Фундаментальные основы химии: Атомно-молекулярное учение, химические законы, неорганические соединения и химическая связь, Химия

В основе любого научного знания лежит система фундаментальных представлений, позволяющих осмыслить и предсказать поведение изучаемых объектов. В химии такой краеугольной системой выступает атомно-молекулярное учение, дополненное строгими законами и стройной классификацией веществ. Для студента, только начинающего свой путь в мире химии, глубокое и системное понимание этих концепций критически важно, ведь без четкого осознания того, как атомы формируют молекулы, почему вещества реагируют именно так, а не иначе, и как эти взаимодействия подчиняются универсальным законам, невозможно перейти к изучению более сложных разделов.

Представленный академический реферат призван стать всеобъемлющим руководством по фундаментальным концепциям общей и неорганической химии. Мы совершим интеллектуальное путешествие от зарождения атомистических идей в античности до современных представлений о строении вещества, раскроем взаимосвязь химического элемента со строением атома и его положением в Периодической системе. Отдельное внимание будет уделено фундаментальным химическим законам, которые служат основой количественного анализа химических процессов. Далее мы погрузимся в мир неорганических соединений, их классификацию, номенклатуру, свойства и методы получения, а завершим исследование анализом различных типов химической связи, определяющих многообразие мира веществ. Цель данного материала — не просто изложить факты, но и показать логику развития химической мысли, взаимосвязь всех элементов системы и значение каждого из них для формирования целостной научной картины мира.

Атомно-молекулярное учение: От античности до современности

Представления о том, что окружающий мир состоит из мельчайших, невидимых частиц, кажутся нам сегодня само собой разумеющимися, однако путь к этому пониманию был долог и тернист, простираясь сквозь тысячелетия философских размышлений и веков кропотливых научных экспериментов. Атомно-молекулярное учение, эта совокупность теоретических представлений о дискретном строении веществ, является одним из величайших достижений человеческой мысли, постоянно развивающимся и уточняющимся.

Истоки атомистических представлений

История атомистической мысли уходит корнями в Древнюю Грецию, в V век до нашей эры, когда философы Левкипп и его ученик Демокрит предложили радикально новую для своего времени идею. Они утверждали, что материя не является непрерывной, а состоит из бесконечного множества мельчайших, неделимых и неизменных частиц, которые они назвали «атомами» (от греческого «άτομος» — неделимый). Эти частицы, по их мнению, различались формой, размером и положением в пространстве, а их движение и взаимодействие объясняли все многообразие явлений в мире. Несмотря на отсутствие экспериментальных доказательств, эта концепция стала мощным интеллектуальным инструментом, предвосхитившим многие идеи будущей науки.

Формирование атомно-молекулярной теории в Новое время

После долгих веков забвения атомистические идеи вновь возродились в Новое время, получив прочную экспериментальную основу благодаря трудам выдающихся ученых.

В 1748 году великий русский естествоиспытатель Михаил Васильевич Ломоносов сформулировал фундаментальный закон сохранения массы, который стал краеугольным камнем для развития атомно-молекулярной теории. В письме к Леонарду Эйлеру он изложил суть своего открытия: «Все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что сколько чего у одного тела отнимается, столько присовокупится к другому, так ежели где убудет материи, то умножится в другом месте». Этот закон, позднее подтвержденный Антуаном Лавуазье в 1789 году, стал первым количественным доказательством того, что вещество не исчезает и не появляется из ниоткуда, а лишь преобразуется.

На рубеже XVIII-XIX веков, в 1803 году, английский химик Джон Дальтон предложил свою атомистическую концепцию, которую он подробно изложил в своем труде «A New System of Chemical Philosophy» (Новая система химической философии), опубликованном в 1808 году. Дальтон постулировал, что:

Все химические элементы состоят из атомов — мельчайших, невидимых, неделимых и неуничтожаемых частиц.
Атомы одного химического элемента абсолютно одинаковы по массе и свойствам.
Атомы разных химических элементов отличаются друг от друга по массе и свойствам.
При химических реакциях атомы лишь перегруппировываются, образуя новые комбинации, но не изменяются сами по себе.

Примерно в то же время, в начале XIX века, французский химик Жозеф Пруст сформулировал закон постоянства состава, который гласил, что каждое химически чистое соединение, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав. Этот закон, наряду с работами Дальтона, заложил основы стехиометрии.

Важнейшим шагом стало выдвижение Амедео Авогадро в 1811 году гипотезы о том, что в одинаковых объемах газов при одинаковых температурах и давлениях содержится равное число молекул (закон Авогадро). Эта гипотеза позволила объяснить противоречивые экспериментальные данные и предположить, что молекулы простых газов могут состоять из нескольких атомов (например, H₂, O₂). На основе своей гипотезы Авогадро разработал метод определения атомных и молекулярных масс, впервые корректно определив их для кислорода, углерода, азота, хлора и других элементов.

Вклад Йёнса Якоба Берцелиуса (1814-1826 гг.) был не менее значительным. Он экспериментально подтвердил законы постоянства состава и кратных отношений, а также разработал систему атомных масс химических элементов, определив состав более двух тысяч соединений и рассчитав атомные массы 45 элементов. Именно Берцелиус ввел современные обозначения химических элементов и первые химические формулы, что значительно упростило химическую номенклатуру.

Пересмотр постулатов атомно-молекулярного учения

Как это часто бывает в науке, самые смелые и, казалось бы, незыблемые теории со временем подвергаются пересмотру. Идея Дальтона о неделимости атома, центральная для его концепции, устарела на рубеже XIX–XX веков с целой серией революционных открытий.

В 1897 году Дж. Дж. Томсон, изучая катодные лучи, открыл электрон — отрицательно заряженную субатомную частицу. Это открытие стало первым прямым доказательством того, что атом не является неделимым. Спустя всего несколько лет, в 1909 году, Эрнест Резерфорд в своих знаменитых экспериментах с рассеянием альфа-частиц на золотой фольге обнаружил, что атом имеет плотное положительно заряженное ядро, вокруг которого вращаются электроны. В 1919 году Резерфорд осуществил первую искусственную ядерную реакцию, превратив азот в кислород, что окончательно развеяло миф о неуничтожаемости атомов.

Эти открытия показали ошибочность первоначальных представлений о неделимости и неизменности атомов, заложенных Дальтоном. Современная наука подтверждает, что атомы состоят из более мелких субатомных частиц — протонов, нейтронов и электронов — и могут быть разделены, а также превращаться друг в друга в ядерных реакциях.

