Справочник по химии. 8-11 классы

СПРАВОЧНИК  
ПО ХИМИИ

8–11 классы

С

О

О

Т

В

Е

Т

С

Т

В

У

Е

Т

 

Т

Р

Е

Б

О

В

А

Н

И

Я

М

едерального

государственного
образовательного
стандарта

4-е  и з д а н и е,  э л е к т р о н н о е

МОСКВА 
 2021

Р е ц е н з е н т  –  учитель химии ГБОУ «Школа № 1541» г. Москвы,  
заслуженный учитель РФ А.В. Рыбников.

6+

Издание допущено к использованию в образовательном процессе  
на основании приказа Министерства образования и науки РФ от 09.06.2016 № 699.

В соответствии со ст. 1299 и 1301 ГК РФ при устранении ограничений, установленных 
техническими средствами защиты авторских прав, правообладатель вправе требовать от 
нарушителя возмещения убытков или выплаты компенсации.

ISBN 978-5-408-05663-7

Справочник по химии. 8–11 классы / сост. Д.А. Соловков. – 4-е изд., 
эл. – 1 файл pdf : 67 с. – Москва : ВАКО, 2021. – (Школьный справочник). – Систем. требования: Adobe Reader XI либо Adobe Digital 
Editions 4.5 ; экран 10″. – Текст : электронный.

ISBN 978-5-408-05663-7

В справочнике представлена основная информация по курсу химии 8–11 классов, структурированная в соответствии со школьной программой. Издание содержит 
краткое и систематизированное описание основных химических понятий, процессов 
и явлений. Пособие поможет лучше усвоить материал школьного курса, а также подготовиться к сдаче ОГЭ и ЕГЭ по химии.
Предназначено для учащихся средних и старших классов школы, преподавателей 
химии, методистов.

C74

Электронное издание на основе печатного издания: Справочник по химии. 8–11 классы / сост. Д.А. Соловков. – 3-е изд. – Москва : ВАКО, 2021. – 64 с. – (Школьный 
справочник). – ISBN 978-5-408-05180-9. – Текст : непосредственный.

УДК 372.854
ББК 24.я2

УДК 372.854
ББК 24.я2
 
С74

© ООО «ВАКО», 2018

От составителя

Предлагаемый справочник, составленный в соответствии с программой 
по химии, предназначен для учащихся 8–11 классов. Его основная цель – 
помочь школьнику разобраться в таком сложном и интересном предмете, 
как химия.
Справочник состоит из трех разделов: «Общая химия», «Химия элементов» и «Органическая химия». Таким образом, пособие охватывает весь курс 
школьной химии с 8 по 11 класс. Материалы по темам рассматриваются 
на основе планомерного и последовательного изложения основных химических понятий, теорий и научных фактов, что позволяет формировать практическое и научное мировоззрение учащихся.
В первом разделе – «Общая химия» – рассматриваются основные химические закономерности: строение атома, периодический закон и Периодическая система элементов, химическая связь и кристаллические решетки, 
основы химической кинетики; диссоциация, гидролиз и окислительно-восстановительные процессы, в том числе электролиз. Также в этом разделе 
представлены свойства основных классов веществ.
Второй раздел – «Химия элементов» – посвящен изучению наиболее важных элементов Периодической системы Д.И. Менделеева, особенностей их 
строения, получения, применения и химических свойств.
Третий раздел посвящен избранным главам органической химии, входящим в школьную программу 10–11 классов.
В конце второго и третьего разделов приводятся таблицы, в которых 
представлены качественные реакции на наиболее важные ионы и классы 
органических веществ.
Несомненно, данное пособие будет полезно всем школьникам средней 
и старшей школы, а также учителям как краткий универсальный справочник по химии. Пособие позволит усвоить, закрепить и систематизировать 
изученный материал школьного курса и подготовиться к сдаче ОГЭ и ЕГЭ 
по химии.

