Сборник материалов для подготовки к ОГЭ по химии
⎯→⎯
t
Муниципальное общеобразовательное учреждение
«Средняя общеобразовательная школа № 7 им. Д. П. Галкина»
города Магнитогорска
Сборник материалов
для подготовки
к ОГЭ по химии
Автор: Репетацких Д.Н.,
учитель химии
Магнитогорск 2019
-20-
-20-
Составитель: Дмитрий Николаевич Репетацких, учитель химии высшей
категории муниципального общеобразовательного учреждения «Средняя
общеобразовательная школа № 7 им. Д.П. Галкина» города Магнитогорска
Сборник материалов для подготовки к экзамену по химии в 9-м классе.
Магнитогорск, 2019 – 18 с.
В сборнике представлены сведения, проверяемые в ходе государственной
итоговой аттестации по химии в 9-м классе.
Структура соответствует распределению тем в экзамене.
В каждом блоке имеются примеры решения заданий.
В уравнениях реакций стоит знак «=», а в схемах реакций (уравнения без
коэффициентов) знак «→»
Сокращения:
ат.масса – относительная атомная масса
пор.№ - порядковый номер элемента
ПСХЭ – Периодическая система химических элементов Д..И.Менделеева
ст.ок. – степень окисления
гр. – группа
подгр. – подгруппа
гл.подгр. – главная подгруппа
побоч. подгр. – побочная подгруппа
Металлы – пластичные, блестящие вещества, проводящие тепло и электрический ток
Почти все металлы – твердые вещества серого цвета. Ртуть - жидкая
Щелочные металлы – мягкие, очень быстро окисляются кислородом воздуха, поэтому
хранятся под слоем керосина в затемненном месте. Являются самыми активными из
металлов, в большинство реакций вступают без нагревания
Неметаллы – простые вещества, не обладающие свойствами металлов
H
2
(водород) – 1) самый легкий газ, не имеет цвета и запаха; 2) взрывоопасен (чистый
H
2
- хлопок-взрыв, смешан с воздухом – «лающий» звук); 3) нерастворим в воде, поэто-
му можно собирать как методом вытеснения воздуха, так и методом вытеснения воды)
F
2
(фтор) – 1) желтый газ, ядовит; 2) в его атмосфере горят многие материалы, которые
не горят в атмосфере воздуха; 3) название происходит от слова «смертоносный»
Cl
2
(хлор) – 1) бледно-желтый газ тяжелее воздуха; 2) запах хлорки; 3) ядовит;
4) растворяется в воде; 5) название происходит от слова «зеленый»
Br
2
(бром) – 1) ядовитая жидкость коричневого цвета; 2) единственный жидкий при н.у.
неметалл; 3) название происходит от слова «вонючий»
I
2
(йод) – 1) темные кристаллы; 2) используется в медицине; 3) с крахмалом образует
синюю окраску
O
2
(кислород) – 1) газ без цвета и запаха, немного тяжелее воздуха; 2) необходим для
горения (тлеющая лучинка разгорается); 3) животные поглощают кислород,
выбрасывают углекислый газ, растения – наоборот; 4) почти не растворим в воде; 5)
собирают кислород методом вытеснения воды (O
2
нерастворим) или методом
вытеснения воздуха (пробирка должна быть отверстием вверх, т.к. O
2
тяжелее воздуха)
O
3
(озон) – 1) голубой газ; 2) запах «свежести»; 3) убивает бактерии, в больших дозах
опасен; 4) задерживает ультрафиолетовые лучи
N
2
(азот) – 1) газ без запаха, примерно равный по плотности воздуху; 2) не поддержива-
ет горение; 3) не усваивается животными при вдыхании; 4) не растворяется в воде
Благородные газы – практически не вступают в химические реакции
Алмаз С – 1) прозрачные кристаллы; 2) самое твердое из всех природных веществ;
3) может создаваться искусственно из графита; 4) сгорает с образованием углекислого
газа: C + O
2
= CO
2
P (фосфор)– твердое вещество, бывает P
красный
и P
белый
. Белый светится в темноте,
самовоспламеняется, ядовит
S (сера) – 1) твердое вещество желтого цвета; 2) встречается в вулканах; 3) выделяется
в ушных каналах многих животных; 4) бывает ромбическая и пластическая
Основные оксиды – твердые белые вещества
Щёлочи – 1) твердые белые вещества; 2) являются едкими веществами, поэтому при
работе используются резиноые перчатки, очки; 3) при ожоге щелочью необходимо
промыть пораженное место водой и обработать раствором слабой кислоты (лимонной,
борной и т.п.)