Современные представления об атомах и молекулах

Сегодня атомно-молекулярное учение представляет собой сложную и многогранную теорию, включающую в себя:

Атом — мельчайшая электронейтральная частица химического элемента, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, движущихся вокруг него.
Молекула — наименьшая частица вещества, обладающая его основными химическими свойствами и состоящая из двух или более атомов, связанных между собой. При химических реакциях атомы сохраняются, а молекулы разрушаются и образуются новые.
Ион — электрически заряженная частица (атом или группа атомов), образовавшаяся в результате потери или приобретения электронов. Положительно заряженные ионы называются катионами, отрицательно заряженные — анионами.

Вещества, согласно современным представлениям, могут иметь как молекулярное, так и немолекулярное строение.

Вещества молекулярного строения состоят из отдельных, дискретных молекул. К ним относятся газы (например, O₂, N₂), легкокипящие жидкости (H₂O, C₂H₅OH) и легкоплавкие твердые вещества, способные к возгонке (I₂, CO₂ (сухой лед)). В таких веществах межмолекулярные силы относительно слабы, что обуславливает их характерные физические свойства.
Вещества немолекулярного строения представляют собой гигантские структуры, состоящие из атомов или ионов, объединенных в единую пространственную решетку (кристаллы). Это твердые тугоплавкие вещества, такие как металлы (железо, медь), ионные соединения (NaCl, KBr) или атомные кристаллы (алмаз, SiO₂). В таких структурах нет дискретных молекул, и понятие «молекула» неприменимо.

Эта эволюция от философских догадок до детально разработанной квантово-механической модели атома демонстрирует, как наука постоянно уточняет и углубляет наше понимание фундаментальных принципов строения материи.

Химический элемент, строение атома и Периодическая система

Открытие субатомных частиц стало водоразделом в развитии химии, изменив наше понимание ключевого понятия — химического элемента. Если ранее химический элемент определялся как совокупность одинаковых атомов, то теперь стало ясно, что «одинаковость» атомов имеет гораздо более глубокий смысл, нежели просто сходство их масс. Она оказалась тесно связанной со структурой атома и его позицией в универсальной Периодической системе.

Понятие химического элемента

В современном понимании, химический элемент — это особая группа атомов, обладающих одинаковым зарядом ядра. Этот заряд определяется числом протонов в ядре и является уникальной характеристикой каждого элемента. Именно заряд ядра, а не атомная масса, определяет химические свойства атома, поскольку он влияет на количество электронов и их распределение вокруг ядра.

Эта фундаментальная связь была экспериментально установлена Генри Мозли в 1913 году. Проводя исследования рентгеновских спектров различных элементов, Мозли обнаружил, что квадратный корень из частоты характеристического рентгеновского излучения прямо пропорционален атомному номеру элемента, который, в свою очередь, численно равен заряду его атомного ядра. Это открытие стало настоящей революцией, окончательно утвердив атомный номер в качестве определяющего фактора для химического элемента. Свойства химических элементов, таким образом, находятся в периодической зависимости именно от заряда ядра атомов, а не от их атомных масс, как предполагалось ранее.

Атомы одного химического элемента обладают одинаковыми химическими свойствами, обусловленными их электронной конфигурацией, которая напрямую зависит от заряда ядра. Однако физические свойства, такие как плотность, температуры плавления и кипения, могут незначительно различаться для изотопов одного элемента, поскольку они имеют разную массу.

Строение атома и изотопы

Атом, как мы знаем сегодня, представляет собой сложную систему. В его центре находится крошечное, но чрезвычайно плотное атомное ядро, состоящее из положительно заряженных протонов и электрически нейтральных нейтронов. Вокруг ядра по определенным орбиталям движутся отрицательно заряженные электроны. Число протонов в ядре определяет заряд ядра и, соответственно, атомный номер элемента в Периодической системе, а также количество электронов в нейтральном атоме, что, в свою очередь, обуславливает его химические свойства.

Важным аспектом строения атома является существование изотопов. Изотопы — это разновидности атомов одного и того же химического элемента, которые имеют одинаковое количество протонов (и, следовательно, одинаковый заряд ядра и атомный номер), но различное количество нейтронов. Из-за разного числа нейтронов изотопы имеют разную атомную массу. Например, водород имеет три изотопа: протий (1 протон, 0 нейтронов), дейтерий (1 протон, 1 нейтрон) и тритий (1 протон, 2 нейтрона). Изотопы одного элемента обладают практически идентичными химическими свойствами, но могут значительно различаться по физическим, особенно ядерным, характеристикам.

Периодический закон и система химических элементов Д. И. Менделеева

Кульминацией развития представлений о химическом элементе стало открытие Периодического закона русским ученым Д. И. Менделеевым в 1869 году. Формулировка закона гласит: «Свойства элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от их атомных весов». Хотя изначально Менделеев опирался на атомные веса, именно гениальная интуиция позволила ему увидеть периодичность свойств, которая впоследствии была объяснена зарядом ядра.

Периодическая система химических элементов (таблица Менделеева) — это графическое отображение Периодического закона, устанавливающее зависимость различных свойств элементов от заряда их атомного ядра. Значение этого открытия невозможно переоценить. Менделеев не только систематизировал известные на тот момент элементы, но и, что было поистине провидческим шагом, предсказал существование и свойства многих неизвестных науке элементов, оставив для них пустые места в своей таблице. Например, он предсказал эка-алюминий (открытый как галлий в 1875 году), эка-бор (скандий, открыт в 1879 году) и эка-кремний (германий, открыт в 1886 году). Свойства этих элементов оказались поразительно близки к предсказанным, что стало триумфом Периодического закона и мощным подтверждением атомно-молекулярного учения.

Структура Периодической системы

Периодическая система организована в виде таблицы, где элементы сгруппированы в периоды (горизонтальные строки) и группы (вертикальные столбцы).

Периоды отражают заполнение электронных оболочек атомов. Свойства элементов в пределах одного периода изменяются постепенно, от металлических к неметаллическим.
Группы объединяют элементы со сходными химическими характеристиками, что обусловлено идентичной конфигурацией внешних электронных оболочек.

В отношении классификации групп существуют некоторые различия:

Традиционная российская классификация выделяет восемь групп, каждая из которых делится на главную (A-подгруппу, включающую s- и p-элементы) и побочную (B-подгруппу, включающую d-элементы).
Международный союз теоретической и прикладной химии (ИЮПАК) рекомендует использовать 18 групп, нумеруя их от 1 до 18, без деления на главные и побочные подгруппы. Обе системы имеют свои преимущества и продолжают использоваться в различных контекстах.

Закономерности изменения свойств элементов в Периодической системе:

Металлические свойства (способность отдавать электроны) и восстановительные свойства (способность быть восстановителем, то есть отдавать электроны) увеличиваются при движении справа налево по периоду и сверху вниз по группе. Это объясняется уменьшением электроотрицательности и энергии ионизации, а также увеличением радиуса атома.
Соответственно, неметаллические свойства (способность принимать электроны) и окислительные свойства (способность быть окислителем, то есть принимать электроны) увеличиваются при движении слева направо по периоду и снизу вверх по группе.

