Вся химия 8 класса за 1 видео

Ключевые тезисы:

Химия изучает вещества и их превращения, основанные на строении атомов.
Атом состоит из ядра (протоны и нейтроны) и электронной оболочки.
Свойства элементов периодически зависят от заряда ядра (периодический закон).
Вещества соединяются благодаря химическим связям (ковалентная, ионная, металлическая).
Реакции в растворах электролитов идут до конца, если образуется осадок, газ или вода.
Решение химических задач основано на составлении пропорций по уравнению реакции.

Строение атома

Атом — мельчайшая, химически неделимая частица вещества.

Ядро: содержит положительный заряд и почти всю массу атома.
- Протоны (p⁺): заряд +1, масса ~1.
- Нейтроны (n⁰): заряд 0, масса ~1.
Электронная оболочка: содержит отрицательно заряженные электроны (e⁻), масса которых ничтожна.

Важные равенства (определяются по порядковому номеру Z в таблице Менделеева):

Заряд ядра = Z = количество протонов = количество электронов (в нейтральном атоме).
Количество нейтронов N = Атомная масса (Ar) — Z.

Электронная оболочка
Электроны располагаются на энергетических уровнях (слоях), которые делятся на подуровни (s, p, d, f) и орбитали (ячейки).

Принцип наименьшей энергии: электроны заполняют орбитали с самой низкой энергии.
Принцип Паули: в одной орбитали может быть не более двух электронов с противоположными спинами (↑↓).
Правило Хунда: электроны в пределах одного подуровня стремятся занять максимальное число орбиталей поодиночке (↑), и только затем спариваются (↓).

Периодическая система химических элементов (ПСХЭ)

ПСХЭ — классификация элементов, устанавливающая зависимость их свойств от заряда ядра атома.

Структура таблицы:

Периоды (горизонтальные строки): бывают малые (1-3) и большие (4-7). Номер периода = число электронных уровней в атоме.
Группы (вертикальные столбцы): делятся на главные (А) и побочные (Б) подгруппы. Для элементов А-групп: номер группы = число электронов на внешнем уровне.

Периодический закон

Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов.

В периоде (слева направо) ослабевают металлические и усиливаются неметаллические свойства.
В группе (сверху вниз) металлические свойства усиливаются.

Электроотрицательность (ЭО) — способность атома притягивать электроны.

Растет в периоде слева направо.
Уменьшается в группе сверху вниз.
Правило для сравнения свойств: самый сильный неметалл — фтор (F), самый сильный металл — франций (Fr). Чем ближе элемент к F, тем сильнее его неметаллические свойства (и наоборот).

Валентность и степень окисления

Валентность — число химических связей, которые атом образует в соединении ("количество рук").

Бывает постоянная (H, F, Li, Na, K — всегда I; O — обычно II) и переменная (Fe — II, III).
Составление формул по валентности: валентности "крест-накрест" становятся индексами (если сокращаются — сокращаем). Пример: Fe(III) и O(II) → Fe₂O₃.

Степень окисления (С.О.) — условный заряд атома в соединении, вычисленный в предположении ионности всех связей.

Правила определения С.О.:

С.О. в молекуле = 0.
С.О. простого вещества = 0.
Металлы IА группы = +1, IIА группы = +2.
Фтор (F) всегда = -1.
Кислород (O) почти всегда = -2 (исключения: пероксиды, соединения с фтором).
Водород (H) почти всегда = +1 (исключения: гидриды металлов, где H = -1).

Типы химической связи

Химическая связь возникает для перехода атомов в более устойчивое состояние с меньшей энергией.

Ковалентная связь: образуется за счет общей электронной пары между атомами неметаллов.
- Неполярная (КНС): между одинаковыми атомами неметаллов (H₂, O₂, Cl₂).
- Полярная (КПС): между разными атомами неметаллов (HCl, H₂O). Общая пара смещена к более электроотрицательному атому.
Ионная связь: возникает между металлом и неметаллом (NaCl). Металл отдает электрон, становясь катионом (+), неметалл принимает, становясь анионом (-). Связь — электростатическое притяжение этих ионов.
- Исключение: соли аммония (NH₄⁺) с анионом — связь также ионная.
Металлическая связь: в металлах. Атомы отдают внешние электроны в "общий котел", образуя "электронный газ". Объясняет тепло- и электропроводность металлов.

Итог по определению:

Два одинаковых неметалла → КНС.
Два разных неметалла → КПС.
Металл + неметалл → Ионная.
Только металлы → Металлическая.

Классификация веществ

Простые вещества: состоят из атомов одного элемента.

Металлы (левее и ниже условной линии B-At в ПСХЭ): проводят ток и тепло, ковкие, имеют блеск.
Неметаллы (правее и выше линии B-At + H): свойства разнообразны, обычно высокие значения ЭО.

Сложные вещества: состоят из атомов разных элементов.

Оксиды: соединение элемента с кислородом (O⁻²).
Основания: состоят из металла (или NH₄⁺) и одной или нескольких гидроксогрупп (OH⁻).
Кислоты: содержат водород и кислотный остаток. Начинаются с H (кроме H₂O).
Соли: состоят из катиона металла (или NH₄⁺) и аниона кислотного остатка.

Классификация оксидов:

Основные: оксиды металлов со С.О. +1, +2 (кроме ZnO, BeO, SnO, PbO).
Кислотные: оксиды неметаллов (кроме несолеобразующих) и оксиды металлов в высокой С.О. (+5 и выше).
Амфотерные: оксиды металлов со С.О. +3, +4 и четыре исключения (ZnO, BeO, SnO, PbO).
Несолеобразующие: CO, NO, N₂O, SiO (не взаимодействуют с кислотами, основаниями, водой).