HF, HCl, HBr и HI (галогенводороды) – 1) газы с резким запахом; 2) при растворении
в воде образуют кислоты того же состава (плавиковую, соляную, бромоводородную,
йодоводородную); 3) распознают с помощью индикаторов (лакмус и метилоранж
краснеют)
-19-
-2-
Признаки реакций
Выделение (выпадение,
образование) осадка
Растворение
осадка
Выделение газа
Изменение цвета
Zn(OH)
2
, Al(OH)
3
и H
2
SiO
3
– бесцветные
желеобразные (студенистые) осадки
H
2
– без цвета и запаха
лакмус (фиол.) и метиолоранж
(оранж.) в кислотах → красный
цвет
H
2
S – запах тухлых яиц
AgCl, AgBr, AgI – творожистые осадки.
AgCl – белый, AgBr и AgI – желтые
Ag
3
PO
4
- желтый
H
2
CO
3
H
2
O + CO
2
– без цвета
и запаха
фенолфталеин (бесцв.) в
щелочах → малиновый цвет
H
2
SO
3
H
2
O + SO
2
– без цвета,
с неприятным запахом
CuS, FeS, PbS – черные
CuCl
2
, Cu(NO
3
)
2
- сине-зеленые
FeCl
2
,Fe(NO
3
)
2
…-темно-зеленые
FeCl
3
, Fe(NO
3
)
3
, Fe
2
(SO
4
)
3
… -
бурые (коричневые)
Cu(OH)
2
– синий
NH
4
OH H
2
O + NH
3
– без
цвета, с запахом нашатырного
спирта
Fe(OH)
2
– темно-зеленый
Fe(OH)
3
– коричневый
Неорганические вещества
металлы
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr – щелочные
F
2
, Cl
2
, Br
2
, I
2
– галогены
Ca, Sr,Ba, Ra – щелочноземельные
He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn – благородные (инертные газы
Mg Al Cr Mn Fe
Cu Zn Ag Pt Pb
С – алмаз, графит, угольO
3
- озон
H
2
S P N
2
O
2
основные оксиды
Li
2
O – оксид лития
LiOH – гидроксид лития
щёлочи
основания
Na
2
O – оксид натрия
NaOH – гидроксид натрия, едкий натр
K
2
O – оксидкалия
KOH – гидроксид калия, едкое кали
Rb
2
O – оксидрубидия
RbOH – гидроксид рубидия
Cs
2
O – оксидцезия
CsOH – гидроксид цезия
CaO – оксид кальция, негашёная известь
Ca(OH)
2
– гидроксид кальция, гашёная известь
SrO – оксид стронция
Sr(OH)
2
– гидроксид стронция
BaO – оксидбария
Ba(OH)
2
– гидроксид бария
MgO – оксид магния
Mg(OH)
2
– гидроксид магния
FeO – оксиджелеза (II)
Fe(OH)
2
– гидроксид железа (II)
амфотерные
оксиды
ZnO – оксид цинка
Zn(OH)
2
– гидроксид цинка
амфотерные
гидроксиды
Al
2
O
3
– оксид алюминия
Al(OH)
3
–гидроксид алюминия
кислотные оксиды
HF – фтороводородная, плавиковая
кислоты
HCl – хлороводородная, соляная
HBr – бромоводородная
HI – иодоводородная
H
2
S – сероводородная
HCH
3
COO – уксусная
SO
2
– оксид серы (IV), сернистый газ
H
2
SO
3
– сернистая
SO
3
– оксид серы (VI)
H
2
SO
4
– серная
N
2
O
3
– оксид азота (III)
HNO
2
– азотистая
NO
2
– оксид азота (IV), бурый газ
N
2
O
5
– оксид азота (V)
HNO
3
– азотная
CO
2
–оксид углерода (IV), углекислый газ
H
2
CO
3
– угольная
P
2
O
5
– оксид фосфора (V)
H
3
PO
4
– фосфорная, ортофосфорная
SiO
2
– оксид кремния (IV), кремнезем
H
2
SiO
3
– кремниевая
несолеоб-
разующие
оксиды
N
2
O – оксид азота (I)
H
-
-гидрид
O
-2
- оксид
OH
-
-гидроксид
NO – оксид азота (II)
H
2
O - вода
H
2
O
2
– пероксид водорода
CO – оксид углерода (II), угарный газ
NH
3
- аммиак
NH
4
+
- аммоний
кислые
соли
NaHCO
3
– гидрокарбонат натрия, пищевая
(питьевая) сода
F
-
–фторид
