургу и России:
(812)516-58-11,516-58-05
E-mail: victory@mailbox.alkor.ru,
В Москве: Филиал издательства
(095)488-30-05,
А также у нашего представителя фирмы «Абрис Д»:
(095) 215-29-01,216-23-62, тел./факс: (095) 216-26-75
E-mail: abrisd@textbook.ru
ИЗДАТЕЛЬСТВО «ВИКТОРИЯ ПЛЮС»
ПРИГЛАШАЕТ К СОТРУДНИЧЕСТВУ
РЕГИОНАЛЬНЫХ ПРЕДСТАВИТЕЛЕЙ
Тел (812) 516-58-11, (095) 488-30-05
E-mail: victory@mailbox.alkor.ru
АВТОРОВ КНИГ ПО СЛЕДУЮЩИМ ТЕМАТИКАМ:
иностранные языки, учебная литература для школьников, абитуриентов,
студентов ВУЗов, юриспруденция,
педагогика, прикладная медицина, бухгалтерия,
домашнее хозяйство, прикладная психология.
Тел (812) 516-58-11, E-mail: victory@mailbox.alkor.ru
92
Книги издательства «Виктория плюс»
вы можете приобрести:
Торговый отдел издательства
(812) 516-58-11, 516-58-05, victory@mailbox.alkor.ru
Филиал издательства «Виктория плюс»
в Москве (095) 488-30-05
ООО “Абрис Д” (095) 215-29-01,216-23-62
телефакс: (095) 216-26-75
ООО «Топ-книга»	ул. Водопроводная, 22
630117 Новосибирск ул. Арбузова 1/1«Книга-почтой» Новосибирск-	(8352) 42-03-04,42-10-24
117, а/я 560.	Магазин «Книжный Мир»
Тел.(3832)36-10-28	Краснодар, ул. Красная, 29.
оптовые продажи	Тел. (8612) 62-75-38
ООО “Дом книги “Медведково”	ГУП ОЦ «Московский дом
Москва, Заревый проезд, д. 12.	книги»
Тел. (095)478-48-97	121019 г. Москва, ул. Новый Арбат, д. 8.
ООО «Дом книги «Молодая гвардия»	Тел. (095) 291-78-32
109180 Москва,	ООО «Экслибрис»
ул. Б.Полянка, 28	г. Петрозаводск,
Тел. (095)238-00-32	пр. Энгельса, д. 13. Тел. (8142) 777-551
ООО «Предприятие «Прогресс» 452030 Башкортостан, Белебей,	МУП «Череповецккнига»
ул Интернациональная, д.71-а	162622 г. Череповецк, пр.
Тел. (34716) 4-67-39	Победы, д. 73.
	Тел. (8202) 25-52-80
ООО «Энциклопедия»	
614033 Пермь, ул. Куйбышева,	МУП «Источник»
д.103. Тел. (3422) 45-76-69	160001, г. Вологда,
	ул. Мира, д.14.
ГУП «Санкт-Петербургский Дом	Тел. (8172) 72-42-38
книги»	
Санкт-Петербург, Невский пр. 28.	МП «Дом книги»
Тел. (812) 318-64-02	150000 г. Ярославль, ул.
	Кирова, д. 18.
Магазин «Мир книги»	Тел. (0852) 30-47-51
Чебоксары,	
93
ОБЪЕДИНЁННЫЙ ЦЕНТР*
{Московский CDoM {^ниги
121019, Москва, Новый Арбат, 8
Тел. справ, службы:(095)290-35-80, 290-45-07
Тел. службы сервисных услуг
(заказ литературы):(095)291 -73-92
Факс:(095)291 -04-14; E-mail:zakaz@mdk-arbat.ru
Предлагаем оптовую и мелкооптовую продажу
учебной, развивающей, а также
художественной литературы
ведущих российских и зарубежных издательств
•	Ознакомится с ассортиментом и заказать необ-
ходимую образовательную литературу вы може-
те в книжных магазинах нашей сети или по ука-
занным телефонам и факсам.
•	Оплата производится как за наличный, так и по
безналичному расчету
*	Действует гибкая система скидок, (от 5 до 15%
в зависимости от суммы)
94
НАШИ МАГАЗИНЫ:
ЦЕНТРАЛЬНЫЙ МАГАЗИН:
МОСКОВСКИЙ ДОМ КНИГИ НА НОВОМ АРБАТЕ
Адрес: Новый Арбат, 8; тел.: (095) 290-40-75
ОТДЕЛЫ МДК:
Отдел МДК “АНГЛИЙСКАЯ КНИГА”
Кузнецкий мост,18; тел.: (095)921-00-35
Отдел МДК НА ДЕНЕЖНОМ
Денежный пер.,8/10; (095)241-95-87
Отдел МДК НА КАЛУЖСКОЙ
Калужская пл., 1;(095) 230-04-83
СПЕЦИАЛИЗИРОВАННЫЕ МАГАЗИНЫ:
ДОМ МЕДИЦИНСКОЙ книги
Комсомольский пр-т, 25; тел.: (095)245-39-27