Раздел 1   
ОБЩАЯ ХИМИЯ

ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ

Аллотро`пия – способность химического элемента образовывать несколько простых веществ разного состава (например, кислород О2 и озон О3) или 
с разной кристаллической решеткой (например, красный и белый фосфор, 
алмаз, графит и фуллерен у углерода).
Атом – мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества.
Валентность – число связей атома с другими атомами в молекуле. Высшая валентность элемента равна номеру группы, в которой он находится. 
Из этого правила есть исключения: максимальная валентность азота – IV, 
фтора – I, кислорода – II, меди – II, железа – VI; сюда же относятся многие 
другие элементы VIII группы (их валентности равны II, III, VI). Элементы 
могут иметь постоянную валентность в соединениях (например, водород, калий, алюминий и т. д.) или переменную (хром, железо, азот, углерод и т. д.).
Вещество – это то, из чего состоят предметы (физические тела) окружающего мира. Каждое вещество обладает определенными свойствами. Простое 
вещество – вещество, состоящее только из одного вида атомов. Сложное вещество – вещество, состоящее из двух и более видов атомов.
Закон Авогадро: в равных объемах различных газов при одинаковых внешних условиях (температура t и давление p) содержится одинаковое число 
молекул. Поэтому 1 моль любого газа содержит 6 ∙ 1023 молекул (атомов для 
инертных газов). Также объем 1 моля любого газа при нормальных условиях 
(p = 101,3 кПа, t = 273 К) равен 22,4 л. Эта величина называется молярным 
объемом (Vm).
Ион – заряженная частица, состоящая из одного или нескольких элементов. Изоэлектронные ионы – это ионы, имеющие одинаковую электронную 
оболочку.
Изотопы – атомы с одинаковым зарядом ядра, но разным массовым числом, т. е. разным числом нейтронов. Например, изотопы углерода 12С и 14С отличаются по составу на два нейтрона: у 12С – 6 нейтронов, у 14С – 8 нейтронов.
Массы атомов и молекул. Абсолютные массы атомов и молекул (в граммах) очень малы, поэтому для удобства применяются относительные атомные и молекулярные массы.
Относительная атомная масса (Ar) – безразмерная величина, равная отношению средней массы атома элемента к 1 атомной единице массы (а. е. м.):

A
m(атома)
1 а. е. м. .
r =

Относительная молекулярная масса (Мr) – безразмерная величина, 
равная отношению массы молекулы вещества к 1 а. е. м.:

Строение атома

M
m(молекулы)
1 а. е. м.
.
r =

Также Мr можно рассчитать как сумму Ar всех атомов, входящих в состав 
данной молекулы.
Молярная масса – это масса 1 моля вещества. Измеряется в мг/ммоль, 
г/моль, кг/кмоль.
Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.
Моль – это количество вещества, которое содержит столько же частиц, 
сколько атомов углерода содержится в 12 г изотопа 12С.
Число атомов (N) углерода в 12 г равно 6 ∙ 1023, поэтому 1 моль любого вещества содержит 6 ∙ 1023 частиц. Это число называется постоянной Авогадро (NА).
Для расчета количества вещества применяются следующие формулы:

m
M,
ν =

где m – масса вещества, M – молярная масса;

V
V ,
m
ν =

где V – объем газа, Vm – молярный объем (22,4 л/моль) при нормальных 
условиях (н. у.);

N
N ,
А
ν =

где N – число частиц, NА – постоянная Авогадро (6 ∙ 1023 частиц/моль).
Степень окисления – это условный заряд атома в молекуле. Для элемента в свободном состоянии она равна 0. Высшая степень окисления элемента 
равна номеру группы (исключения: кислород O, фтор F, медь Cu, железо Fe 
и многие другие элементы VIII группы). Для всех неметаллов возможна отрицательная степень окисления в молекулах. Минимальная отрицательная 
степень окисления рассчитывается по уравнению
степень окисления = номер группы – 8

(исключение: у бора B она равна –3, а не –5).
Химический элемент – вид атомов с определенным зарядом ядра.

СТРОЕНИЕ АТОМА

Атом состоит из ядра (содержит протоны с положительным зарядом и нейтроны) и электронной оболочки из отрицательно заряженных электронов.
Заряд ядра атома равен номеру элемента в Периодической системе (Z). 
Для атома выполняются следующие равенства:
N(ē) = N(p+) = Z и N(p+) + N(n0) = А,

где А – массовое число атома.
Электронная оболочка состоит из электронных слоев (уровней). Число уровней в атоме равно номеру периода, в котором находится данный химический 
элемент. Уровни состоят из подуровней, а подуровни – из орбиталей (табл. 1).