NO
2
-
- нитрит
кислотные остатки
Cl
-
–хлорид
NO
3
-
- нитрат
NH
4
HCO
3
– гидрокарбонат аммония
Br
-
- бромид
CO
3
2-
- карбонат
средние соли
NaCl – хлорид натрия, поваренная соль
I
-
–иодид
HCO
3
-
- гидрокарбонат
NaNO
3
– нитрат натрия, натриевая селитра
S
2-
- сульфид
SiO
3
2-
- силикат
Ca(NO
3
)
2
– нитрат кальция, кальциевая селитра
SO
3
2-
- сульфит
PO
4
3-
-фосфат
CaCO
3
– карбонат кальция, известняк, мел, мрамор
SO
4
2-
- сульфат
CH
3
COO
-
- ацетат
NH
4
NO
3
– нитрат аммония, аммиачная селитра
AlO
2
-
- алюминат
(метаалюминат)
ZnO
2
2-
- цинкат
(метацинкат)
NH
4
Cl – хлорид аммония, нашатырь
Простые и сложные вещества
Простые – это вещества, состоящие из атомов одного химического элемента
(например, Cl
2
, Fe и т.п.).
Некоторые простые вещества образуют молекулы, состоящие из нескольких атомов
(O
2
– кислород, O
3
– озон, H
2
– водород, N
2
– азот, F
2
– фтор, Cl
2
– хлор, Br
2
– бром,
I
2
– йод). Остальные простые вещества записываются так же, как элементы. Например,
запись «Fe» может означать химический элемент-железо, а может простое вещество-
железо. А вот запись «Cl
2
» означает только простое вещество-хлор (элемент– просто Cl)
Слово «кислород» может применяться и для обозначения химического элемента О, и
для обозначения газа О
2
Кислород-простое вещество (примеры): 1) в составе атмосферы 21% кислорода;
2) животные дышат кислородом; 3) кислород переносится с кровью из легких до клеток.
Кислород-химический элемент (примеры): 1) кислород входит в состав оксида серы
(VI); 2) в состав белков входит кислород; 3) кислород – один из макроэлементов
человека.
Медь-простое вещество (примеры): 1) медь входит в состав бронзы; 2) медью
покрывают некоторые монеты; 3) медь является хорошим проводником электричества
Медь-химический элемент (примеры): 1) медь входит в состав малахита; 2) медный
купорос CuSO
4
; 3) синий цвет крови некоторых моллюсков обусловлен наличием меди
Простые вещества делятся на металлы и неметаллы
Сложные – это вещества, состоящие из атомов нескольких элементов
Сложные вещества делятся на неорганические (оксиды, кислоты, основания, соли) и
органические (углеводороды, спирты, карбоновые кислоты и др.)
-3-
-18-
Al
27
13
Пример 2. После пропускания через раствор гидроксида натрия 4,48 л сернистого газа (н.у.)
получили 252 г раствора сульфита натрия. Вычислите массовую долю соли в полученном
растворе.
Известное вещество – сернистый газ, т.к известно, что его 4,48 л,
искомое вещество – сульфит натрия, т.к. это получившаяся соль. 252 г – это не масса сульфита
натрия, а масса его раствора, поэтому нельзя считать сульфит натрия известным веществом
SO
2
+ 2NaOH = Na
2
SO
3
+ H
2
O
1) n(SO
2
) = = = 0,2 моль
2) n(Na
2
SO
3
) = 0,2 моль (столько же, сколько SO
2
, т.к. в уравнении перед SO
2
и передNa
2
SO
3
коэффициентов нет)
3) m(Na
2
S O
3
) = n • M = 0,2 • 126 = 25,2г
ω(Na
2
SO
3
) = = = 0,1 = 10%
Получение вещества из данных в несколько стадий
1. Чтобы превратить оксид в гидроксид (в кислоту или в основание),надо добавить воду.