Электролитическая диссоциация и ионный обмен

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролитов на ионы в растворе или расплаве.

Электролиты: вещества, растворы/расплавы которых проводят ток.
Ионы: заряженные частицы. Катионы (+), Анионы (-).

Сильные электролиты (диссоциируют почти полностью):

Растворимые соли.
Щелочи (растворимые основания).
Сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄).

Слабые электролиты (диссоциируют частично): вода, нерастворимые основания, слабые кислоты, нерастворимые соли.

Реакции ионного обмена в растворах электролитов идут до конца, если в результате образуется:

Малорастворимый осадок.
Газ.
Мало диссоциирующее вещество (чаще всего — вода).

Правило Бертолле: реакция обмена между электролитами протекает, если образуется осадок, газ или вода.

Алгоритм записи ионных уравнений:

Записать молекулярное уравнение.
Записать полное ионное уравнение (растворимые сильные электролиты расписать на ионы).
Сократить одинаковые ионы в левой и правой части (ионы-наблюдатели).
Получить сокращенное ионное уравнение.

Химические свойства основных классов веществ

Оксиды

С водой (только если образуется растворимый гидроксид):
- Основный оксид + H₂O → основание (щелочь). Пример: Na₂O + H₂O → 2NaOH
- Кислотный оксид + H₂O → кислота. Пример: SO₃ + H₂O → H₂SO₄
Друг с другом: Основный оксид + Кислотный оксид → соль. Пример: CaO + SO₃ → CaSO₄
С кислотами/основаниями:
- Основный оксид + Кислота → соль + вода. Пример: CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O
- Кислотный оксид + Основание → соль + вода. Пример: CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O
- Амфотерный оксид + Кислота → соль + вода. Пример: ZnO + 2HCl → ZnCl₂ + H₂O
- Амфотерный оксид + Щелочь → соль + вода. Пример: ZnO + 2NaOH → Na₂ZnO₂ + H₂O

Расчёты по химическим уравнениям

Ключевые тезисы:

Количество вещества (n) — ключевая величина для расчётов.
Для расчётов используют молярную массу (M) и молярный объём (Vₘ).
Формула n = m / M работает для любого вещества, а n = V / Vₘ — только для газов при н.у..
Алгоритм решения: масса/объём исходного вещества → его количество → количество продукта → масса/объём продукта.

Основные формулы расчёта количества вещества

Количество вещества (n) — физическая величина, показывающая число структурных единиц (атомов, молекул) в веществе. Измеряется в молях.

Через массу: n = m / M, где:
- m — масса в граммах,
- M — молярная масса (г/моль).
Через объём (для газов при н.у.): n = V / Vₘ, где:
- V — объём в литрах,
- Vₘ — молярный объём, постоянная величина 22,4 л/моль (при нормальных условиях — н.у.).

Примеры расчётов

Пример 1: Объём газа → количество вещества

Дано: V(SO₂) = 15,68 л (н.у.). Найти: n(SO₂).
Решение: n = V / Vₘ = 15,68 / 22,4 = 0,7 моль.

Пример 2: Реакция с участием твёрдого вещества (полный расчёт)

Реакция: Mg(OH)₂ + 2HCl → MgCl₂ + 2H₂O
Дано: m(Mg(OH)₂) = 2,9 г. Найти: m(MgCl₂).

Находим M(Mg(OH)₂) = 24 + (16+1)*2 = 58 г/моль.

Находим n(Mg(OH)₂) = m / M = 2,9 / 58 = 0,05 моль.

По уравнению: n(MgCl₂) = n(Mg(OH)₂) = 0,05 моль (коэффициенты 1:1).

Находим M(MgCl₂) = 24 + 35,5*2 = 95 г/моль.

Находим m(MgCl₂) = n * M = 0,05 * 95 = 4,75 г.

Пример 3: Реакция с газом (прямой переход)

Реакция: 2LiOH + CO₂ → Li₂CO₃ + H₂O
Дано: V(CO₂) = 11,2 л (н.у., избыток LiOH). Найти: n(Li₂CO₃).

Находим n(CO₂) = V / Vₘ = 11,2 / 22,4 = 0,5 моль.

По уравнению: n(Li₂CO₃) = n(CO₂) = 0,5 моль (коэффициенты 1:1).

Расчёт массовой доли элемента в веществе

Массовая доля элемента (ω) — показывает, какую часть от общей массы вещества составляет масса данного элемента.

Формула: ω(Э) = (Ar(Э) * N(Э) / M(в-ва)) * 100%, где:

Ar(Э) — относительная атомная масса элемента,
N(Э) — число атомов этого элемента в формуле,
M(в-ва) — молярная масса всего вещества.

Пример: Массовая доля азота в Al(NO₃)₃

Находим M(Al(NO₃)₃) = 27 + (14 + 16*3)*3 = 27 + (14+48)*3 = 213 г/моль.

В формуле 3 атома азота (N).

Рассчитываем: ω(N) = (14 * 3 / 213) * 100% ≈ (42 / 213) * 100% ≈ 19,7%.

Выводы

Для успешных расчётов необходимо правильно составлять и уравнивать химические уравнения.
Молярная масса вычисляется как сумма атомных масс всех элементов в формуле с учётом индексов.
Молярный объём 22,4 л/моль — универсален для любых газов, но применяется только при нормальных условиях (н.у.).
Стандартный алгоритм решения задач: "исходное вещество → n(исх.) → n(прод.) → искомая величина (m или V)".