Таким образом, Периодическая система является не просто таблицей, а мощным аналитическим инструментом, позволяющим предсказывать свойства элементов и соединений, а также глубоко понимать взаимосвязь между строением атома и его химическим поведением.

Фундаментальные химические законы как основа атомно-молекулярной теории

Химия — это не только качественное описание веществ и их превращений, но и строгая количественная наука. Фундаментальные химические законы стали той основой, на которой было построено здание современной химии, позволив перейти от алхимии к точному эксперименту и предсказанию. Они являются прямым следствием атомно-молекулярного учения, подтверждая его постулаты и предоставляя математический аппарат для описания химических реакций.

Закон сохранения массы веществ

В 1748 году Михаил Васильевич Ломоносов, опередив свое время, сформулировал один из самых важных законов природы — Закон сохранения массы веществ. Его формулировка, отправленная в письме Леонарду Эйлеру, а затем опубликованная в диссертации «Размышления о твердости и жидкости тел» в 1760 году, гласит: «Все перемены, в натуре случающиеся, такого суть состояния, что сколько чего у одного тела отнимается, столько присовокупится к другому, так ежели где убудет материи, то умножится в другом месте». В контексте химии это означает, что масса веществ, вступивших в химическую реакцию, равна массе веществ, образовавшихся в результате реакции.

Этот закон получил убедительное экспериментальное подтверждение благодаря работам Антуана Лавуазье в 1789 году. Лавуазье, исполь��уя точные весы, проводил реакции в закрытых сосудах и демонстрировал, что общая масса системы до и после реакции остается неизменной. Закон сохранения массы стал краеугольным камнем для создания стехиометрии — раздела химии, изучающего количественные соотношения веществ в химических реакциях. Математически это можно выразить следующим образом:

m_{исходных веществ} = m_{продуктов реакции}

Например, если 12 г углерода (C) сгорают в 32 г кислорода (O₂), образуется 44 г углекислого газа (CO₂):
12 г C + 32 г O₂ = 44 г CO₂

Закон постоянства состава вещества

В начале XIX века (1806-1808 гг.) французский химик Жозеф Пруст сформулировал Закон постоянства состава вещества: каждое химически чистое соединение, независимо от способа его получения, имеет постоянный качественный и количественный состав. Это означает, что соотношение масс элементов в данном соединении всегда одно и то же. Например, углекислый газ (CO₂), полученный при сжигании угля, дыхании, разложении карбонатов или любой другой реакции, всегда будет состоять из одной части углерода и двух частей кислорода по атомам, а массовая доля углерода всегда будет составлять примерно 27,27%, а кислорода — 72,73%.

Вещества, состав которых строго подчиняется этому закону, называются дальтонидами, в честь Джона Дальтона. Однако позднее, в начале 1910-х годов, Н. С. Курнаков показал, что существуют также соединения переменного состава, которые он назвал бертоллидами (в честь К. Л. Бертолле, который в свое время оспаривал закон постоянства состава). Бертоллиды характерны для веществ немолекулярного строения (чаще всего оксидов, сульфидов и интерметаллических соединений переходных металлов), где дефекты кристаллической решетки могут приводить к отклонениям от стехиометрического состава. Тем не менее, для большинства молекулярных соединений и многих немолекулярных соединений закон постоянства состава остается верным.

Закон кратных отношений

Еще один важный вклад Джона Дальтона в развитие химии — это Закон кратных отношений, открытый им в 1803 году. Он гласит: если два элемента образуют друг с другом несколько химических соединений, то массы одного элемента, приходящиеся на единицу массы другого элемента в этих соединениях, относятся между собой как небольшие целые числа.

Этот закон является одним из стехиометрических законов химии и прямо вытекает из атомистической природы материи. Если атомы соединяются в определенных, целых соотношениях, то и массы элементов будут относиться как целые числа.

Пример:
Рассмотрим соединения азота (N) и кислорода (O):

Оксид азота (II) — NO: на 1 массовую часть азота приходится 1,14 массовых частей кислорода.
Оксид азота (IV) — NO₂: на 1 массовую часть азота приходится 2,28 массовых частей кислорода.

Отношение масс кислорода в этих соединениях, приходящихся на одинаковую массу азота, составляет:
1,14 : 2,28 = 1 : 2

Это демонстрирует, что атомы соединяются в определенных дискретных соотношениях (1:1 в NO, 1:2 в NO₂), что подтверждает атомно-молекулярную теорию.

Закон объемных отношений (закон Гей-Люссака)

В 1802-1808 годах французский химик Жозеф Луи Гей-Люссак сформулировал Закон объемных отношений (известный также как закон Гей-Люссака для газов): при постоянных давлении и температуре объемы газов, вступающих в химическую реакцию, относятся друг к другу и к объемам газообразных продуктов реакции как небольшие целые числа.

Этот закон стал важным шагом в создании атомно-молекулярной теории, особенно в контексте развития закона Авогадро. Он показал, что реакции между газами подчиняются простым количественным закономерностям, которые можно объяснить, предполагая, что равные объемы газов содержат равное число молекул.

Пример:
Реакция образования хлороводорода из водорода и хлора:
H₂(газ) + Cl₂(газ) → 2HCl(газ)

Согласно закону Гей-Люссака:
1 объем водорода + 1 объем хлора → 2 объема хлористого водорода
Отношение объемов: 1 : 1 : 2.

Этот закон сыграл критически важную роль, послужив толчком для Амедео Авогадро, который в 1811 году сформулировал свою гипотезу (позднее ставшую законом) о равном числе молекул в равных объемах газов. В совокупности эти законы обеспечили надежную количественную базу для развития атомно-молекулярного учения, подтверждая дискретность материи и существование атомов и молекул.

Классификация и номенклатура неорганических соединений

Погружаясь в мир неорганической химии, мы сталкиваемся с огромным разнообразием веществ. Чтобы осмыслить это многообразие и эффективно с ним работать, необходима строгая и логичная классификация. Система классификации неорганических соединений позволяет не только упорядочить знания, но и предсказывать свойства неизвестных веществ, основываясь на их принадлежности к тому или иному классу.