Например: надо превратить K
2
O в KOH: K
2
O + H
2
O→KOH. Так можно получить только
щелочь и любую кислоту, кроме H
2
SiO
3
(нерастворимые гидроксиды из оксида и воды
не получаются)
2. Чтобы получить (вытеснить) металл из соединения, нужно взять более активный
металл, начиная с Mg. Из оксидов металлы еще вытесняютC, H
2
или CO
Например: Cr
2
O
3
надо превратить в Cr:Cr
2
O
3
+ Al→Al
2
O
3
+ Cr или Cr
2
O
3
+ CO→ Cr + CO
2
3. Чтобы превратить основание или амфотерный гидроксид в соль нужно добавить
кислоту (чтобы выделилась вода):
Например: надо превратить Al(OH)
3
в Al(NO
3
)
3
: Al(OH)
3
+ HNO
3
→Al(NO
3
)
3
+ H
2
O
4. Чтобы превратить нерастворимый гидроксид в оксид нужно его нагреть.
Например: надо превратить Cu(OH)
2
в CuO: Cu(OH)
2
CuO + H
2
O
6. Чтобы превратить металл в соль нужно добавить соль менее активного металла.
Например: надо превратить Cu в Cu(NO
3
)
2
: Cu + AgNO
3
→Cu(NO
3
)
2
+ Ag
7. Нитраты очень активных металлов разлагаются на нитрит и кислород.
Например: KNO
3
KNO
2
+ O
2
нитраты металлов средней активности на оксид + NO
2
+ O
2
.
Например: Fe(NO
3
)
2
FeO + NO
2
+ O
2
нитраты металлов правее H на металл + NO
2
+ O
2
.
Например: AgNO
3
Ag + NO
2
+ O
2
8. Чтобы превратить оксид в соль нужно добавить гидроксид (к основному оксиду –
кислоту, к кислотному оксиду – щелочь, к амфотерному оксиду – кислоту или щелочь в
зависимости от продукта)
Например: надо превратить N
2
O
5
в NaNO
3
: N
2
O
5
+ NaOH→NaNO
3
+ H
2
O
Еще пример: надо превратить Al
2
O
3
в NaAlO
2
: Al
2
O
3
+ NaOH→NaAlO
2
+ H
2
O
Еще пример: надо превратить CuO в Cu(NO
3
)
2
: CuO + HNO
3
→Cu(NO
3
)
2
+ H
2
O
9. Чтобы превратить соль в другую соль нужно добавлять какое-нибудь растворимое
вещество и чтобы обязательно получались осадок, газ или вода
Например: надо превратить K
2
CO
3
в K
2
SO
4
: K
2
CO
3
+ MgSO
4
→K
2
SO
4
+ MgCO
3
↓.
Неправильный способ: K
2
CO
3
+ Na
2
SO
4
≠ (нет ↓,↑,H
2
O)
10. Чтобы превратить металл в гидроксид нужно добавлять воду, обязательно, чтобы
металл был левее Mg. Металлы правее H с водой вообще не реагируют, металлы от Mg
до H реагируютпри нагревании с образованием оксида и H
2
Например: надо превратить K в KOH: K + H
2
O→KOH + H
2
↑. Неправильный способ:
K + NaOH ≠ (со щелочами из металлов реагируют только Zn и Al)
V
V
m
m
в
m
р(см)
4,48
22,4
Нашли количество известного вещества
Нашли количество искомого вещества
46 32 48
25,2
252
Нашли искомую величину
S – элемент VIA группы, 3 периода ПСХЭ
Заряд ядра +16,т.к. в ПСХЭ №16
Всего электронов 16, т.к. №16. Протонов тоже 16, нейтронов: 32 – 16 = 16
(ат.масса – пор.№)
Электронных слоев 3, т.к. третий период
В первом слое помещается только 2 электрона, во втором 8
Во внешнем (в данном случае третьем) слое электронов 6, т.к. сера в
главной подгруппе шестой группы
Завершенных слоев два (первый и второй), незавершенный– один (третий).
