0

К сожалению, в Вашей корзине нет ни одного товара.

Купить книгу Химия. ЕГЭ+ Оганесян Э.Т. и читать онлайн
Cкачать книгу издательства Феникс Химия. ЕГЭ+ (автор - Оганесян Э.Т. в PDF

▲ Скачать PDF ▲
для ознакомления

Бесплатно скачать книгу издательства Феникс "Химия. ЕГЭ+ Оганесян Э.Т." для ознакомления. The book can be ready to download as PDF.

Внимание! Если купить книгу (оплатить!) "Химия. ЕГЭ+" сегодня — в субботу (06.06.2020), то она будет отправлена во вторник (09.06.2020)
Сегодня Вы можете купить книгу со скидкой 60 руб. по специальной низкой цене.

Все отзывы (рецензии) на книгу

Оставьте свой отзыв, он будет первым. Спасибо.
> 5000 руб. – cкидка 5%
> 10000 руб. – cкидка 7%
> 20000 руб. – cкидка 10% БЕСПЛАТНАЯ ДОСТАВКА мелкооптовых заказов.
Тел. +7-928-622-87-04

Химия. ЕГЭ+ Оганесян Э.Т.

awaiting...
Название книги Химия. ЕГЭ+
ФИО автора
Год публикации 2019
Издательство Феникс
Раздел каталог Учебники и учебные пособия по гуманитарным, естественно- научным, общественным дисциплинам
Серия книги Без репетитора
ISBN 978-5-222-32081-5
Артикул O0111223
Количество страниц 589 страниц
Тип переплета цел.
Полиграфический формат издания 70*100/16
Вес книги 893 г
Книг в наличии 1939

Аннотация к книге "Химия. ЕГЭ+" (Авт. Оганесян Э.Т.)

Учебное пособие предназначено для поступающих в вузы. Оно состоит из трех частей. В первой части авторами на современном теоретическом уровне изложены основы общей и неорганической химии, где главенствующая роль отведена современным представлениям о строении атома и Периодической системе Д.И. Менделеева. Во второй части излагается химия элементов. Здесь авторы придерживаются общепринятого в российских средних школах, да и в вузах, короткопериодного варианта Периодической системы. Третья часть посвящена основам органической химии, материал которой изложен с позиций современных электронных представлений. Каждая глава завершается вопросами и задачами разного уровня сложности. Пособие завершается понятийным словарем, который окажет существенную помощь учащемуся в освоении материала.

Читать книгу онлайн...

В целях ознакомления представлены отдельные главы и разделы издания, которые Вы можете прочитать онлайн прямо на нашем сайте, а также скачать и распечатать PDF-файл.

Способы доставки
Сроки отправки заказов
Способы оплаты

Другие книги автора Оганесян Э.Т.


Другие книги серии "Без репетитора"


Другие книги раздела "Учебники и учебные пособия по гуманитарным, естественно- научным, общественным дисциплинам"

Читать онлайн выдержки из книги "Химия. ЕГЭ+" (Авт. Оганесян Э.Т.)

Серия «Без репетитора»
Э.Т. ОГАНЕСЯН, В.А. ПОПКОВ
ХИМИЯ ЕГЭ+
УДК 373.167.1:54
ББК24я72
КТК444
0-36
Оганесян Э. Т.
0-36 Химия : ЕГЭ+ / Э. Т. Оганесян, В. А. Попков. — Ростов н/Д : Феникс, 2019. — 589 с.: ил. — (Без репетитора).
ISBN 978-5-222-32081-5
ПРЕДИСЛОВИЕ
Предлагаемая книга представляет собой пособие по химии для поступающих в высшие учебные заведения.
Проверочные задания ЕГЭ имеют различный уровень сложности — базовый, повышенный и высокий, которые по своему содержанию должны соответствовать уровню подготовки выпускников средних школ.
К сожалению, в настоящее время сильно ощущаются различия в уровне подготовки по химии среднестатистических выпускников средней школы с требованиями ЕГЭ. Тому есть множество причин.
Первая и самая главная причина — это неполное соответствие вопросов ЕГЭ школьной программе по химии, и в первую очередь это касается отсутствия навыков составления окислительно-восстановительных реакций, а также частной неорганической химии. Создается впечатление, что при составлении вопросов ЕГЭ, к сожалению, не учитывается объем школьной программы по химии элементов.
Объем школьного курса по органической химии также не позволяет абитуриенту однозначно определять структуру промежуточного продукта в схеме, поскольку в некоторых случаях напрашивается написание двух веществ, что больше соответствует смыслу и механизму данной реакции. Например, при нитровании толуола всегда образуется смесь орто- и лада-нитропроизводных, из которых преобладает лада-изомер. Составители, не объясняя и не уточняя ход реакции, предполагают дальнейшие превращения в схеме осуществлять только лада-изомером.
Основываясь на собственном опыте преподавания химии, мы можем утверждать, что большинство учащихся средних школ испытывают значительные затруднения при составлении ответов на вопросы II части. Этот тип заданий является наиболее сложным и требует от абитуриента не только основополагающих знаний, но и умения мыслить логически.
Формирование таких умений и навыков должно осуществляться в школе на уроках химии, и здесь очень полезными оказываются пособия, в которых единые теоретические концепции общей, неорганической и органической химии излагаются несколько шире, чем в школьных учебниках.
Именно такой подход был реализован авторами при написании настоящего пособия, где сохранена традиционная конструкция разделов и глав, что, на наш взгляд, является наиболее оптимальным. Вместе с тем в каждой главе кратко сформированы выводы, даны вопросы для повторения и задачи для самостоятельного решения, которые по своему содержанию аналогичны контрольным измерительным материалам, опубликованным Федеральной службой по надзору в сфере образования и науки РФ.
Перед тем как приступить к изучению разделов пособия, мы просим внимательно посмотреть приложения, где приводятся современная таблица элементов Д.И. Менделеева, таблица атомных масс, важнейшие физические постоянные, таблица растворимости, электрохимический ряд напряжений металлов.
Мы полагаем, что уважаемый читатель, ознакомившись с содержанием пособия, приобретет не только теоретические знания, но и определенный опьгг в подготовке к ЕГЭ.
Будем очень признательны всем, кто выскажет свои замечания и пожелания по содержанию пособия.
Выражаем глубокую благодарность аспиранту С. С. Шатохину за большую помощь при оформлении и компьютерной верстке пособия.
Все замечания и рекомендации просим направлять по электронной почте: .
Профессора Эдуард Оганесян, Владимир Попков
ЧАСТЬ I
ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
ГЛАВА 1
ВАЖНЕЙШИЕ ПОНЯТИЯ В ХИМИИ
Изучив главу следует:
знать определения понятий «атом», «элемент», «молекула»; уметь рассчитывать валентность, процентное соотношение атомных масс; составлять простейшие и истинные формулы.
§ 1. Атомно-молекулярное учение
Основой всей химической науки являются атомно-молекулярное учение, закон сохранения материи, периодический закон Д.И. Менделеева и теория химического строения.
Создание атомно-молекулярного учения относится к концу XVIII — началу XIX в., т.е. к тому времени, когда в химию были введены количественные методы исследования. Огромный вклад в создание этой теории внес русский ученый М.В. Ломоносов.
Основные положения теории заключаются в следующем.
1. Вещества состоят из молекул; молекулы различных веществ различаются между собой химическим составом, размерами, физическими и химическими свойствами.