ДОМ ПЕДАГОГИЧЕСКОЙ КНИГИ
ул. Большая Дмитровка, 7/5; тел.: (095)229-50-04,229-43-02
ДОМ ТЕХНИЧЕСКОЙ КНИГИ
Ленинский пр-т, 40; тел.: (095)137-60-19
ДОМ КНИГИ В БРАТЕЕВО
Борисовские пруды, 18, к. 3; тел.: (095)342-86-41
ДОМ КНИГИ В БЕСКУДНИКОВО
Бескудниковский б-р, 29; тел.: (095)488-51-21
ДОМ КНИГИ В БИБИРЕВО
Мурановская ул, 12; тел.: (095)407-95-55
ДОМ КНИГИ НА ВДНХ
Проспект мира, 28, ВДНХ; тел.: (095)181-97.12
ДОМ КНИГИ НА ОСТОЖЕНКЕ
ул. Остоженка, 3/14; тел.: (095)202-65-58
ДОМ КНИГИ В ИЗМАЙЛОВО
Измайловская пл., 2; тел.: (095)165-92-56
ДОМ КНИГИ НА ЛЕНИНСКОМ
Ленинский пр-т, 86; тел.: (095)138-00-67
ДОМ КНИГИ НА ТРОФИМОВА
ул.Трофимова,1/17; тел.: (095)279-55-76
ДОМ КНИГИ В КОПТЕВО
ул^мАКосмодемьянских, 31, тел.: (095)450-08^4
ДОМ КНИГИ НА ЛЕНИНГРАДКЕ
Ленинградское ш., 40; тел.: (095)159-78-74
ДОМ КНИГИ НА ВОЛОКОЛАМКЕ
Волоколамское ш., 15/22, тел.: (095)158-13-51
ДОМ КНИГИ НА СОКОЛЕ
Ленинградский пр-т, 78, тел.: (095)152-82-82
ДОМ КНИГИ НА ВОЙКОВСКОЙ
Лениградское ш., 13; тел.: (095)150-69-17
ДОМ КНИГИ В ВЫХИНО
Ташкентская, 19; тел.: (095)376-60-83
ДОМ КНИГИ НА ПРЕОБРАЖЕНКЕ
Преображенский вал,16; (095/гел.: 963-25-13
ДОМ КНИГИ В ГОЛЬЯНОВО
ул. Байкальская, 23; тал.: (095)462-59-84
ДОМ КНИГИ “НОВИНКА”
ул. Восточная,15/6; тел.: (095)275-37-94
ДОМ КНИГИ “НОВЫЙ”
ш/Энтузиастов, 24/43; тел.: (095)361-68-34
ДОМ КНИГИ В ЧЕРТАНОВО
ул. Чертановская,14; тел.: (095)312-27-02
ДОМ КНИГИ В ОРЕХОВО
Каширское ш„88/26, тел.: (095)391-95-90
ДОМ КНИГИ НА ПРОФСОЮЗНОЙ
ул. Профсоюзная,/, тел.: (095)125-03-61
ДОМ КНИГИ В ОТРАДНОМ
Алтуфьевское ш, 34-а.; тел.: (095)401-39-55
ДОМ КНИГИ В ТУШИНО
б-р Яна Райниса, 21; тел.: (095)493-21-87
ДОМ КНИГИ У КРАСНЫХ ВОРОТ
ул. Садовая-Черногрязская, 5/9,
тел.: (095)208-66-66
ДОМ КНИГИ“ФОЛИАНТ”
ш. Энтузиастов, 80, тел.: (095)176-06-53
ДОМ КНИГИ В БЕЛЯЕВО
ул. Миклухо-Маклая, 18; тел.: (095)336-53-00
95
«ВИКТОРИЯ плюс»
ПРЕДЛАГАЕТ СЛОВАРИ:
Русско-английский и англо-русский, более 40 000 слов
Немецко-русский и русско-немецкий, более 40 000 слов
Русско-испанский и испанско-русский, более 25 000 слов
Русско-французский и французско-русский, более 40 000 слов
Русско-итальянский и итальянско-русский, более 35 000 слов
В серии «ГАЛОПОМ ПО ЕВРОПАМ»
фирма «Виктория плюс»
предлагает разговорники
по большинству языков, в том числе:
* английскому	* итальянскому	* шведскому
* немецкому	* финскому	* японскому
* французскому	* польскому	* китайскому
* чешскому	* испанскому	* ивриту
КНИГИ ИЗДАТЕЛЬСТВА «ВИКТОРИЯ ПЛЮС»
ВЫ МОЖЕТЕ ПРИОБРЕСТИ:
Заказы поСанкт-Петербургу и России:
(812)516-58-11,516-58-05
E-mail: victory@mailbox.alkor.ru,
В Москве: Филиал издательства
(095)488-30-05,
А также у нашего представителя фирмы «Абрис Д»:
(095) 215-29-01,216-23-62, тел./факс: (095) 216-26-75
E-mail: abrisd@mail.ru
ИЗДАТЕЛЬСТВО «ВИКТОРИЯ ПЛЮС»
ПРИГЛАШАЕТ К СОТРУДНИЧЕСТВУ
РЕГИОНАЛЬНЫХ ПРЕДСТАВИТЕЛЕЙ
Тел (812) 516-58-11, (095) 488-30-05
E-mail: victory@textbook.alkor.ru
АВТОРОВ КНИГ ПО СЛЕДУЮЩИМ ТЕМАТИКАМ:
иностранные языки, учебная литература для школьников, абитуриентов,
студентов ВУЗов, юриспруденция,
педагогика, прикладная медицина, бухгалтерия,
домашнее хозяйство, прикладная психология.
Тел (812) 516-58-11, E-mail: victory@mailbox.alkor.ru
96