Раздел 1. Общая химия 

Таблица 1
Распределение электронов по уровням

Уровень
Подуровни
Максимальное число 
электронов
Всего электронов 
на уровне
1
1s
2
2
2
2s
2p
2
6
8

3
3s
3p
3d

2
6
10

18

4
4s
4p
4d
4f

2
6
10
14

32

Электроны занимают орбитали, подуровни и уровни согласно нескольким 
принципам.
1.  Принцип минимума энергии: в первую очередь электроны занимают 
те орбитали, энергия которых меньше (1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s).
2.  Принцип запрета (Паули): на любой орбитали может находиться не более двух электронов, и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины.
3.  Правило Хунда: заселение орбиталей одного подуровня начинается 
одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) 
спинами.
Распределение электронов по орбиталям в основном (невозбужденном) 
состоянии атома – это его электронная формула. Рассмотрим строение атома 
хлора (главная подгруппа) и титана (побочная):
Cl 1s22s22p63s23p5;

Ti 1s22s22p63s23p63d24s2.

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН  
И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ

Периодический закон был сформулирован Д.И. Менделеевым: «Свойства 
элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел 
находятся в периодической зависимости от их атомного веса». В дальнейшем, после изучения строения атомов, периодический закон получил новую формулировку: «Свойства элементов, а также образуемых ими простых 
и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра 
и конфигурации энергетических уровней».
В Периодической системе выделяют периоды (горизонтальные ряды) 
и группы элементов (вертикальные столбцы). Периоды бывают малые (1, 2 
и 3-й периоды) и большие (4, 5, 6 и 7-й периоды). Группы делятся на главную (А) и побочную (В) подгруппы. Главная подгруппа включает элементы 
малых и больших периодов, побочная – только больших.

Химическая связь

Номер периода равен числу электронных уровней атома элемента, поэтому все элементы одного периода имеют одинаковое число энергетических 
уровней. Номер группы равен числу внешних электронов (для элементов 
главных подгрупп).
В IA- и IIA-группах находятся s-элементы, в IIIA–VIIIA-группах – р-элементы (кроме гелия He – это s-элемент). Все элементы побочных подгрупп 
относятся к d- или f-элементам.
Радиус атома – это расстояние между его ядром и орбитой самого дальнего электрона. В периоде атомный радиус растет справа налево (так как 
уменьшается притяжение внешних электронов к ядру), а в группе – сверху 
вниз (так как увеличивается число электронных уровней).
Электроотрицательность – способность атома притягивать электроны 
при образовании химической связи. При этом общие электроны смещаются 
к атому элемента с большей электроотрицательностью. В периоде электроотрицательность увеличивается слева направо, а в группе – снизу вверх. 
Элемент с максимальной электроотрицательностью – фтор F.
Таким образом, слева направо по периоду:
1) уменьшается радиус атома;
2)  увеличивается электроотрицательность;
3)  усиливаются неметаллические свойства и кислотные свойства оксидов, 
гидроксидов и водородных соединений неметаллов;
4)  ослабевают металлические свойства и основные свойства оксидов 
и гидроксидов.
Теперь рассмотрим изменение свойств элементов в главных подгруппах 
сверху вниз (в побочных подгруппах свойства изменяются менее ярко):
1) увеличивается радиус атома;
2) уменьшается электроотрицательность;
3)  ослабевают неметаллические свойства и кислотные свойства оксидов 
и гидроксидов;
4)  усиливаются металлические свойства и основные свойства оксидов 
и гидроксидов, а также кислотные свойства водородных соединений 
неметаллов.

ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ

Выделяют четыре основных типа химической связи.
1. Ковалентная связь – вид химической связи, возникающей за счет обобществления одной или нескольких электронных пар. Возможны два механизма образования ковалентной связи: обменный, когда каждый из атомов 
дает электроны в общее пользование (фтор F2, соляная кислота HCl), и донорно-акцепторный, когда один атом (донор) предоставляет свою электронную 
пару в общее пользование другому атому (акцептору), – например, в ионе 
аммония NH4
+ одна из связей образована по этому механизму.
Если орбитали перекрываются вдоль линии, связывающей ядра атомов, 
то образуется σ-связь (одинарная). Между двумя атомами в молекуле возможна только одна σ-связь. Если орбитали перекрываются перпендикулярно этой линии, то образуются π-связи. Например, между атомами O—
—О две 
связи (одна σ- и одна π-связь); между N—
—
—N три связи (одна σ- и две π-связи).

Раздел 1. Общая химия 

Существует два вида ковалентной связи: неполярная и полярная. Неполярная связь возникает между атомами с одинаковой электроотрицательностью, при этом общие электронные пары не смещены ни к одному из атомов 
(H2, Br2, N2, I2 и т. д.). Полярная связь образуется между атомами с разной 
электроотрицательностью, когда общие электроны смещаются к более электроотрицательному атому, поэтому атомы в такой молекуле приобретают 
частичный заряд (H2O, H2SO4, PCl5 и другие вещества, состоящие из атомов 
неметаллов).
2. Ионная связь – вид химической связи, возникающей между атомами 
элементов, чья электроотрицательность различается очень сильно (между 
металлами и неметаллами – Na2S, KCl, BaO и т. д.). При этом общие электроны полностью принадлежат более электроотрицательному атому и образуются ионы: положительно заряженный – катион и отрицательно заряженный – анион.
3. Металлическая связь – вид химической связи, характерной для простых веществ-металлов и возникающей между катионами металла и свободно движущимися электронами.
4. Водородная связь – вид химической связи, возникающей между атомами с высоким значением электроотрицательности (азот N, кислород O, 
фтор F) и атомом водорода другой молекулы (межмолекулярная связь) или 
этой же молекулы (внутримолекулярная связь). Из неорганических веществ 
водородная связь характерна для воды, фтороводорода, аммиака, кислородсодержащих кислот; из органических – для спиртов, фенолов, карбоновых кислот, углеводов, аминокислот, белков, аминов, нуклеиновых кислот. Наличие 
водородных связей приводит к повышению температуры кипения вещества.

КРИСТАЛЛИЧЕСКИЕ РЕШЕТКИ

Кристаллическая решетка – это пространственная структура, в узлах 
которой располагаются различные частицы (атомы, ионы или молекулы), 
образующие кристалл. Выделяют четыре типа решеток.
1. Ионная – образована ионами (катионами и анионами) и характерна 
для солей, оснований и других веществ с ионными связями. Это твердые 
вещества с высокой температурой плавления. Их растворы и расплавы проводят электрический ток.
2. Молекулярная – в узлах кристалла находятся молекулы. Это вещества 
летучие, с низкой твердостью и низкой температурой плавления, они не проводят ток. К веществам с такой решеткой относится большинство неметаллов 
и их соединений друг с другом (например, S, CO2, H2O, HNO3, CH4 и т. д., 
кроме соединений неметаллов с атомной кристаллической решеткой).
3. Атомная – состоит из атомов и характерна для бора В, углерода С, 
кремния Si и некоторых соединений: SiC (карборунд), SiO2 (кремнезем, песок, кварц, аметист и т. д.), BN (нитрид бора). Такие вещества нерастворимы 
в воде, имеют очень высокую температуру плавления; кроме графита, твердые и плохо проводят электрический ток.
4. Металлическая – свойственна металлам и сплавам. Это твердые вещества с хорошей электро- и теплопроводностью, пластичностью. Для них 
характерен металлический блеск.

Основные классы неорганических соединений 

ОСНОВНЫЕ КЛАССЫ  
НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Оксиды – это бинарные соединения, одним из двух элементов в которых 
является кислород со степенью окисления –2. Выделяют солеобразущие (им 
соответствуют гидроксиды) и несолеобразующие оксиды (CO, N2O, NO). Среди солеобразующих оксидов можно выделить три типа: осно`вные, кислотные, амфотерные.
1. Осно́вные – оксиды металлов со степенью окисления +1 и +2, реже +3, 
способные реагировать с кислотами, но не реагирующие с основаниями. Все 
осно́вные оксиды – это твердые вещества с ионной связью.
Химические свойства осно́вных оксидов:
1) взаимодействуют с кислотами:

Na2O + 2HBr = 2NaBr + H2O;

2) взаимодействуют c водой (реакция идет, если образуется растворимое 
основание):
СаO + H2O = Сa(OH)2;

3) взаимодействуют с кислотными оксидами:

CuO + N2O5 = Cu(NO3)2.