Общая классификация неорганических веществ

Все неорганические вещества традиционно делятся на две большие категории:

Простые вещества: состоят из атомов одного химического элемента.
- Металлы: обладают характерным металлическим блеском, высокой тепло- и электропроводностью, ковкостью, пластичностью. Например, натрий (Na), железо (Fe), медь (Cu).
- Неметаллы: не обладают полным набором металлических свойств. Могут быть газообразными (O₂, N₂), жидкими (Br₂) или твердыми (S, C, P).
Сложные вещества: состоят из атомов двух или более различных химических элементов, химически связанных между собой. Среди них выделяют четыре основных класса, которые мы рассмотрим более подробно, а также многочисленные бинарные соединения, такие как:
- Гидриды: соединения металлов и некоторых неметаллов с водородом (например, NaH, CaH₂, NH₃).
- Нитриды: соединения элементов с азотом (например, Mg₃N₂, BN).
- Карбиды: соединения элементов с углеродом (например, CaC₂, SiC).
- Сульфиды: соединения элементов с серой (например, H₂S, FeS).
- Фосфиды: соединения элементов с фосфором (например, Ca₃P₂).

Далее мы сосредоточимся на четырех наиболее распространенных классах сложных неорганических соединений: оксидах, кислотах, основаниях и солях.

Оксиды

Оксиды — это бинарные соединения, в состав которых входит атом кислорода (O), как правило, в степени окисления -2, и один другой элемент (металл или неметалл). Общая формула оксидов может быть представлена как Э_xO_y, где Э — атом элемента, x и y — стехиометрические коэффициенты.

Важно отметить, что, хотя в большинстве оксидов кислород имеет степень окисления -2, существуют и исключения:

Пероксиды (например, H₂O₂, Na₂O₂), где кислород имеет степень окисления -1 (ион O₂^2-).
Супероксиды (например, KO₂), где кислород имеет степень окисления -1/2 (ион O₂^—).
Озониды (например, KO₃), где кислород имеет степень окисления -1/3 (ион O₃^—).
Соединения кислорода с фтором, например OF₂, где кислород имеет положительную степень окисления (+2), поскольку фтор более электроотрицателен.

Примеры оксидов:

Na₂O (оксид натрия)
CuO (оксид меди (II))
CO₂ (оксид углерода (IV), углекислый газ)
Al₂O₃ (оксид алюминия)

Классификация оксидов:

Основные оксиды: оксиды металлов, образующие при взаимодействии с водой основания (например, Na₂O, CaO).
Кислотные оксиды: оксиды неметаллов или металлов в высоких степенях окисления, образующие при взаимодействии с водой кислоты (например, SO₃, CO₂, Mn₂O₇).
Амфотерные оксиды: оксиды, проявляющие двойственные свойства — как основные, так и кислотные (например, Al₂O₃, ZnO).
Несолеобразующие оксиды: оксиды, не взаимодействующие ни с кислотами, ни с основаниями и не образующие солей (например, CO, NO, N₂O).

Кислоты

Кислоты — это сложные вещества, содержащие атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотные остатки. Это классическое определение по Аррениусу. Однако в химии существуют и более широкие определения:

По Брёнстеду-Лоури: кислоты — это доноры протонов (H⁺).
По Льюису: кислоты — это акцепторы электронной пары.

Общим свойством всех кислот является их способность изменять цвет индикаторов:

Лакмус: синий → красный.
Метиловый оранжевый: оранжево-желтый → розовый.
Фенолфталеин: розовый → бесцветный (остается бесцветным).

Классификация кислот:

По составу:
- Кислородсодержащие (оксокислоты): содержат кислород в составе кислотного остатка (например, HNO₃ — азотная кислота, H₂SO₄ — серная кислота).
- Бескислородные: не содержат кислорода (например, HCl — соляная (хлороводородная) кислота, H₂S — сероводородная кислота).
По основности (числу атомов водорода, способных замещаться):
- Одноосновные (HCl, HNO₃).
- Двухосновные (H₂SO₄, H₂CO₃).
- Трехосновные (H₃PO₄).

Основания

Основания — это сложные вещества, содержащие в своем составе гидроксид-ионы (OH^—), связанные с атомом металла. Это также классическое определение по Аррениусу. Более широкие определения включают:

По Брёнстеду-Лоури: основания — это акцепторы протонов (H⁺).
По Льюису: основания — это доноры электронной пары.

Классификация оснований:

По растворимости в воде:
- Растворимые основания (щелочи): гидроксиды щелочных и некоторых щелочноземельных металлов. Примеры: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂.
- Нерастворимые основания: гидроксиды большинства других металлов. Примеры: Fe(OH)₂, Mg(OH)₂, Cu(OH)₂.
По кислотности (числу гидроксогрупп):
- Однокислотные (NaOH, KOH).
- Двухкислотные (Ca(OH)₂, Mg(OH)₂).
- Трехкислотные (Fe(OH)₃).

Соли

Соли — это сложные вещества, в состав которых входят атомы металлов (или аммония NH₄⁺) и кислотные остатки. Они образуются в результате замещения атомов водорода в кислоте на атомы металла или гидроксид-ионов в основании на кислотные остатки.

Классификация солей:

Средние (нормальные) соли: образуются при полном замещении водорода в кислоте на металл. Примеры: NaCl (хлорид натрия), K₂SO₄ (сульфат калия).
Кислые соли: образуются при частичном замещении водорода в многоосновных кислотах на металл. Примеры: NaHCO₃ (гидрокарбонат натрия), Ca(HSO₄)₂ (гидросульфат кальция).
Основные соли: образуются при частичном замещении гидроксид-ионов в многокислотных основаниях на кислотный остаток. Примеры: Mg(OH)Cl (гидроксохлорид магния), Cu₂(OH)₂CO₃ (малахит, дигидроксокарбонат меди).
Двойные соли: содержат два разных катиона металла и один анион (например, KAl(SO₄)₂ · 12H₂O — алюмокалиевые квасцы).
Смешанные соли: содержат один катион металла и два разных аниона (например, CaOCl₂ — хлорная известь).
Комплексные соли: содержат комплексный ион (в котором центральный атом связан с лигандами) и ионы внешней сферы. Примеры: Na₃[Al(OH)₆] — гексагидроксоалюминат натрия, K₄[Fe(CN)₆] — гексацианоферрат (II) калия. Названия комплексных солей начинаются с обозначения комплексного иона, а затем добавляется название металла.

Амфотерные гидроксиды

Амфотерные гидроксиды — это особый класс неорганических соединений, гидроксиды амфотерных элементов (например, Be, Al, Zn, Cr, Fe(III)), которые проявляют двойственные свойства. В зависимости от условий (среды) они могут реагировать как с кислотами, так и со щелочами, то есть проявлять свойства как основных, так и кислотных гидроксидов.

Общая формула и названия амфотерных гидроксидов аналогичны основаниям. Примеры:

Al(OH)₃ (гидроксид алюминия)
Zn(OH)₂ (гидроксид цинка)
Cr(OH)₃ (гидроксид хрома (III))

Все амфотерные гидроксиды являются твердыми веществами и практически нерастворимы в воде. Их амфотерность обусловлена способностью центрального атома образовывать как ковалентные связи с кислородом (проявляя кислотные свойства), так и ионные связи с гидроксид-ионами (проявляя основные свойства).