Молекулы находятся в непрерывном движении; между ними существуют взаимное притяжение и отталкивание. Скорость движения молекул зависит от агрегатного состояния веществ.

При физических явлениях состав молекул остается неизменным, при химических они претерпевают качественные и количественные изменения, и из одних молекул образуются другие.

Молекулы состоят из атомов. Атомы характеризуются определенными размерами и массой. Свойства атомов одного и того же элемента одинаковы и отличаются от свойств атомов других элементов.

При химических реакциях атомы в отличие от молекул не претерпевают качественных изменений.

Атом — электронейтральная частица, состоящая из положительно заряженного атомного ядра и отрицательно заряженных электронов; является пределом химической делимости материи.

Атомы могут взаимодействовать между собой, образуя молекулы. Поэтому молекулу можно представить как систему, состоящую из связанных между собой атомов. Эта система как единое целое характеризуется новой совокупностью свойств.

Молекула — это наименьшая частица вещества, обладающая его химическими свойствами.

Молекула способна к самостоятельному существованию и состоит из одинаковых или различных атомов, соединенных в одно целое химическими связями.
Однако не всякое вещество состоит из молекул. Известно много веществ немолекулярного строения, к ним относятся ионные и атомные кристаллы.
Если вещество образовано из атомов одного и того же элемента, то его называют простым, если же из разных — сложным.
Вещества существуют в трех агрегатных состояниях: газообразном (иначе парообразном), жидком и твердом. Изменения состояния, например, превращение льда в жидкую воду, являются примерами физических явлений (превращений). Они не сопровождаются образованием новых веществ и не вызывают изменений в качественном и количественном составе веществ.
Химические превращения, называемые химическими реакциями, представляют собой процессы превращения одних веществ в другие. Каждое чистое вещество обладает присущим только ему набором свойств, которые позволяют распознать его и отличить от других веществ. Химические свойства определяют способность вещества превращаться в другие вещества.
ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
Существует ли связь между понятиями «атом» и «молекула»? В чем состоят различия между ними?
Правильно ли будет выражение «вещества всегда состоят из молекул»? Почему?
В чем отличие простого вещества от сложного? В чем сходство между ними?
§ 2. Химический элемент. Аллотропия
ф Определенный вид атомов, характеризующийся одинаковым положительным зарядом ядра, называется химическим элементом.
Свойства всех атомов одного и того же элемента одинаковы и отличаются от свойств атомов других элементов. Атом — носитель свойств химического элемента.
В настоящее время известно 118 химических элементов, но лишь 92 встречаются в природе в естественном состоянии. Элементы, называемые благородными газами, обычно находятся в виде изолированных атомов.
Каждый химический элемент обозначают соответствующим символом, который подразумевает совокупность одного и того же вида атомов. Например, символ Си обозначает один атом меди, Н — один атом водорода и т.д.
Состав веществ условно обозначают химическими формулами, в которых соответствующими символами указывают химические элементы, входящие в состав вещества, а цифровыми индексами справа — число атомов каждого элемента. Например, в состав молекулы серной кислоты H2SO4входят два атома водорода, один атом серы (индекс «1» не пишут) и четыре атома кислорода.
Химические формулы, указывающие истинное число атомов в молекуле, называют молекулярными формулами. Если химическая формула указывает только относительное соотношение атомов в молекуле, то ее называют эмпирической, или простейшей. Она отображает вид атомов, входящих в состав молекулы, и числовые соотношения между ними, например СН. При написании формул часто указывают последовательность взаимного расположения атомов в молекуле. Такие формулы называют графическими. Например, формулы воды, пероксида водорода, метана и т.д. можно изображать так:
Здесь каждая связь обозначена черточкой. Нужно помнить, что графические формулы не всегда дают представление о геометрии молекул.
Между понятиями «простое вещество» и «химический элемент» существует различие. Любое простое вещество характеризуется строго определенной совокупностью признаков — цветом, формой кристаллов (для твердых веществ), плотностью, температурой кипения, плавления и т.д. Следовательно, этими и другими признаками простые вещества отличаются друг от друга.
Говоря же о свойствах химического элемента, следует помнить, что под этим подразумевают характерные признаки отдельных атомов, в первую очередь — заряд ядра.
Например, между простыми веществами О2 (дикислород) и О3 (трикислород) различие заключается в количественном соотношении атомов в молекуле. Озон О3 в обычных условиях разлагается на О2 и О. Итак, элемент кислород может образовать два простых вещества, представляющих собой аллотропные видоизменения.
Способность химического элемента образовывать несколько простых веществ называется аллотропией.
Явление аллотропии обусловлено несколькими причинами: 1) образованием молекул с различным числом атомов (кислород и озон; фосфор двухатомный — Р2 и фосфор четырехатомный — Р4 с молекулой в виде правильного тетраэдра и т.д.); 2) образованием кристаллов различных модификаций — частный случай полиморфизма (углерод в виде графита и алмаза; модификации серы и т.д.).
Известно свыше 400 аллотропных модификаций простых веществ.
ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
1.
2.
3.
Как взаимосвязаны между собой понятия «атом» и «химический элемент»?
Почему возможна аллотропия? Как между собой различаются аллотропные видоизменения? Приведите примеры.
Одна из модификаций серы представляет собой ромбические кристаллы лимонно-желтого цвета. Если кристаллы расплавить, а затем вылить в холодную воду, то образуется эластичная, похожая на резину масса. При нагревании серы с порошком железа образуется однородная масса, которая при охлаждении превращается в сульфид железа. Какие из этих процессов будут физическими, а какие — химическими и почему?
Чем отличается простое вещество от химического элемента? Что имеется в виду, когда говорят «химический элемент в свободном состоянии»?
§ 3. Относительные атомная и молекулярная массы. Количество вещества. Моль. Валентность. Постоянство состава веществ.
Расчеты по химическим формулам
Второй важной характеристикой атома после заряда ядра является его масса. Истинная масса атома элемента называется абсолютной атомной массой та. Так, масса атома углерода равна 1,99 • 10-26 кг. Однако выражать значения масс атомов с помощью общепринятых единиц массы — грамм или килограмм — неудобно, поскольку получаются очень малые значения, что затрудняет пользование ими. Поэтому при вычислении атомных масс за единицу массы принимают 3/ массы атома изотопа углерода с массовым числом 12. Эта единица измерения атомной массы называется углеродной единицей (у.е.), или атомной единицей массы (а.е.м.): 1 а.е.м. = 1,667 • 10_27кг. Она создает единую основу для химических и физических расчетов.
ф Масса атома, выраженная в атомных единицах массы, называется относительной атомной массой.