2. Кислотные – оксиды металлов в степени окисления от +4 и выше и оксиды неметаллов, способные реагировать со щелочами, но не реагирующие 
с кислотами. Среди них есть газы (СО2, SO2), жидкости (SO3) и твердые вещества (SiO2, N2O5, CrO3).
Химические свойства кислотных оксидов:
1) взаимодействуют с основаниями:

SO3 + 2KOH = K2SO4 + H2O;

2) взаимодействуют с водой (кроме SiO2):

Р2О5 + 3Н2О = 2Н3РО4;

3) взаимодействуют с осно́вными оксидами:

CO2 + ВaO = ВaCO3;

4) взаимодействуют с солями более слабых или летучих кислот:

SiO2 + Na2CO3(тв) 
t
→
Na2SiO3 + CO2↑.

3. Амфотерные – оксиды некоторых металлов (чаще всего в степени окисления +2 и +3), реагирующие с кислотами и со щелочами. Это твердые вещества с ионной решеткой.
Химические свойства амфотерных оксидов:
1) взаимодействуют с сильными кислотами:

Al2O3 + 6HNO3 = 2Al(NO3)3 + 3H2O;

2) взаимодействуют со щелочами:
а) в растворе дают комплексные соли:

ZnO + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4];
 
тетрагидроксоцинкат натрия

Раздел 1. Общая химия 

б) в расплаве дают средние соли:
ZnO + 2NaOH 
t
→
Na2ZnO2 + H2O;
 
цинкат натрия
3) взаимодействуют с солями более слабых или летучих кислот:
Al2O3 + K2CO3(тв) 
t
→
2KAlO2 + CO2↑.
 
алюминат калия
Гидроксиды – это соединения, в состав которых входит ОН-группа. 
К гидроксидам относятся основания, амфотерные гидроксиды и кислородсодержащие кислоты.
Основания – это сложные вещества, содержащие в своем составе катион 
металла (или аммония) и анион ОН–. Все основания, кроме гидроксида аммония, – твердые вещества. Выделяют две группы оснований: растворимые 
(щелочи) и нерастворимые основания.
Химические свойства щелочей:
1) взаимодействуют с кислотами (реакция нейтрализации):
NaOH + HNO3 = NaNO3 + H2O;

2) взаимодействуют с кислотными оксидами:
2KOH + SO2 = K2SO3 + H2O;

3) взаимодействуют со средними солями:
3LiOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3LiCl;

4) взаимодействуют c кислыми солями:
RbOH + RbHCO3 = H2O + Rb2CO3;

5) взаимодействуют c амфотерными металлами, оксидами и гидроксидами:
2NaOH + Be + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + H2↑;
 
тетрагидроксобериллат натрия

2NaOH(тв) + Cr2O3 

t
= 2NaCrO2 + H2O;
 
хромит натрия
2NaOH(р-р) + Zn(OH)2 = Na2[Zn(OH)4].

Химические свойства нерастворимых оснований:
1) взаимодействуют с сильными кислотами:
Fe(OH)2 + 2HCl = FeCl2 + 2H2O;

2) при нагревании разлагаются:
Сu(OH)2 
t
→
CuO + H2O.

Химические свойства амфотерных гидроксидов:
1) взаимодействуют с сильными кислотами:
Al(OH)3 + 3HNO3 = Al(NO3)3 + 3H2O;

2) взаимодействуют с растворами и расплавами щелочей:
KOH(р-р) + Cr(OH)3 = K[Cr(OH)4];
 
тетрагидроксохромат калия
KOH(тв) + Cr(OH)3 
t
→
KCrO2 + 2Н2О;

3) при нагревании разлагаются:
2Al(OH)3 
t
→
Al2O3 + 3H2O.