ГРУППЫ s
a lH......б
a IV 6
3
НАТРИЙ
TZ W hn 20
В ТАБЛИЦАХ
39,09831 . .	.7?,! I □
4
2
30.97376*1
ФОСФОР :
$
1410067t1 2^28}
АЗОТ
2
10
8 3d'4s:
8 f 44,9559111
2 3d’4s! СКАНДИЙ
9,0121811 2si г
—------—
6,94112 2s i
ЛИТИИ	2
2s?2p!
~~ПГ
2
”	, . 50,94151
2 3d 4< ЕАНАДЙ
----—-—
a II б
—
a V 6


г»
10,81115
12,011*1
УГЛЕРОД
Г1МИЯ
’ 2 I АЛЮ

СХЕМАХ
28,085513	, g
НИЙ. 3s'3P‘ 2
47,88*3
ТИТАН
39,0983*1
,м	(
18	6‘
8 3de4s’ ’


	8
85,467|'13 5s- 18
РУБИДИЙ	2
1	. .•<
18
18
| 4cT5s;
WO 18
132,905411 6s' 18
1 5d4‘W6'9665t1
,2 M bs . ЗОЛОТО
Fe
223,0197
ФРАНЦИЙ
Ю 8
18
3Z
7s' 18
Q
.... 1
’гч 58 I
.1211
.	18
4f 5d6s 8
ИЙ ?
IT?
рд
18	V/--X
16	112,4111
2 4d'5s/ КАДМИЙ
« I
18
137,3311	6s= «
БАРИЙ
2 80
18 0V
32
18
8 5<fl|
226,a
РАЦИЙ
I	® 3 I 69,72314	} .18 I галлий' 4s 4р 2	г ч	W ч	. л 72.61*3 г 21| ГЕРМАНИЙ 4s4p 2
159 Ц
‘f , 91,22412
jS' ЦИРКОНИЙ
3
*
2
9
18
5?

138,9055*3
81

’ Pr59»№
19 JL X 21 11

140.9077*1 18
4fW8
Празеодим 2
144,2413	<
4f'6s' 8
НЕОДИМ	~
18
1W1°±7	*
ОЛОВО 38 ₽ 2
g . . 178,4913
8 5d6s гдфний
3
18
32
18
I1 8
2 [ СВИНЕЦ
74,921611 , ,
МЫШЬЯК 4s'4p'
Та
12
18 „,92,90641
2 4d 5s ниоеи
121,7513 J
СУРЬМА 5s>’
тг
11 4
32
1«	180,94791
25dW тднг/
-----------1Т
4
208,9804 *1
ВИСМУТ 6
6d!7s!	1261]
РЕЗЕРФОРДИЙ
151.96H	18
4f 6s' 8
ЕВРОПИЙ	2
207.211 t 'I
6s6p 8
2
10
32
32
18
8
2
104
1? W$
32/
3X
•18 6d’7s’
V
2
A' XXX гз1
в 144,9128	18 150,3613
3	4f’6s 8* л
2 .ПРОМЕТИЙ.	2
J ,	18
4f6s 8
'САМАРИЙ 2
157,251
ГАДОЛИНИЙ ;
* * 8KTV
» i
21