Атомная масса показывает, во сколько раз масса атома данного элемента больше У12 массы изотопа углерода 12С. Например, относительная атомная масса железа равна 56. Это означает, что атом железа 56Fe в 56 раз тяжелее ’/|2 массы атома углерода.
Относительная атомная масса обозначается Аг (индекс г — начальная буква слова relative — относительный), а абсолютная атомная масса — та. Между ними существует соотношение, выражаемое формулой т = А ■ 1 а.е.м.
а г
Для характеристики молекул можно пользоваться соответственно понятиями абсолютной тм и относительной молекулярной массы Мг.
Сумма атомарных масс каждого элемента, входящего в состав молекулы, называется формульной массой вещества.
Если химическая формула вещества отражает его истинную молекулярную формулу, то в этом случае формульная масса называется молекулярной массой.
ф Относительной молекулярной массой называется масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы.
Относительная молекулярная масса простых и сложных веществ равна сумме относительных атомных масс атомов, входящих в состав молекулы. Например, относительная атомная масса кислорода равна 16, а относительная молекулярная масса серы равна 32. Относительная молекулярная масса серной кислоты H2SO4равна 98 (2 + 32 + 64) а.е.м.
Количество вещества — это физическое понятие. Оно подразумевает число структурных единиц (атомов, молекул, ионов и других частиц), образующих это вещество. Обозначают количество вещества латинской буквой п или греческой v.
В практической деятельности оперируют не отдельными атомами и молекулами, а значительно большими количествами вещества.
За единицу количества вещества в химии принято такое его количество, которое содержит 6,02 • 1023 структурных единиц (атомов, молекул и др.). Например, масса 6,02 • 1023 молекул серной кислоты равна 98 г (число молекул, умноженное на относительную молекулярную массу одной молекулы в атомных единицах массы и на значение атомной единицы массы в граммах 6,02 • 1023 • 98 • 1,66 • 10-24). Такая единица количества вещества называется молем (от лат. Moles — масса).
Понятие «моль» применимо не только к молекулам, но и атомам. Следовательно, 1 моль атомов 12С — это число атомов 12С, содержащееся точно в 12 г изотопа углерода — 12С.
Моль — это количество вещества определенной химической формулы, содержащее то же число формульных единиц (атомов, молекул, ионов, электронов или других частиц), какое имеется в 12 г чистого изотопа 12С, а именно 6,02 • 1023.
ф Массу 1 моль данного вещества называют его молярной массой М.
Молярная масса — это величина, равная отношению массы вещества к количеству вещества, выражается в килограммах на моль (кг/ моль) или граммах на моль (г/моль) и численно совпадает с относительной молекулярной массой вещества или относительной атомной массой элемента. Например, молярная масса С12 — 71 г/моль; NaCl = 58,5 г/моль; Na = 23 г/моль; Са = 40 г/моль. Число структурных единиц — 6,02 • 1023 моль — называют постоянной Авогадро.
Моль, молярная масса и масса вещества взаимосвязаны между собой, что видно из приведенного примера.
По формуле М = т/п можно определить любую из трех величин, если известны две остальные. Так,
m(H2SO4) = 196 г; M(H2SO4) = 98 г/моль;
тч 196 г
п = —; n(H,SO4) == 2 моль.
М2498 г/моль
Атомы в молекулах взаимосвязаны между собой согласно их валентности, поэтому, с одной стороны, исходя из формулы вещества, можно определить валентность атомов элементов. С другой стороны, формула химического соединения, как правило, составляется на основании валентности соответствующих элементов.
# Валентность — это способность атомов элементов образовывать химические связи.
Количественной мерой валентности является число связей, образованных данным атомом с другими. Атом водорода может образовывать с другими атомами только одну связь, поэтому его валентность принята за единицу. На основании этого валентность азота в аммиаке NH3равна 3, а серы в H2S — 2 и т.д.
Поскольку не для всех элементов были получены соединения с водородом, для определения валентности более целесообразными оказались кислородные соединения. Зная состав кислородного соединения данного элемента, можно определить его валентность, учитывая, что атом кислорода всегда присоединяет два атома одновалентного элемента. Например, в соединениях Na2O, CaO, SiO2и т.д. валентности натрия, кальция и кремния соответственно равны 1, 2, 4.
Валентность атомов в составе каждого конкретного вещества постоянна.
Поэтому любое вещество имеет постоянный состав независимо от способа его получения. Данное утверждение известно как закон постоянства состава.
По мере развития учения о строении атома и теории химической связи дальнейшее развитие получили и представления о валентности.
Кроме рассмотренных способов определения валентности по водороду и кислороду в более сложных молекулах валентность находят по числу химических связей, образованных данным атомом. Например, в ацетилене С2Н2 каждый из атомов углерода образует четыре связи.
Таким образом, исходя из формул веществ, можно дать их количественную характеристику, т.е. определить: а) валентность атомов элементов, входящих в состав молекулы; б) атомное соотношение; в) соотношение атомных масс; г) массовую долю каждого элемента.
При количественных расчетах, связанных с определением состава молекул, часто прибегают к вычислениям, необходимым для нахождения эмпирических и молекулярных формул.
Эмпирическая формула — это простейшая формула, отображающая только относительные числа атомов в молекуле. Она показывает, какие элементы и в каких соотношениях входят в состав молекулы.
Молекулярная формула — это состав, кратный эмпирической формуле. Например, эмпирической формуле СН2О должны соответствовать молекулярные формулы СН2О, С2Н4О2, C3HgO3. Чтобы выяснить, какая из этих формул является истинной, необходимо определить, какая из них правильно отражает молекулярную массу.
Пример 1
Зная формулу вещества, например SOVопределите массовую долю (%) каждого элемента.
Определяем валентность, зная, что произведение валентности одного элемента на число его атомов в молекуле равно таковому другого элемента.
Валентность кислорода равна 2, следовательно, суммарная валентность кислорода в молекуле равна 6 (2 • 3). Отсюда валентность серы равна 6 (6 : 1 — 6).
Атомное соотношение в молекуле SO3равно 1 : 3, т.е. в ней содержится 1 атом серы и 3 атома кислорода.
Зная относительные атомные массы элементов S — 32, О — 16, вычисляем их соотношение: 32 : 48 — 2 : 3.
Относительная молекулярная масса SO3равна 32 + 48 = 80.
Следовательно, массовую долю каждого элемента в веществе в про
центах (процентный состав) можно найти по формулам: w(S) =-Ю0%;
Mr(SO3)
co(S) = — ■ 100% = 40%;
80
(о(О) = 100% - 40% = 60%.
Пример 2
Исходя из валентности элементов, установите формулу соединения, которое состоит из атомов двух элементов, например бора и кислорода.
Бор трехвалентен, кислород двухвалентен. Входящие в состав химического соединения атомы не могут иметь свободных валентностей. Следовательно, сумма валентностей атомов бора должна быть равна общему числу валентностей у атомов кислорода. Таким образом, общее число валентностей как у бора, так и у кислорода должно быть равно 6, что соответствует наименьшему кратному. Так как каждый атом бора трехвалентен, то в молекуле должно содержаться

