Итоговое повторение: теоретические основы химии

Цели урока

• Повторить и систематизировать теоретические основы химии: строение атома, периодический закон, виды химической связи и кристаллических решёток.
• Закрепить умения классифицировать химические реакции, определять скорость реакции и факторы, влияющие на неё.
• Обобщить знания о химическом равновесии, принципе Ле Шателье.
• Вспомнить основные понятия растворов, электролитической диссоциации, pH и гидролиза.
• Отработать навыки составления уравнений окислительно-восстановительных реакций методом электронного баланса и понимания процессов электролиза.
• Решать типовые задания ЕГЭ (1–4, 17–22, 29) на применение теоретических знаний.

Зачем это нужно на ЕГЭ

Теоретические основы химии – фундамент, на котором строится всё остальное. Без них невозможно решить ни одно задание. В части 1 вам встретятся вопросы:

• №1 – строение атома, электронные конфигурации.
• №2 – периодический закон, закономерности изменения свойств.
• №3 – электроотрицательность, степень окисления, валентность.
• №4 – типы химической связи и кристаллических решёток.
• №17 – классификация химических реакций.
• №18 – скорость реакции, факторы влияния.
• №19 – ОВР (метод электронного баланса).
• №20 – электролиз расплавов и растворов.
• №21 – среда водных растворов, pH, гидролиз.
• №22 – химическое равновесие, принцип Ле Шателье.
• №29 – ОВР в разных средах (с перманганатом, дихроматом, азотной кислотой).

Эти задания составляют значительную часть первичного балла. Их успешное выполнение гарантирует хороший старт.

Теория

1. Строение атома

• Протоны (p⁺), нейтроны (n⁰), электроны (e⁻).
  Порядковый номер = число p⁺ = число e⁻.
  Массовое число = p⁺ + n⁰.
• Изотопы – атомы одного элемента, разное число нейтронов, одинаковое число протонов.
• Электронные уровни:
  $K (n=1),\ L (n=2),\ M (n=3),\ N (n=4)$ …
  Максимальное число электронов на уровне: $2n^2$.
• Электронные конфигурации (распределение электронов по орбиталям):
  Порядок заполнения: $1s \rightarrow 2s \rightarrow 2p \rightarrow 3s \rightarrow 3p \rightarrow 4s \rightarrow 3d \rightarrow 4p$ и т.д. (правило Клечковского).
  Принцип Паули, правило Хунда.
• Валентные электроны – на внешнем уровне и незавершённых d-подуровнях (для переходных металлов).
• Основное и возбуждённое состояние – распаривание электронов, повышение валентности.

2. Периодический закон и Периодическая система

• Физический смысл:
  • Номер периода = число заполненных энергетических уровней.
  • Номер группы (для главных подгрупп) = число валентных электронов.
  • Порядковый номер = заряд ядра.
• Закономерности (слева направо по периоду):
  • Атомный радиус уменьшается.
  • Электроотрицательность (ЭО) увеличивается.
  • Металлические свойства ослабевают, неметаллические усиливаются.
• Сверху вниз по группе – радиус растёт, ЭО падает, металлические свойства усиливаются.
• Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов:
  По периоду – от основных через амфотерные к кислотным. По группе – сверху вниз основные свойства усиливаются (для металлов), кислотные ослабевают (для неметаллов).

3. Электроотрицательность. Степень окисления. Валентность

• Электроотрицательность – способность атома притягивать общие электронные пары.
  Разность ЭО определяет тип связи: ковалентная неполярная (одинаковая ЭО), ковалентная полярная (разная), ионная (большая разность).
• Степень окисления (с.о.) – условный заряд атома в соединении.
  Правила:
  • Простое вещество – 0.
  • Сумма с.о. в молекуле = 0, в ионе = заряду иона.
  • $F$ всегда –1 (кроме $F_2$), $O$ обычно –2 (кроме пероксидов, надпероксидов, $OF_2$).
  • $H$ +1 (кроме гидридов металлов).
• Валентность – число ковалентных связей, которые образует атом. Может не совпадать со степенью окисления (например, в $CH_4$ с.о. $C$ = –4, валентность 4).