Общие свойства и методы получения неорганических соединений

Понимание того, как классифицируются неорганические соединения, дополняется знанием их характерных химических свойств и способов получения. Это позволяет не только предсказывать поведение веществ в реакциях, но и синтезировать необходимые соединения.

Оксиды: Свойства и получение

Свойства оксидов:

Кислотные оксиды (например, SO₃, CO₂, P₂O₅) проявляют кислотные свойства:
- Взаимодействуют с водой, образуя кислоты (кроме SiO₂): SO₃ + H₂O → H₂SO₄.
- Взаимодействуют с основаниями, образуя соль и воду: CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O.
- Взаимодействуют с основными оксидами, образуя соль: SO₂ + CaO → CaSO₃.
Основные оксиды (например, Na₂O, CaO, BaO) проявляют основные свойства:
- Взаимодействуют с водой, образуя щелочи (только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов): Na₂O + H₂O → 2NaOH.
- Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду: CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O.
- Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соль: BaO + CO₂ → BaCO₃.
Амфотерные оксиды (например, Al₂O₃, ZnO) проявляют двойственные свойства, реагируя как с кислотами, так и со щелочами.

Методы получения оксидов:

Окисление простых веществ кислородом:
- Неметаллы: C + O₂ → CO₂ (при горении).
- Неметаллы: S₈ + 8O₂ → 8SO₂ (при горении).
- Металлы: 2Mg + O₂ → 2MgO (при горении).
Разложение некоторых кислот (при сильном нагревании): H₂SO₄ → SO₃ + H₂O (при очень сильном нагревании).
Термическое разложение оснований, солей и некоторых других соединений:
- Cu(OH)₂ → CuO + H₂O.
- CaCO₃ → CaO + CO₂.

Кислоты: Свойства и получение

Свойства кислот:

Изменение цвета индикаторов: лакмус синий → красный, метиловый оранжевый оранжево-желтый → розовый.
Взаимодействие с металлами: активные металлы (до водорода в электрохимическом ряду напряжений) вытесняют водород из кислот (кроме HNO₃ конц. и H₂SO₄ конц.): Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑.
Взаимодействие с основными оксидами: CuO + H₂SO₄ → CuSO₄ + H₂O.
Взаимодействие с основаниями (реакция нейтрализации): NaOH + HCl → NaCl + H₂O.
Взаимодействие с солями: если образуется газ, осадок или вода: CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑.

Методы получения кислот:

Получение бескислородных кислот:
- Растворение в воде газообразных соединений неметаллов с водородом: HCl (газ) + H₂O → HCl (водный раствор, соляная кислота).
- Реакции соединения водорода с соответствующими неметаллами: H₂ + Cl₂ → 2HCl (при нагревании или освещении).
Получение кислородсодержащих кислот:
- Реакция соединения соответствующих кислотных оксидов с водой: H₂O + SO₃ → H₂SO₄.
- Реакции обмена между солью и более сильной или нелетучей кислотой (при этом образуется более слабая или летучая кислота): NaCl_(тв) + H₂SO₄_(конц) → HCl↑ + NaHSO₄ (при нагревании).

Основания: Свойства и получение

Свойства оснований:

Изменение цвета индикаторов (только щелочи): лакмус красный → синий, метиловый оранжевый розовый → желтый, фенолфталеин бесцветный → малиновый.
Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации): KOH + HNO₃ → KNO₃ + H₂O.
Взаимодействие с кислотными оксидами (только щелочи): 2KOH + SO₂ → K₂SO₃ + H₂O.
Взаимодействие с солями (если образуется нерастворимое основание или соль): CuCl₂ + 2NaOH → Cu(OH)₂↓ + 2NaCl.
Термическое разложение нерастворимых оснований: Cu(OH)₂ → CuO + H₂O (при нагревании).

Методы получения оснований:

Получение растворимых оснований (щелочей):
- Взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой: 2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑.
- Взаимодействие оксидов щелочных и щелочноземельных металлов с водой: CaO + H₂O → Ca(OH)₂.
- Электролиз растворов солей: 2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑.
Получение нерастворимых оснований:
- Реакция обмена между растворимой солью и щелочью: FeCl₂ + 2NaOH → Fe(OH)₂↓ + 2NaCl.

Соли: Свойства и получение

Свойства солей:

Электролитическая диссоциация: растворимые соли являются электролитами и в растворах распадаются на ионы: NaCl → Na⁺ + Cl^-.
Взаимодействие с кислотами: если образуется газ, осадок или вода: Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂↑.
Взаимодействие с основаниями: если образуется нерастворимое основание или соль: FeCl₃ + 3NaOH → Fe(OH)₃↓ + 3NaCl.
Взаимодействие с металлами: более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu.
Взаимодействие с другими солями: если образуется осадок: BaCl₂ + Na₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2NaCl.
Термическое разложение: многие соли разлагаются при нагревании.
- Карбонаты: CaCO₃ → CaO + CO₂↑.
- Нитраты (разлагаются по-разному в зависимости от активности металла):
  - Нитраты активных металлов (до Mg): 2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂↑.
  - Нитраты металлов средней активности (от Mg до Cu): 2Cu(NO₃)₂ → 2CuO + 4NO₂↑ + O₂↑.
  - Нитраты малоактивных металлов (после Cu): 2AgNO₃ → 2Ag + 2NO₂↑ + O₂↑.

Методы получения средних солей:

Взаимодействие кислотных оксидов с основными оксидами: CO₂ + CaO → CaCO₃.
Взаимодействие кислот с основаниями или амфотерными гидроксидами (реакция нейтрализации): H₂SO₄ + 2NaOH → Na₂SO₄ + 2H₂O.
Взаимодействие металлов с неметаллами: 2Na + Cl₂ → 2NaCl.
Взаимодействие металлов с кислотами: Mg + H₂SO₄ (разб.) → MgSO₄ + H₂↑.
Взаимодействие кислотных оксидов со щелочами: 2NaOH + SO₂ → Na₂SO₃ + H₂O.
Взаимодействие солей с кислотами: BaCl₂ + H₂SO₄ → BaSO₄↓ + 2HCl.
Взаимодействие солей с щелочами: NiCl₂ + 2KOH → Ni(OH)₂↓ + 2KCl.
Взаимодействие двух солей: AgNO₃ + KCl → AgCl↓ + KNO₃.