атома бора. Аналогично находим, что число атомов кислорода равно

(6 : 2 = 3). Следовательно, формула соединения бора с кислородом будет В2О3.

ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
Почему атомную и молекулярную массы называют относительными? Напишите их обозначения.
Какие количественные данные можно получить на основании химической формулы?
Для чего необходима величина М (молярная масса)?
Объясните понятия «формульный состав» и «формульная масса», «эмпирическая формула» и «молекулярная формула».
Что обозначает запись М (Н3РО4) = 98 г/моль?
«Молярная масса — это масса моля вещества». Правильно ли это выражение? Почему?
Вещество имеет формулу С2Н6О. Дайте максимально полную его количественную характеристику, произведите необходимые расчеты.
Вещества имеют постоянный состав. Объясните почему.
Валентности Na, Al, Са, N, Ag, Mg, Zn, К, Si соответственно 1, 3, 2, 5, 1, 2, 2, 1,4. Составьте формулы их оксидов.
Формула серной кислоты H2SO4, бертолетовой соли КС1О3. Определите массовую долю (%) каждого элемента, входящего в эти соединения.
§ 4. Закон Авогадро и молярный объем газов
Любой образец вещества характеризуется не только такими количественными показателями, как масса, количество вещества, но и объемом. Особенно важны измерения объемов для газов.
Гей-Люссак, изучая взаимодействие газообразных веществ, вывел закон простых объемных отношений:
ф Объемы вступающих в реакцию газов при неизменной температуре и давлении относятся друг к другу, а также к объемам образующихся газообразных продуктов как небольшие целые числа.
Например, для реакции
N2(r) + ЗН2(г) = 2NH3(r)
объемы реагирующих и образующегося газов относятся друг к другу как 1:3:2.
Для объяснения этого закона Авогадро выдвинул гипотезу, которая была подтверждена экспериментальными исследованиями и получила название закона Авогадро'.
ф В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.
Из закона Авогадро вытекают два важных следствия.
ф Одинаковое число молекул разных газов при одинаковых условиях будет занимать одинаковый объем.
Если молекул будет 6,02 • 1023 (один моль газа), то при нормальных условиях (температура 273 К, давление 101325 Па) они будут занимать объем 22,4 л. Это можно выразить отношением:

л л ,

1^5= 22,4 л/моль
или в общем виде:
где V — это молярный объем газа, указывающий отношение объема газа к количеству вещества. Для нормальных условий И = 22,4 л/моль. По приведенной формуле можно определить объем газа исходя из его количества и наоборот — количество вещества газа, если известен его объем.
По плотности газа р нетрудно вычислить его массу: т = Vp.Поскольку V — Vnп, т — Мп, подставив в формулу выражения для V и. т, получим Мп = Vnp.
После преобразования получим М = И р. Из этой формулы следует: р = M/Vn.Поскольку для нормальных условий И = 22,4 л/моль, М
Р =•
Н 22,4
Данное соотношение очень важно для понимания второго следствия, которое связано с относительной плотностью газов D.
• Относительная плотность газов — величина, показывающая, во сколько раз один газ тяжелее (легче) другого, т.е. во сколько раз плотность одного газа больше (меньше) плотности другого.
Относительная плотность равна отношению плотностей газов: D = р1/р2. Подставив в эту формулу выражения плотностей, получим
М, или
Другими словами,
ф относительная плотность газа есть отношение молярной массы исследуемого газа к молярной массе газа, с которым производится сравнение. Относительная плотность — величина безразмерная.
Поскольку молярная масса вещества численно равна его относительной молекулярной массе (М — Мг), формулу относительной плотности можно выразить как D = М' / М". Таким образом, чтобы вычислить относительную плотность, достаточно знать относительные молекулярные массы газов.
Чтобы было понятно, с каким газом проводят сравнение, ставят индекс. Например, />н2 обозначает, что сравнение проводят с водородом, и тогда говорят «плотность по водороду», не употребляя слово «относительная», DB— плотность по воздуху, Do2— плотность по кислороду. Химическую формулу исследуемого газа ставят рядом в скобках: Dh2 (ci2)— плотность хлора по водороду и т.д.
Зная относительную плотность, можно вычислить относительную молекулярную, а также и молярную массу газа, если формула неизвестна:
Mr(X) = Dh2M(H2);
М(Х) = Ян2М(Н2), где М(Н2) = 2; М(Н2) = 2 г/моль.
Если плотность определяют по воздуху, то исходят из его средней молекулярной массы, равной 29.
Молярную массу газа можно определить исходя из его молярного объема при нормальных условиях в соответствии с формулами п — т/М ип— V/Vn. Если в этих формулах п для одного и того же газа имеет одинаковое значение, то т: М =V:К.
Следовательно, М = т Vn/V.m 22 4
При нормальных условиях К = 22,4 л/моль. Тогда М = —.
Из этой формулы также следует V = т .
М
В условиях, отличных от нормальных, для приведения объема газа к нормальным условиям пользуются уравнением, включающим газовые законы Бойля—Мариотта и Гей-Люссака:
где V — объем газа при давлении р и температуре Т; Vo— объем газа при нормальных условиях (давлении р0 и температуре TJ.
Для определения молярных масс используют и уравнение Клапейрона-Менделеева:
где m — масса газа, г; R —молярная газовая постоянная, равная 8,314 ДжДмоль • К).
Если объем газа выразить в литрах, то уравнение видоизменяется:
pV= 1000 — RT.
М
Объемы газов принято относить к температуре 273 К и давлению 101,325 кПа, т.е. к нормальным условиям.
Приведенные способы расчета молярных масс применимы не только к газообразным веществам, но и ко всем веществам, способным при нагревании переходить в газообразное состояние без разложения.
Пример 1
Вычислите объем следующих газов при н.у., если взято: а) 2 моль азота; б) 56 г азота; в) 16 г кислорода; г) 0,5 моль кислорода.
a) V= Vnn.
Так как п = 2 моль, Vn= 22,4 л/моль, то E(N2) = 22,4 • 2 = 44,8 л;
б)K(N2) =
в)
ИО2) =
ти(О2)-22,4
М(О2);
НО2) = ^^; К(О2)=11,2л;
г)К(О2) = Vn;Г(О2) = 22,4 • 0,5 = 11,2 л.
Пример 2
При одинаковых условиях имеются 1 л Н2> 3 л NH3и 2 лОТ Какое число молекул содержится в каждом объеме?
Согласно закону Авогадро в равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.
Найдем число молекул в 1 л Н2:
в 22,4 л Н2 содержится 6,02 • 1023 молекул;
в 1 л Н2 содержится х молекул;
х = 2,69 • 1022 молекул.
Газы находятся в одинаковых условиях, поэтому согласно закону Авогадро в 3 л NH3число молекул втрое больше, чем в 1 л Н2 (3 • 2,69 • 1022 = 8,07 • 1022 молекул), а в 2 л О2 — вдвое больше, чем в 1 л Н2 (2 • 2,69 • 1022 = 5,38 • 1022 молекул).
Пример 3
Смесь озона с кислородом имеет плотность по водороду 18. Определите объемную долю компонентов (%) смеси.
Определяем молярную массу данной смеси:
М = 2Dr2= 18 • 2 = 36 г/моль; т = 36 • 1 = 36 г.
Следовательно, 36 г смеси занимают объем 22,4 л.
Обозначим массу кислорода в смеси через тр тогда масса озона будет равна (36 — mfг, объем кислорода в смеси через V\,тогда объем озона равен (22,4 — Кх) л.
Исходя из закона Авогадро, составляем пропорции:
а) 32 г О2 занимают объем 22,4 л,
т} г О2 занимают объем V\л,
32 _ 22,4.
"С К 5
б)48 г О3 занимают объем 22,4 л,
(36 — mJг О3 занимают объем (22,4 — Pj) л,
48_22,4
36-т} ~22,4-Fj ’
Из пропорции «а» находим и подставляем в пропорцию «б»:
48(22,4 - Kj) = 22,4(36 - mJ; 48(22,4 - 0,7/Wj) = 22,4(36 - mJ; 3(22,4 - 0,7mJ = 1,4(36 - mJ;
67,2 — 2,lw/j = 50,4 — 1,4 m};
0,7mr = 16,8; m} = 24 r.
Масса кислорода в смеси равна 24 г.
Находим объем О3 в смеси из равенства:
= (0,7 mJл; = 0,7 • 24 = 16,8 л. Объем О3 в смеси равен: 22,4 — 16,8 = 5,6 л. Находим содержание О2 и О3 (в %):

л смеси равно 100%;

16,8 л О2, равно х %;
х = 75% О2 и 100% -75% = 25% О3.
ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ
Все газы подчиняются закону Авогадро, а жидкости и твердые вещества — нет. Объясните почему.
Значение молярного объема одинаково для любых газов при одинаковых условиях. Как это можно объяснить?
Что обозначает запись Лн2 (СО2) = 22?
Существуют понятия «молярная масса» и «молярный объем». Какая между ними связь?
Как перейти от количества вещества газа к его объему?
§ 5. Основные классы неорганических соединений
и их номенклатура
ОКСИДЫ
ф Оксиды — сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых — кислород в степени окисления —2.
В отечественной химической литературе для номенклатуры оксидов придерживаются следующих правил:

при написании формул кислород всегда ставят на втором месте — NO, СаО;

в названиях оксидов вначале указывают слово «оксид», а затем в родительном падеже название второго элемента: ВаО — оксид бария, К2О — оксид калия;

если элемент может образовывать несколько оксидов, то после названия элемента в скобках указывают его степень окисления, например N2O5— оксид азота (V), N2O — оксид азота (I), FeO — оксид железа (II); Fe2O3— оксид железа (III);

в названиях наиболее распространенных оксидов соотношения атомов в молекуле можно обозначать с помощью соответствующих греческих числительных: N2O — оксид диазота, NO — монооксид азота, NO2— диоксид азота, N2O5— пентаоксид диазота;

ангидриды неорганических кислот рекомендуется называть как оксиды (например, N2O5— оксид азота (V), а не азотный ангидрид или ангидрид азотной кислоты).