4. Химическая связь и кристаллические решётки

• $\sigma$ и $\pi$-связи: $\sigma$ – перекрывание вдоль линии связи (одинарная), $\pi$ – боковое (двойная/тройная). Двойная = 1$\sigma$ + 1$\pi$, тройная = 1$\sigma$ + 2$\pi$.

5. Классификация химических реакций

• По изменению степеней окисления: окислительно-восстановительные (ОВР) и не ОВР.
• По тепловому эффекту: экзотермические ($\Delta H < 0$) и эндотермические ($\Delta H > 0$).
• По изменению числа реагентов и продуктов:
  • Соединения ($A+B \rightarrow AB$).
  • Разложения ($AB \rightarrow A+B$).
  • Замещения ($AB + C \rightarrow AC + B$).
  • Обмена ($AB + CD \rightarrow AD + CB$).
• По обратимости: обратимые и необратимые.
• По фазе: гомогенные (в одной фазе) и гетерогенные (на границе раздела).
• С участием катализатора: каталитические и некаталитические.

6. Скорость химической реакции

• Гомогенная скорость: $v = \frac{\Delta C}{\Delta t}$ (изменение концентрации за время).
• Гетерогенная скорость: $v = \frac{\Delta n}{S \cdot \Delta t}$ (изменение количества вещества на единице поверхности).
• Факторы:
  1. Природа реагентов.
  2. Концентрация: $v = k \cdot [A]^a[B]^b$ (закон действующих масс).
  3. Температура: правило Вант-Гоффа $v_{t_2} = v_{t_1} \cdot \gamma^{\frac{t_2-t_1}{10}}$.
  4. Давление (для газов) – увеличивает концентрацию.
  5. Площадь поверхности (для твёрдых веществ).
  6. Катализатор (ускоряет) и ингибитор (замедляет).

7. Тепловой эффект реакции

• Экзотермические – тепло выделяется: $CH_4 + 2O_2 \rightarrow CO_2 + 2H_2O + Q$.
• Эндотермические – тепло поглощается: $CaCO_3 \rightarrow CaO + CO_2 - Q$.
• Термохимическое уравнение включает количество теплоты. Расчёты по пропорции.

8. Химическое равновесие. Принцип Ле Шателье

• Обратимые реакции – идут одновременно в прямом и обратном направлении.
• Равновесие – $v_{\text{пр}} = v_{\text{обр}}$. Концентрации постоянны.
• Принцип Ле Шателье:
  Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, равновесие смещается в сторону, ослабляющую это воздействие.
  • Повышение $T$ → в сторону эндотермической реакции.
  • Повышение $P$ → в сторону меньшего объёма газов.
  • Повышение концентрации реагента → в сторону прямой реакции.
  • Катализатор не смещает равновесие, только ускоряет его достижение.

9. Электролитическая диссоциация

• Электролиты – вещества, проводящие ток в растворе или расплаве (кислоты, основания, соли).
• Степень диссоциации $\alpha$ – отношение распавшихся молекул к общему числу.
• Сильные электролиты ($\alpha \to 1$): почти все соли, сильные кислоты ($HCl$, $HBr$, $HI$, $HNO_3$, $H_2SO_4$), щёлочи ($LiOH$, $NaOH$, $KOH$, $Ba(OH)_2$).
• Слабые электролиты: вода, большинство органических кислот, $HF$, $H_2S$, $H_2CO_3$, $H_2SO_3$, $NH_4OH$.

10. Среда водных растворов. pH

• Ионное произведение воды: $K_w = [H^+][OH^-] = 10^{-14}$ (при 25°C).
• Водородный показатель: $pH = -\lg[H^+]$.
• Нейтральная среда: $pH = 7$, $[H^+] = [OH^-] = 10^{-7}$.
• Кислая среда: $pH < 7$, $[H^+] > 10^{-7}$.
• Щелочная среда: $pH > 7$, $[H^+] < 10^{-7}$.
• Индикаторы: метилоранж (красный в кислой, жёлтый в щелочной), фенолфталеин (бесцветный в кислой, малиновый в щелочной), лакмус (красный – кислая, синий – щелочная).