Амфотерные гидроксиды: Свойства и получение

Свойства амфотерных гидроксидов:

Двойственные свойства: проявляют как основные, так и кислотные свойства.
- Взаимодействие с кислотами (проявление основных свойств): Al(OH)₃ + 3HNO₃ → Al(NO₃)₃ + 3H₂O (образуется соль с амфотерным элементом в катионе).
- Взаимодействие со щелочами (проявление кислотных свойств): Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄] (тетрагидроксоалюминат натрия, образуется комплексная соль с амфотерным элементом в анионе).
- Al(OH)₃ + 3NaOH_(конц.) → Na₃[Al(OH)₆] (гексагидроксоалюминат натрия).
Термическое разложение: при нагревании разлагаются на соответствующий амфотерный оксид и воду: 2Al(OH)₃ → Al₂O₃ + 3H₂O.

Методы получения амфотерных гидроксидов:

Добавление раствора щелочи к раствору соли амфотерного элемента (в строго стехиометрическом количестве, чтобы избежать образования комплексных солей): ZnCl₂ + 2NaOH → Zn(OH)₂↓ + 2NaCl.
Взаимодействие некоторых амфотерных металлов с водой (после удаления оксидной пленки или при нагревании): 2Al + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂↑.

Систематическое изучение свойств и методов получения этих классов позволяет эффективно ориентироваться в неорганической химии и осваивать принципы химического синтеза.

Типы химической связи и их влияние на свойства веществ

В основе всех химических превращений лежит взаимодействие атомов, а причина этого взаимодействия — стремление к достижению более стабильного, энергетически выгодного состояния. Это стремление реализуется через образование химической связи, которая представляет собой взаимное притяжение атомов, ионов или молекул. Образование химической связи всегда сопровождается выделением энергии, что подтверждает энергетическую выгодность связанного состояния. Многообразие свойств веществ — от твердости алмаза до текучести воды — напрямую определяется типом химической связи, связывающей их частицы.

Общие принципы образования химической связи

Атомы образуют химические связи, чтобы достичь устойчивой электронной конфигурации, обычно соответствующей конфигурации благородного газа (правило октета или дублета для легких элементов). Это достигается путем передачи или обобществления электронов внешних энергетических уровней. Энергия, выделяющаяся при образовании связи (энергия связи), является мерой её прочности. Чем больше энергии выделяется, тем прочнее связь.

Существует несколько основных типов химических связей, каждый из которых имеет свои уникальные характеристики и механизмы образования.

Ионная связь

Ионная связь — это крайний случай химической связи, основанный на электростатическом притяжении между противоположно заряженными ионами. Она возникает, когда один атом полностью отдает свои валентные электроны другому атому.

Механизм образования:

Один атом (обычно металл, обладающий низкой энергией ионизации) отдает свои валентные электроны. При этом он заряжается положительно, образуя катион.
Другой атом (обычно неметалл, обладающий высоким сродством к электрону) принимает эти электроны на свои свободные орбитали. При этом он заряжается отрицательно, образуя анион.
Возникает сильное электростатическое притяжение между образовавшимися катионом и анионом, которое и является ионной связью.

Условия образования: Ионная связь возможна между элементами с очень большой разницей в электроотрицательности, как правило, между типичными металлами и типичными неметаллами. По шкале Полинга, разница электроотрицательности обычно превышает 1,7–2,0. Высокая разница электроотрицательности позволяет электрону полностью перейти от одного атома к другому.
Ионная связь чаще всего встречается в соединениях, где степень окисления металла не превышает +2 или +3. Однако важно понимать, что с увеличением степени окисления металла и уменьшением разницы электроотрицательности, ковалентный характер связи может возрастать.

Пример: В хлориде натрия (NaCl) атом натрия (Na) отдает один электрон атому хлора (Cl), образуя ионы Na⁺ и Cl^—. Эти противоположно заряженные ионы притягиваются, формируя ионную кристаллическую решетку. Ионные соединения обычно являются твердыми, тугоплавкими веществами, хорошо растворимыми в полярных растворителях (например, воде) и проводящими электрический ток в расплавах или растворах.

Ковалентная связь

Ковалентная связь — это химическая связь, возникающая в результате образования одной или нескольких общих электронных пар между двумя атомами. В отличие от ионной связи, здесь электроны не передаются, а обобществляются.

Механизмы образования:

Обменный механизм: Каждый из двух связывающихся атомов предоставляет по одному неспаренному электрону, которые объединяются в общую электронную пару. Эта пара затем принадлежит обоим атомам. Например, в молекуле H₂ каждый атом водорода предоставляет по одному электрону для образования общей пары.
Донорно-акцепторный механизм: Один атом (называемый донором) предоставляет неподеленную электронную пару, а другой атом (называемый акцептором) предоставляет свободную атомную орбиталь для размещения этой пары. Этот механизм часто встречается в комплексных соединениях или при образовании иона аммония (NH₄⁺), где атом азота в NH₃ является донором, а ион H⁺ — акцептором.

Ковалентная связь подразделяется на два типа в зависимости от распределения общей электронной пары:

Ковалентная неполярная связь

Ковалентная неполярная связь возникает между атомами с одинаковой электроотрицательностью или с очень небольшой разницей в электроотрицательности (обычно менее 0,4 по шкале Полинга). В этом случае общая электронная пара находится на равном расстоянии от обоих ядер, равномерно распределяясь между ними.

Примеры: Молекулы простых веществ-неметаллов, где связываются одинаковые атомы: H₂, O₂, N₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂.

Ковалентная полярная связь

Ковалентная полярная связь образуется между атомами неметаллов с разной электроотрицательностью (разница от 0,4 до 1,7–2,0 по шкале Полинга). В этом случае общая электронная пара смещена к атому с большей электроотрицательностью, что приводит к частичному отрицательному заряду (δ^—) на более электроотрицательном атоме и частичному положительному заряду (δ⁺) на менее электроотрицательном атоме.

Примеры: Молекулы HCl, H₂O, NH₃, CO₂. Например, в молекуле воды (H₂O) электроны смещены к более электроотрицательному атому кислорода.

Ковалентная связь является основой для большинства органических и многих неорганических соединений. Вещества с ковалентной связью могут быть газами, жидкостями или твердыми телами, их свойства зависят от полярности связи, наличия межмолекулярных сил и типа кристаллической решетки (молекулярная или атомная).

Металлическая связь

Металлическая связь характерна для чистых металлов и их сплавов. Ее уникальность заключается в том, что валентные электроны атомов металла не принадлежат конкретным атомам или связям, а обобществлены и свободно перемещаются по всей кристаллической решетке.

Механизм образования: В узлах кристаллической решетки металлов располагаются положительно заряженные катионы металлов. Валентные электроны, которые атомы металла легко отдают, образуют так называемый «электронный газ», или коллективизированные электроны. Этот «электронный газ» легко перемещается по всей структуре, обеспечивая когезию между катионами.
У металлов есть большое количество вакантных (свободных) орбиталей, куда эти электроны могут переходить, объясняя их высокую электро- и теплопроводность, металлический блеск, ковкость и пластичность.