Получение. Оксиды получают несколькими способами.

Взаимодействием простых веществ с кислородом. Простые вещества при нагревании часто окисляются с выделением света и теплоты. Такой процесс называют горением:

С + О2= со2.

Окислением сложных веществ образуются оксиды элементов, входящих в состав исходного сложного вещества:

2H2S + ЗО2 = 2Н2О + 2SO2.

Разложением нитратов, карбонатов и некоторых нерастворимых гидроксидов:

2Cu(NO3)2= 2CuO + 4NO2+ О2;
СаСО3 = СаО + СО2;
Cu(OH)2= CuO + Н2О.

Окислением металлов оксидами других элементов. На подобных реакциях основана металлотермия — восстановление металлов из их оксидов более активными металлами:

2А1 + Сг2О3= 2Сг + А12О3.

Разложением высших оксидов или доокислением низших оксидов:

4СгО3 = 2Сг2О3 + ЗО2;
4FeO + О2 = 2Fe2O3;
2СО + О2 = 2СО2.
Различают солеобразующие и несолеобразующие (безразличные) оксиды. К последним относятся такие, которые не образуют ни кислот, ни оснований (например, N2O, NO).
Солеобразующие оксиды подразделяют на основные, кислотные и амфотерные.
Основные оксиды. Таким оксидам соответствуют основания. Например, Na2O, СаО, MgO являются основными оксидами, так как им соответствуют основания — NaOH, Са(ОН)2, Mg(OH)2. Некоторые оксиды (К2О и СаО) легко взаимодействуют с водой с образованием соответствующих оснований:
СаО + Н2О = Са(ОН)2;
К2О + Н2О = 2КОН.
Оксиды Fe2O3, CuO, Ag2O с водой не взаимодействуют, однако они нейтрализуют кислоты, поэтому считаются основными:
Fe2O3+ 6НС1 = 2FeCl3+ ЗН2О;
CuO + H2SO4= CuSO4 + H2O;
Ag2O + 2HNO3 = 2AgNO3 + H2O.
Характерным химическим свойством основных оксидов является их взаимодействие с кислотами, при этом, как правило, образуются соль и вода:
FeO + 2НС1 = FcC12+ Н2О.
Основные оксиды взаимодействуют и с кислотными оксидами:
СаО + СО2 = СаСО3.
Кислотные оксиды. Этим оксидам соответствуют кислоты. Например, оксиду N2O3соответствует азотистая кислота HNO2, С12О7 — хлорная кислота НС1О4, SO3— серная кислота H2SO4.
Характерным химическим свойством кислотных оксидов является их взаимодействие с основаниями, в результате которого образуются соль и вода:
2NaOH + СО2 = Na2CO3+ Н2О.
Большинство кислотных оксидов взаимодействуют с водой, образуя соответствующие кислоты. В то же время оксид SiO2практически нерастворим в воде, однако он нейтрализует основания, следовательно, является кислотным оксидом:
2NaOH + SiO2—сплавдение—>Na2SiO3+ Н2О.
Амфотерные оксиды. Это такие оксиды, которые в зависимости от условий проявляют основные и кислотные свойства, т.е. при взаимодействии с кислотами ведут себя как основные оксиды, а при взаимодействии с основаниями — как кислотные оксиды.
Не все амфотерные оксиды в одинаковой степени взаимодействуют с основаниями и кислотами. У одних более выражены основные свойства, у других — кислотные.
Если оксид цинка или хрома в одинаковой степени реагирует с кислотами и основаниями, то у оксида Fe2O3преобладают основные свойства.
Свойства амфотерных оксидов показаны на примере ZnO:
ZnO + 2НС1 = ZnCl2+ Н2О;
ZnO + 2NaOH = Na2ZnO2 + H2O.
ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ

Какая связь существует между: а) основанием и кислотой; б) основным оксидом и основанием; в) металлом и основным оксидом; г) кислотным оксидом и кислотой; д) основным оксидом и кислотой; е) кислотным оксидом и основанием; ж) кислотой и солью; з) основанием и солью; и) основным оксидом и кислотным оксидом? Ответ подтвердите уравнениями реакций.

Как осуществить превращения:

Си -> СиО ->CuSO4—> Си(ОН)2->Cu(NO3)2<- HNO3<- N2O5
CaO -> Ca(OH)2 ->СиС12-> HC1
CO2 -> NaCO3 -> NaHCO3 -> NaNO,
Во взаимодействие вступили 20 г СаО и 20 г СО2. Каковы масса и состав образовавшейся соли? Ответ подтвердите расчетами.
Какое количество вещества гидроксида калия потребуется для взаимодействия с 1,02 г А12О3?
Какой объем СО2 выделится, если прокалить 200 г СаСО3, содержащего 15% примесей?
ОСНОВАНИЯ
Формулы оснований отражают их особенность: атом металла связан с одной или несколькими гидроксигруппами.
При написании названий оснований на первом месте указывают слово «гидроксид», а затем добавляется название металла в родительном падеже: NaOH — гидроксид натрия, Са(ОН)2 — гидроксид кальция. Если один и тот же элемент образует основания переменного состава, то после его названия в круглых скобках римской цифрой указывают степень окисления: Fe(OH)2— гидроксид железа (II), Fe(OH)3— гидроксид железа (III).
Гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов называют щелочами: КОН, NaOH, Ва(ОН)2.
Число гидроксигрупп определяет кислотность основания, т.е. способность данного основания нейтрализовать кислоты. Например, NaOH является однокислотным основанием, а Са(ОН)2 — двукислотным основанием и т.д., так как при реакции нейтрализации этих оснований одноосновной кислотой (например НС1) на 1 моль основания расходуется соответственно 1 моль, 2 моль НС1 и т.д. Эти реакции протекают по уравнениям:
NaOH + НС1 = NaCl + Н2О; Са(ОН)2 + 2НС1 = СаС12 + 2Н2О.
Получение. Основания получают несколькими способами.