11. Гидролиз солей

• Гидролиз – взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к изменению pH.
• Типы:
  • По катиону (соль слабого основания и сильной кислоты) – кислая среда. Пример: $NH_4Cl$.
  • По аниону (соль сильного основания и слабой кислоты) – щелочная среда. Пример: $CH_3COONa$.
  • Совместный (соль слабого основания и слабой кислоты) – среда зависит от констант. Пример: $CH_3COONH_4$ (близка к нейтральной).
• Соли сильного основания и сильной кислоты ($NaCl$) гидролизу не подвергаются (среда нейтральная).
• Уравнения (ионные):
  $NH_4^+ + H_2O \rightleftharpoons NH_3\cdot H_2O + H^+$ (кислая).
  $CH_3COO^- + H_2O \rightleftharpoons CH_3COOH + OH^-$ (щелочная).

12. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

• Окисление – отдача электронов, степень окисления повышается.
  Восстановление – принятие электронов, степень окисления понижается.
• Окислитель – принимает электроны (сам восстанавливается).
  Восстановитель – отдаёт электроны (сам окисляется).
• Метод электронного баланса:
  1. Расставить степени окисления.
  2. Определить, какие элементы меняют с.о.
  3. Составить схемы полуреакций (электронный баланс).
  4. Подобрать коэффициенты так, чтобы число отданных и принятых электронов сравнялось.
  5. Расставить коэффициенты в уравнении.
• Влияние среды (на примере $KMnO_4$):
  • Кислая: $MnO_4^- + 8H^+ + 5e^- \rightarrow Mn^{2+} + 4H_2O$ (фиолетовый → бесцветный).
  • Нейтральная: $MnO_4^- + 2H_2O + 3e^- \rightarrow MnO_2 + 4OH^-$ (фиолетовый → бурый осадок).
  • Щелочная: $MnO_4^- + e^- \rightarrow MnO_4^{2-}$ (фиолетовый → зелёный).

13. Электролиз

• Электролиз расплава (например, $NaCl$):
  Катод ($-$): $Na^+ + e^- \rightarrow Na$
  Анод ($+$): $2Cl^- - 2e^- \rightarrow Cl_2$
  Суммарно: $2NaCl \xrightarrow{\text{электролиз}} 2Na + Cl_2$
• Электролиз водного раствора:
  • На катоде восстанавливаются катионы по ряду напряжений:
    • $Li^+, K^+, Ca^{2+}, Na^+, Mg^{2+}, Al^{3+}$ → восстанавливается $H_2O$: $2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 + 2OH^-$.
    • $Zn^{2+}, Fe^{2+}, ... , H^+$ → восстанавливается металл (или $H^+$ из кислоты).
    • $Cu^{2+}, Hg^{2+}, Ag^+, Au^{3+}$ → восстанавливается металл.
  • На аноде окисляются анионы:
    • Бескислородные ($Cl^-, Br^-, I^-, S^{2-}$): $2Cl^- - 2e^- \rightarrow Cl_2$.
    • Кислородсодержащие ($SO_4^{2-}, NO_3^-, PO_4^{3-}$) → окисляется вода: $2H_2O - 4e^- \rightarrow O_2 + 4H^+$.
  • Щелочные растворы: на аноде $4OH^- - 4e^- \rightarrow O_2 + 2H_2O$.

Примеры решения заданий ЕГЭ

Пример задания №1 (строение атома)

Условие: Определите число протонов, нейтронов и электронов в изотопе $^{35}_{17}Cl$.

Решение:

• Протоны = $Z = 17$.
• Нейтроны = $A - Z = 35 - 17 = 18$.
• Электроны = число протонов = 17 (атом нейтрален).

Ответ: 17, 18, 17.

Пример задания №2 (периодический закон)

Условие: Расположите элементы $Mg$, $Al$, $Na$ в порядке возрастания металлических свойств.

Решение:
В периоде слева направо металлические свойства ослабевают. $Na$ (III период, I группа) → $Mg$ (II группа) → $Al$ (III группа).
Правильный порядок: $Al$, $Mg$, $Na$ (возрастание).

Ответ: $Al$, $Mg$, $Na$.