Водородная связь

Водородная связь — это специфическое, относительно слабое межмолекулярное (или внутримолекулярное) взаимодействие, которое возникает между атомом водорода, ковалентно связанным с сильно электроотрицательным атомом (таким как кислород (O), азот (N) или фтор (F)), и неподеленной электронной парой другого сильно электроотрицательного атома соседней молекулы (межмолекулярная водородная связь) или той же молекулы (внутримолекулярная водородная связь).

Механизм образования: Когда атом водорода связан с очень электроотрицательным атомом (Э), электронная плотность сильно смещается к Э, делая атом водорода сильно поляризованным (δ⁺). Этот частично положительно заряженный атом водорода притягивается к неподеленной электронной паре другого электроотрицательного атома (Э’) в соседней молекуле.

Влияние на свойства веществ: Водородная связь оказывает значительное влияние на физические свойства веществ. Например, именно водородные связи обуславливают аномально высокие температуры кипения воды (по сравнению с аналогичными соединениями, такими как H₂S), аммиака и фтороводорода, высокую теплоемкость воды, а также уникальную структуру льда. Она играет ключевую роль в формировании структур белков и нуклеиновых кислот, определяя их биологическую активность.

Понимание природы и особенностей каждого типа химической связи критически важно для объяснения макроскопических свойств веществ и предсказания их химического поведения.

Заключение

Путешествие по фундаментальным основам химии, начавшееся с древних атомистических идей и завершившееся анализом сложных типов химической связи, позволило нам увидеть, насколько глубоко и многогранно наше понимание мира веществ. Мы проследили эволюцию атомно-молекулярного учения, от первых гипотез Демокрита до современных моделей, признающих сложное строение атома. Открытия Ломоносова, Дальтона, Пруста, Гей-Люссака и Авогадро легли в основу строгих химических законов, которые позволяют количественно описывать и предсказывать химические превращения, подтверждая дискретную природу материи.

Периодическая система Д. И. Менделеева, ставшая логическим развитием атомно-молекулярной теории, не только систематизировала известные элементы, но и стала мощным прогностическим инструментом, демонстрируя глубокую взаимосвязь свойств элементов с зарядом их атомных ядер. Наконец, изучение основных классов неорганических соединений — оксидов, кислот, оснований и солей, включая амфотерные гидроксиды, — и их характерных химических свойств и методов получения, а также разнообразие типов химической связи (ионной, ковалентной, металлической, водородной) раскрыло механизмы, определяющие многообразие материального мира.

Каждая из рассмотренных концепций не существует изолированно, а является частью единой, логически связанной системы знаний. Атомно-молекулярное учение объясняет, из чего состоят вещества; химические законы описывают, как они превращаются; Периодическая система систематизирует элементы; а типы химической связи объясняют, почему атомы взаимодействуют именно так, обуславливая свойства образующихся соединений.

Представленный академический материал подчеркивает комплексность и глубину фундаментальных концепций химии. Для студентов, осваивающих общую и неорганическую химию, глубокое понимание этих основ является не просто требованием учебной программы, но и ключом к дальнейшему успешному изучению более сложных разделов, таких как органическая химия, физическая химия или биохимия. Это фундамент, на котором строится вся химическая наука, позволяющий не только объяснять наблюдаемые явления, но и творчески подходить к решению новых научных и технологических задач.