При взаимодействии некоторых основных оксидов с водой:

СаО + Н2О = Са(ОН)2.

При взаимодействии очень активных металлов с водой:

2Na + 2Н2О = 2NaOH + Н2; Са + 2Н2О = Са(ОН)2 + Н2.
ГЛАВА 23
КАРБОНОВЫЕ КИСЛОТЫ
Изучив главу, следует знать:
электронное строение карбоксильной группы; механизм отщепления протона карбоксигруппой; причины, обусловливающие подвижность водорода и гидроксигруппы; электронное строение карбоксилат-аниона; факторы, влияющие на снижение карбонильной активности кислот по сравнению с альдегидами; важнейшие химические свойства кислот и их функциональных производных; механизм реакций взаимодействия кислот со спиртами; свойства сложных эфиров и жиров.
§ 1. Одноосновные карбоновые кислоты
Карбоновые кислоты — это производные углеводородов, в которых один или несколько атомов водорода замещены на карбоксильную
В зависимости от их числа различают одно-, двух-, многоосновные кислоты.
Номенклатура и изомерия. Для простейших кислот по ИЮПАК сохранены их тривиальные названия (табл. 23.1).
По заместительной номенклатуре названия кислот производят от названия соответствующего углеводорода с добавлением окончания -овая. Изомерия в ряду кислот зависит от строения углеродной цепи. Для написания названия кислот, имеющих разветвленную цепь углеродных атомов, используют тот же принцип, что и в названиях альдегидов:
Таблица 23.1
Некоторые представители кислот и их физические свойства
Строение карбоксильной группы. Карбоксильную группу формально можно рассматривать как комбинацию карбонильной группы с гидроксигруппой. Однако такой подход удобен лишь для описания состава, ибо группа СООН является самостоятельной функциональной группой, отличающейся по строению и свойствам от карбонила. Причина такого различия прежде всего заключается в том, что л-электроны > С=О связи взаимодействуют ср-электронами кислорода гидроксигруппы, а это приводит к сопряжению. Поляризация связи С=О возрастает за счет дополнительного стягивания неподеленной пары электронов (р-электронов) атома кислорода ОН-группы:
СН3
Вследствие такого смещения электронной плотности связь О—Н в гидроксигруппе ослабляется, и атом водорода легко отщепляется в виде иона Н+. Поэтому именно гидроксигруппа участвует почти во всех реакциях: она либо теряет протон (Н+), либо замещается при действии нуклеофильных реагентов.
Другой отличительной особенностью карбоксильной группы является то, что для нее не характерна карбонильная активность (в отличие от альдегидов и кетонов).
Получение. Карбоновые кислоты можно получить различными способами:

гидролизом тригалогенопроизводных, у которых все атомы галогена связаны с первичным углеродным атомом:

/С1ZO

С-С-С1 + 3NaOH ► Н,С—С+ 3NaCl + Н,О;

3 \ 3 \
ХС1ОН

1,1 -трихлорэтан

окислением альдегидов:

Z0 н3с-с хн

взаимодействием этиленовых углеводородов с оксидом углерода (II) и водяным паром (оксосинтез):

Н3С-СН=СН2 + СО + Н2ОН3С-СН2-СН2-СООН;
пропенбутановая кислота

окислением алканов кислородом в присутствии катализаторов:

Z0
Н3С-СН2-СН2-СН3[О] ► 2Н3С-С
хон

Окислением алкенов (гл. 19, § 3).