Пример задания №3 (степень окисления)

Условие: Определите степень окисления хрома в $K_2Cr_2O_7$.

Решение:
$K$ – +1, $O$ – –2. Пусть $x$ – с.о. $Cr$.
$2\cdot(+1) + 2x + 7\cdot(-2) = 0$ → $2 + 2x -14 = 0$ → $2x = 12$ → $x = +6$.

Ответ: $+6$.

Пример задания №4 (тип связи и решётка)

Условие: Установите соответствие между веществом и типом кристаллической решётки:

1. $I_2$
2. $SiO_2$
3. $KCl$
4. $Fe$
   А) ионная, Б) молекулярная, В) металлическая, Г) атомная.

Решение:

• $I_2$ – молекулярная (Б).
• $SiO_2$ – кварц, атомная решётка (Г).
• $KCl$ – ионная (А).
• $Fe$ – металлическая (В).

Ответ: 1-Б, 2-Г, 3-А, 4-В.

Пример задания №17 (классификация реакций)

Условие: Реакция $2SO_2 + O_2 \rightleftharpoons 2SO_3$ является:

1. эндотермической,
2. экзотермической,
3. обратимой,
4. необратимой,
5. ОВР,
6. не ОВР.

Решение:
Реакция окисления $SO_2$ – экзотермическая, обратимая, ОВР.
Ответ: 2, 3, 5.

Пример задания №18 (скорость реакции)

Условие: Как изменится скорость реакции $2CO + O_2 \rightarrow 2CO_2$ при увеличении давления в 2 раза?

Решение:
$v = k[CO]^2[O_2]$. При увеличении давления в 2 раза концентрации газов также увеличиваются в 2 раза:

$$v' = k(2[CO])^2(2[O_2]) = k \cdot 4[CO]^2 \cdot 2[O_2] = 8 k[CO]^2[O_2] = 8v$$

Скорость возрастёт в 8 раз.

Ответ: увеличится в 8 раз.

Пример задания №19 (ОВР, электронный баланс)

Условие: Составьте электронный баланс для реакции $Fe_2O_3 + CO \rightarrow Fe + CO_2$.

Решение:
$Fe^{+3} + 3e^- \rightarrow Fe^0$ (окислитель, восстановление) – умножаем на 2?
$C^{+2} - 2e^- \rightarrow C^{+4}$ (восстановитель, окисление).
Наименьшее общее кратное для 3 и 2 = 6:

$$2Fe^{+3} + 6e^- \rightarrow 2Fe^0$$ $$3C^{+2} - 6e^- \rightarrow 3C^{+4}$$

Уравнение: $Fe_2O_3 + 3CO \rightarrow 2Fe + 3CO_2$.

Ответ: $Fe_2O_3 + 3CO \rightarrow 2Fe + 3CO_2$.

Пример задания №20 (электролиз)

Условие: Напишите уравнения электролиза водного раствора $CuCl_2$.

Решение:

$$CuCl_2 \rightarrow Cu^{2+} + 2Cl^-$$

Катод ($-$): $Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$
Анод ($+$): $2Cl^- - 2e^- \rightarrow Cl_2$
Суммарно: $CuCl_2 \xrightarrow{\text{электролиз}} Cu + Cl_2$.

Ответ: $CuCl_2 \rightarrow Cu + Cl_2$ (под действием тока).

Пример задания №21 (pH и гидролиз)

Условие: Определите среду раствора соли $Na_2CO_3$.

Решение:
$Na_2CO_3$ – соль сильного основания ($NaOH$) и слабой кислоты ($H_2CO_3$). Гидролиз по аниону:
$CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HCO_3^- + OH^-$ → среда щелочная, $pH > 7$.

Ответ: щелочная.

Пример задания №22 (химическое равновесие)

Условие: В какую сторону сместится равновесие $2NO + O_2 \rightleftharpoons 2NO_2$ ($\Delta H < 0$) при повышении температуры?

Решение:
Реакция экзотермическая ($\Delta H < 0$). Повышение температуры смещает равновесие в сторону эндотермической (обратной) реакции, т.е. влево.

Ответ: влево.