Список использованной литературы

Глинка, Н. Л. Общая химия: учебное пособие / Н. Л. Глинка. – М. : Химия, 2003. – 728 с.
Сагайдачная, Н. Н. Общая химия: учебное пособие / Н. Н. Сагайдачная. – Мурманск: МГПУ, 2010. – 116 с.
Кнорре, Д. Г. Физическая химия / Д. Г. Кнорре, Л. Ф. Крылова, В. С. Музыкантов. – М. : Высшая школа, 1990. – 416 с.
Карапетьянц, М. Х. Общая и неорганическая химия / М. Х. Карапетьянц, С. И. Дракин. – М. : Химия, 1993. – 558 с.
Дикерсон, Р. Основные законы химии. В 2 томах / Р. Дикерсон, Г. Грей, Д. Хейт. – М.: Мир, 1982. – 652 с.
Карапетьянц, М. Х. Строение вещества / М. Х. Карапетьянц, С. И. Дракин. – М.: Высшая школа, 1976. – 304 с.
Угай, Я. А. Общая и неорганическая химия / Я. А. Угай. – М. : Высшая школа, 1997. – 527 с.
Химическая связь — виды, типы. Skysmart. URL: https://www.skysmart.ru/articles/chemistry/himicheskaya-svyaz (дата обращения: 05.11.2025).
Классификация неорганических веществ: основные группы и примеры. Skysmart. URL: https://www.skysmart.ru/articles/chemistry/klassifikaciya-neorganicheskih-veschestv (дата обращения: 05.11.2025).
Основные классы неорганических соединений. Химия. ЯКласс. URL: https://www.yaklass.ru/p/himii/8-klass/osnovnye-klassy-neorganicheskikh-soedinenii-12792/osnovnye-klassy-neorganicheskikh-soedinenii-9057/re-990761e3-d73c-4113-bb18-a6f987f28edb (дата обращения: 05.11.2025).
Основания: Химические свойства и получение амфотерных гидроксидов (на примере гидроксидов цинка и алюминия). URL: https://chem.msu.ru/rus/school/tarasevich/11/33.html (дата обращения: 05.11.2025).
Соли: химические свойства и способы получения. CHEMEGE.RU. URL: https://chemege.ru/soli-himicheskie-svojstva-i-sposoby-polucheniya/ (дата обращения: 05.11.2025).
Кислоты : Способы получения кислот. URL: https://chem.msu.ru/rus/school/tarasevich/11/32.html (дата обращения: 05.11.2025).
Кратных отношений закон. Химическая энциклопедия. ХиМиК.ру. URL: https://www.xumuk.ru/encyklopedia/2202.html (дата обращения: 05.11.2025).
Основные положения атомно-молекулярного учения. URL: https://chem.msu.ru/rus/school/tarasevich/11/31.html (дата обращения: 05.11.2025).
Основные законы химии. Закон постоянства состава вещества. Закон сохранения массы веществ. URL: https://chem.msu.ru/rus/school/tarasevich/11/5.html (дата обращения: 05.11.2025).
Кислоты: состав, свойства, получение, химия 8 класс. Сравни.ру. URL: https://www.sravni.ru/obrazovanie/info/kisloty/ (дата обращения: 05.11.2025).
Периодическая система химических элементов (таблица Менделеева). Sotkaonline.ru. URL: https://sotkaonline.ru/blog/periodicheskaya-sistema-himicheskih-elementov-tablica-mendeleeva (дата обращения: 05.11.2025).
Объемных отношений закон. Мегаэнциклопедия Кирилла и Мефодия. URL: https://megabook.ru/article/%D0%9E%D0%B1%D1%8A%D0%B5%D0%BC%D0%BD%D1%8B%D1%85%20%D0%BE%D1%82%D0%BD%D0%BE%D1%88%D0%B5%D0%BD%D0%B8%D0%B9%20%D0%B7%D0%B0%D0%BA%D0%BE%D0%BD (дата обращения: 05.11.2025).
Атомно-молекулярное учение в химии. Облако знаний. URL: https://oblakoznaniy.ru/atomno-molekulyarnoe-uchenie-v-himii/ (дата обращения: 05.11.2025).
Амфотерные гидроксиды. Номенклатура. Получение и свойства. himikatus. URL: https://himikatus.ru/art/amfoternost.php (дата обращения: 05.11.2025).
Постоянства состава закон. Химическая энциклопедия. ХиМиК.ру. URL: https://www.xumuk.ru/encyklopedia/3322.html (дата обращения: 05.11.2025).
Способы получения кислот. Студворк. URL: https://studwork.ru/spravochnik/himiya/sposoby-polucheniya-kislot (дата обращения: 05.11.2025).
Закон постоянства состава. Энциклопедия MPlast. URL: https://mplast.by/zakon-postoyanstva-sostava/ (дата обращения: 05.11.2025).
Закон простых кратных отношений. ЗФТШ. URL: http://www.zftsh.online/lections/chemistry/chemistry-10/2-fundamentalnyie-zakonyi-himii/zakon-prostyih-kratnyih-otnosheniy (дата обращения: 05.11.2025).
Закон постоянства состава вещества. Химия. Образовака. URL: https://obrazovaka.ru/himiya/zakon-postoyanstva-sostava-veschestva.html (дата обращения: 05.11.2025).
Закон объёмных отношений (закон Гей-Люссака). Калькулятор — справочный портал. URL: https://calc.by/chemistry/gay-lussac-law.html (дата обращения: 05.11.2025).
Виды, характеристики и механизмы образования химической связи. Химия. Фоксфорд. URL: https://foxford.ru/wiki/himiya/vidy-harakteristiki-i-mehanizmy-obrazovaniya-himicheskoy-svyazi (дата обращения: 05.11.2025).
Атомно-молекулярная теория. Химия. Фоксфорд Учебник. URL: https://foxford.ru/wiki/himiya/atomno-molekulyarnaya-teoriya (дата обращения: 05.11.2025).
Классификация и номенклатура неорганических веществ. Химия. Фоксфорд Учебник. URL: https://foxford.ru/wiki/himiya/klassifikatsiya-i-nomenklatura-neorganicheskih-veschestv (дата обращения: 05.11.2025).
Основные классы неорганических соединений. URL: https://chem.msu.ru/rus/school/tarasevich/11/3.html (дата обращения: 05.11.2025).
Общие способы получения бескислородных кислот. Химия, 8 класс. ЯКласс. URL: https://www.yaklass.ru/p/himii/8-klass/osnovnye-klassy-neorganicheskikh-soedinenii-12792/kisloty-sostav-svoistva-poluchenie-9058/re-6b215886-f138-4e6f-967a-e49e29a8a72a (дата обращения: 05.11.2025).
Амфотерность. Химия. Фоксфорд Учебник. URL: https://foxford.ru/wiki/himiya/amfoternost (дата обращения: 05.11.2025).
Важнейшие классы неорганических веществ. Химический факультет. МГУ. URL: https://www.chem.msu.ru/rus/school/zhukov1/13.html (дата обращения: 05.11.2025).
Урок 36. Получение и применение кислот. HIMI4KA. URL: https://himi4ka.ru/urok-36-poluchenie-i-primenenie-kislot/ (дата обращения: 05.11.2025).
Амфотерные гидроксиды. Конспект Химия. Подготовка к ЕГЭ, ОГЭ, ДВИ. Studarium. URL: https://studarium.ru/article/amfoternye-gidroksidy (дата обращения: 05.11.2025).
Гей-Люссака законы. Мегаэнциклопедия Кирилла и Мефодия. URL: https://megabook.ru/article/%D0%93%D0%B5%D0%B9-%D0%9B%D1%8E%D1%81%D1%81%D0%B0%D0%BA%D0%B0%20%D0%B7%D0%B0%D0%BA%D0%BE%D0%BD%D1%8B (дата обращения: 05.11.2025).
Закон простых объёмных отношений. ЗФТШ. URL: http://www.zftsh.online/lections/chemistry/chemistry-10/2-fundamentalnyie-zakonyi-himii/zakon-prostyih-obemnyih-otnosheniy (дата обращения: 05.11.2025).
Соли. Получение и химические свойства. URL: https://chem.msu.ru/rus/school/tarasevich/8/88.html (дата обращения: 05.11.2025).
Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Умскул Учебник. URL: https://umschool.ru/journal/himiya/periodicheskiy-zakon-i-tablica-mendeleeva/ (дата обращения: 05.11.2025).
Причины и способы образования химической связи. Химия, 10 класс. ЯКласс. URL: https://www.yaklass.ru/p/himiya/10-klass/stroenie-veschestva-i-tipy-khimicheskikh-sviazei-16812/prichiny-i-sposoby-obrazovaniia-khimicheskoi-sviazi-17079/re-a5d6f140-5e34-4b47-b3c9-0268ac3a4524 (дата обращения: 05.11.2025).
Химические связи, подготовка к ЕГЭ по химии. Studarium. URL: https://studarium.ru/article/himicheskie-svyazi (дата обращения: 05.11.2025).
Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. sotkaonline.ru. URL: https://sotkaonline.ru/blog/periodicheskaya-sistema-himicheskih-elementov-d-i-mendeleeva (дата обращения: 05.11.2025).
Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. ИнтернетУрок. URL: https://interneturok.ru/lesson/chemistry/11-klass/boshie-ponyatiya-i-zakony-himii/periodicheskiy-zakon-i-periodicheskaya-sistema-himicheskih-elementov-d-i-mendeleeva (дата обращения: 05.11.2025).
Соли: Получение солей. URL: https://chem.msu.ru/rus/school/tarasevich/11/34.html (дата обращения: 05.11.2025).
Химические свойства солей — реакции, определение и примеры. Skysmart. URL: https://www.skysmart.ru/articles/chemistry/himicheskie-svojstva-soley (дата обращения: 05.11.2025).
Общие способы получения средних солей. Химия, 8 класс. ЯКласс. URL: https://www.yaklass.ru/p/himii/8-klass/osnovnye-klassy-neorganicheskikh-soedinenii-12792/obschie-sposoby-polucheniia-srednikh-solei-16815/re-5374438b-8717-48b8-b425-467610022d4f (дата обращения: 05.11.2025).