Физические свойства. Первые три представителя гомологического ряда кислот представляют собой бесцветные прозрачные жидкости с характерным острым запахом; они смешиваются с водой в любых соотношениях. С увеличением числа углеродных атомов в радикале кислот их растворимость в воде понижается. Кислоты, содержание которых С10 и выше, являются твердыми веществами. Высокие температуры кипения (см. табл. 23.1) свидетельствуют о наличии межмолекулярных водородных связей:
ОГЛАВЛЕНИЕ
Предисловие3
ЧАСТЬ I
ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ5
ГЛАВА 1
ВАЖНЕЙШИЕ ПОНЯТИЯ В ХИМИИ5
§ 3. Относительные атомная и молекулярная массы.
Количество вещества. Моль. Валентность. Постоянство
состава веществ. Расчеты по химическим формулам9
§ 5. Основные классы неорганических соединений
§ 6. Химические уравнения. Закон сохранения массы веществ.
ГЛАВА 2
ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА
В СВЕТЕ ТЕОРИИ СТРОЕНИЯ АТОМА41
§ 1. Открытие периодического закона41
§ 2. Структура Периодической системы элементов
Д.И. Менделеева43
§ 3. Строение атома. Ядра атомов47
§ 4. Квантовые числа и атомные орбитали52
§ 5. Строение электронных оболочек атомов55
§ 6. Электронные структуры атомов элементов малых
периодов58
§ 7. Строение атомов элементов больших периодов62
§ 8. Связь свойств элементов с их положением
в Периодической системе68
§ 9. Анализ свойств элементов, их оксидов и гидроксидов74
§ 10. Значение периодического закона79
ГЛАВА 3
ХИМИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ И СТРОЕНИЕ МОЛЕКУЛ83
§ 1. Ковалентная связь83
§ 2. Свойства ковалентной связи91
§ 3. Ионная связь98
§ 4. Металлическая связь102
§ 5. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь103
ГЛАВА 4
ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ107
§ 1. Тепловой эффект химических реакций107
§ 2. Скорость химических реакций109
§ 3. Химическое равновесие116
§ 4. Классификация химических реакций121
ГЛАВА 5
РАСТВОРЫ. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ124
§ 1. Общие представления о растворах124
§ 2. Количественная характеристика растворов125
§ 3. Растворимость веществ134
§ 4. Процесс растворения. Тепловые явления
при растворении138
§ 5. Электролиты. Причины диссоциации140
§ 6. Степень диссоциации. Факторы, влияющие
на степень диссоциации143
§ 7. Водородный показатель.pHрастворов144
§ 8. Представления о кислотах и основаниях149
§ 9. Ионные реакции153
§ 10. Гидролиз солей155
ГЛАВА 6
ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ160
§ 1. Степень окисления элемента160
§ 2. Окисление и восстановление — сопряженные
процессы. Окислители и восстановители164
§ 3. Составление уравнений окислительно-восстановительных
реакций167
§ 4. Типы окислительно-восстановительных реакций174
§ 5. Электрохимический ряд напряжений металлов177
§ 6. Электролиз180
ЧАСТЬ II
НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ187
ГЛАВА 7
ВОДОРОД. ВОДА187
§ 1. Водород187
§ 2. Способыполучения водорода189
§ 3. Свойстваводорода190
§ 4. Вода194
§ 5. Пероксидводорода196
ГЛАВА 8
ГАЛОГЕНЫ199
§ 1. Общая характеристика галогенов199
§2. Получение галогенов201
§ 3. Свойства галогенов204
§ 4. Соединения галогенов с водородом206
§5. Галогениды металлов210
§ 6. Кислородные соединения галогенов213
ГЛАВА 9
ПОДГРУППА КИСЛОРОДА219
§ 1. Общая характеристика подгруппыкислорода219
§2. Кислород221
§ 3. Сера225
§ 4. Сероводород228
§ 5. Оксид серы (IV).Сернистая кислота231
§ 6. Оксид серы (VI).Серная кислота,сульфаты235
ГЛАВА 10
ПОДГРУППА АЗОТА242
§ 1. Общая характеристика элементов главной подгруппы
V группы242
§ 2. Азот244
§ 3. Аммиак246
§ 4. Соли аммония249
§5. Оксиды азота251
§ 6. Азотная кислота254
§7. Фосфор259
§ 8. Оксиды фосфора. Фосфорная кислота262
ГЛАВА И
ПОДГРУППА УГЛЕРОДА267
§ 1. Общая характеристика элементов
главной подгруппы IV группы267
§ 2. Углерод268
§ 3. Карбид кальция. Оксиды углерода272
§ 4. Угольная кислота и ее соли276
§5. Кремний278
ГЛАВА 12
БЛАГОРОДНЫЕ ГАЗЫ. ОБОБЩЕНИЕ СВОЙСТВ
НЕМЕТАЛЛОВ284
§ 1. Благородные газы284
§ 2. Неметаллы в Периодическойсистеме288
ГЛАВА 13
ОБЩИЙ ОБЗОР МЕТАЛЛОВ293
§ 1. Положение в Периодической системе элементов
Д.И. Менделеева и общие свойства металлов293
§ 2. Коррозия металлов299
ГЛАВА 14
ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ302
§ 1. Общая характеристика щелочных металлов302
§ 2. Соединения щелочных металлов305
ГЛАВА 15
ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ МЕТАЛЛЫ309
§ 1. Общая характеристика элементов ПА-подгруппы309
§2. Кальций311
§ 3. Жесткость воды, ее причины и способы устранения314
ГЛАВА 16
АЛЮМИНИЙ316
§ 1. Общая характеристика р-элементовIII группы316
§ 2. Алюминий317
ГЛАВА 17
//-ЭЛЕМЕНТЫ. ЖЕЛЕЗО. ХРОМ. МАРГАНЕЦ. МЕДЬ. ЦИНК...323 § 1. Общая характеристика элементов
побочной подгруппы VIII группы323
§ 2. Железо325
§ 3. Соединения железа327
§ 4. Получение железа и его сплавов330
§ 5. Хром. Общая характеристика металлов
побочной подгруппы VI группы332
§ 6. Марганец. Общая характеристика
металлов побочной подгруппы VII группы336
§ 7. Общая характеристика
металлов побочной подгруппы I группы342
§ 8. Общая характеристика ^/-элементов II группы346
ЧАСТЬ III
ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ351
ГЛАВА 18
ОСНОВНЫЕ ПОНЯТИЯ И ПРЕДСТАВЛЕНИЯ
В ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ351
§ 1. Предмет органической химии351
§ 2. Теория строения органических соединений352
§ 3. Классификация органических соединений356
§ 4. Основные принципы номенклатуры органических
молекул359
§ 5. Виды изомерии372
§ 6. Классификация и механизмы органических реакций375
§ 7. Природные источники получения органических
соединений. Переработка нефти378
ГЛАВА 19
УГЛЕВОДОРОДЫ382
§ 1. Предельные углеводороды (алканы)382
§ 2. Циклоалканы391
§ 3. Этиленовые углеводороды (алкены)393
§ 4. Диеновые углеводороды. Каучуки405
§ 5. Ацетиленовые углеводороды (алкины)410
§ 6. Ароматические углеводороды. Бензол419
ГЛАВА 20
ГАЛОГЕНОПРОИЗВОДНЫЕ432
Классификация, номенклатура и строение432
ГЛАВА 21
ГИДРОКСИПРОИЗВОДНЫЕ УГЛЕВОДОРОДОВ440
§ 1. Предельные одноатомные спирты440
§ 2. Этиленгликоль и глицерин447
§ 3. Фенолы452
ГЛАВА 22
АЛЬДЕГИДЫ И КЕТОНЫ459
§ 1. Строение карбонильнойгруппы459
§ 2. Способы получения461
§ 3. Свойства465
ГЛАВА 23
КАРБОНОВЫЕ КИСЛОТЫ471
§ 2. Сложные эфиры479
§ 3. Жиры483
ГЛАВА 24
УГЛЕВОДЫ489
§ 1. Моносахариды489
§ 2. Сложные сахара. Дисахариды иполисахариды496
ГЛАВА 25
АМИНЫ503
§ 1. Классификация, номенклатура и строение аминов503
§ 2. Получение аминов506
§ 3. Свойства аминов508
ГЛАВА 26
АМИНОКИСЛОТЫ513
ГЛАВА 27
БЕЛКИ И НУКЛЕИНОВЫЕ КИСЛОТЫ522
§ 1. Белки522
§ 2. Нуклеиновые кислоты528
Схемы превращений органических молекул
(для самостоятельной работы)534
Задания для самоподготовки538
Понятийный словарь557
Приложения576
Учебное издание
ОГАНЕСЯН Эдуард Тоникович,
ПОПКОВ Владимир Андреевич
ХИМИЯ. ЕГЭ+