Пример задания №29 (ОВР в разных средах)

Условие: Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции $KMnO_4 + K_2SO_3 + H_2O \rightarrow MnO_2 + K_2SO_4 + KOH$.

Решение:
Среда нейтральная (есть вода и образуется $KOH$).
$Mn^{+7} + 3e^- \rightarrow Mn^{+4}$ (окислитель, восстановление)
$S^{+4} - 2e^- \rightarrow S^{+6}$ (восстановитель, окисление)
НОК = 6:

$$2Mn^{+7} + 6e^- \rightarrow 2Mn^{+4}$$ $$3S^{+4} - 6e^- \rightarrow 3S^{+6}$$

Подставляем: $2KMnO_4 + 3K_2SO_3 + H_2O \rightarrow 2MnO_2 + 3K_2SO_4 + 2KOH$ (баланс калия: слева $2+6=8K$, справа $3\cdot2+2=8K$).

Ответ: $2KMnO_4 + 3K_2SO_3 + H_2O = 2MnO_2 + 3K_2SO_4 + 2KOH$.

Вопросы для самопроверки

1. Сколько протонов, нейтронов и электронов в изотопе $^{40}_{20}Ca$?
2. Как изменяются неметаллические свойства в группе сверху вниз? Почему?
3. Определите степень окисления азота в $NH_4NO_3$.
4. Какие типы связей есть в молекуле $C_2H_4$? Сколько $\sigma$ и $\pi$-связей?
5. Для реакции $N_2 + 3H_2 \rightleftharpoons 2NH_3$ ($\Delta H < 0$) укажите, куда сместится равновесие при повышении давления.
6. Напишите ионное уравнение гидролиза $K_2S$.
7. Составьте электронный баланс для реакции $Zn + HNO_3$ (разб.) → $Zn(NO_3)_2 + NO + H_2O$.
8. Какие продукты образуются на катоде и аноде при электролизе расплава $MgCl_2$?
9. Чему равен pH в 0,01 М растворе $HCl$?
10. Как изменится скорость реакции $2A(\text{г}) + B(\text{г}) \rightarrow 2C(\text{г})$ при уменьшении объёма в 3 раза?

Краткий конспект

• Строение атома: ядро (p⁺, n⁰) и электроны. Электронные конфигурации строятся по правилу Клечковского. Валентные электроны определяют свойства.
• Периодическая система: периоды (число уровней), группы (число валентных электронов для главных подгрупп). Радиус уменьшается по периоду, ЭО растёт; в группе – наоборот.
• Степень окисления – условный заряд. Правила расчёта. Валентность – число связей.
• Связи: ковалентная (полярная/неполярная, $\sigma$ и $\pi$), ионная, металлическая, водородная. Кристаллические решётки (молекулярная, атомная, ионная, металлическая) определяют физические свойства.
• Реакции: классификация по разным признакам. ОВР – с изменением с.о. Электролиз – ОВР под действием тока.
• Скорость реакции: зависит от природы, концентрации, температуры (правило Вант-Гоффа), давления (для газов), поверхности, катализатора.
• Равновесие: принцип Ле Шателье – смещение при изменении $T$, $P$, концентраций.
• Электролиты: сильные/слабые. Диссоциация, pH (шкала 0–14), гидролиз (определение среды по типу соли).
• ОВР: метод электронного баланса, учёт среды ($KMnO_4$, $K_2Cr_2O_7$).
• Электролиз: процессы на катоде и аноде в зависимости от положения металла в ряду напряжений и состава аниона.

Что изучать дальше

После повторения теоретических основ переходите к следующим итоговым блокам:

• Урок 73 «Итоговое повторение: неорганическая химия» — классы веществ, генетическая связь, качественные реакции.
• Урок 74 «Итоговое повторение: органическая химия» — гомологи, изомеры, свойства всех классов, цепочки превращений.
• Урок 77 «Практикум по решению расчётных задач разных типов» — задания 26–28, 33, 34.
• Урок 78 «Итоговый практикум: полные варианты ЕГЭ» — тренировка в формате экзамена.

Убедитесь, что вы уверенно решаете задания №1–4, 17–22, 29. При возникновении трудностей вернитесь к соответствующим разделам (уроки 1–21).