S
+6
– 10 электронов ,т.к. в атоме 16 электронов (пор.№), а «+6» означает на
6 электронов меньше. S
-2
– 18 электронов (на 2 больше, чем в атоме)
Fe – элемент VIIIB группы, 4 периода ПСХЭ
Заряд ядра +26,т.к. в ПСХЭ №26
Всего электронов 26, т.к. №26. Протонов тоже 26, нейтронов: 56 – 26 = 30
Электронных слоев 4, т.к. четвертый период
В первом слое помещается только 2 электрона, во втором 8
Во внешнем (в данном случае четвертом) слое электронов 2, т.к. железо
находится в побочной подгруппе (у всех элементов побочных подгрупп
любых групп во внешнем слое 2 электрона)
В третьем слое 14 электронов, т.к. всего их 26 (26 – 2 – 8 – 2 = 14)
Завершенных слоев два (первый и второй), незавершенных тоже два
(третий и четвертый).
Fe
+2
– 24 электрона ,т.к. в атоме 26 электронов (пор.№), а «+2» означает на
2 электрона меньше. Fe
+3
– 23 электрона (на 3 меньше, чем в атоме)
-17-
-4-
t
t
t
t
Периодическая система
при приближении к Fr (влево
вниз в ПСХЭ):
а) усиливаются металлические
(восстановительные) свойства;
б) увеличивается радиус атома;
в) уменьшается
электроотрицательность;
г) усиливаются основные
свойства оксидов и
гидроксидов
при приближении к F (вправо
вверх):
а) усиливаются
неметаллические
(окислительные) свойства;
б) уменьшается радиус атома;
в) увеличивается
электроотрицательность;
г) усиливаются кислотные
свойства оксидов и
гидроксидов
при приближении
к At (вправо вниз):
увеличивается
сила
бескислородных
кислот
(водородных
соединений
неметаллов)
Окислительные (неметаллические) свойства – это способность притягивать к себе
электроны, восстановительные (металлические) - отдавать
Валентные – это электроны внешнего уровня (напр., у натрия 1 валентный электрон, у
хлора – 7)
Металлы – находятся ниже диагонали B – At + все элементы побочных подгрупп
Все двухатомные молекулы: H
2
, N
2
, O
2
и галогены (F
2
, Cl
2
, Br
2
, I
2
). Трехатомная
молекула: O
3
– озон
Электроотрицательность – способность атомов притягивать электроны.
По электроотрицательности: 1) F; 2) O; 3) Cl; 4) N
Пример 1.
Изменения свойств элементов в ряду: Na – Al – P (приближение к F):
а) усиливаются неметаллические (окислительные) свойства, ослабевают металлические
(восстановительные) свойства;
б) уменьшается радиус атома;
в) увеличивается электроотрицательность;
г) усиливаются кислотные свойства оксидов и гидроксидов
Пример 2.
Изменения свойств элементов в ряду: Cl – Br – I (приближение к Fr/At):
а) усиливаются металлические (восстановительные) свойства, ослабевают
неметаллические (окислительные) свойства;
б) увеличивается радиус атома;
в) уменьшается электроотрицательность;
г) ослабевают кислотные свойства оксидов и гидроксидов;
д) усиливаются кислотные свойства водородных соединений (бескислородных кислот)
Химическая связь
Металлическая связь – металлы (напр., Na, Cu, Al);
ионная – между металлами (или NH
4
+
) и неметаллами (напр., CuSO
4
, BaCl
2
, (NH
4
)
2
SO
4
);
ковалентная полярная – разные неметаллы (напр., NO
2
, HBr, NH
3
);
ковалентная неполярная – атомы одного неметалла (напр., Cl
2
, O
3
, H
2
)
Примеры:
CaCl
2
– ионная связь (Ca – металл, Cl – неметалл);
P – ковалентная неполярная связь (один неметалл фосфор)
NH
4
Cl– ионная связь (между NH
4
+
и Cl
-
) и ковалентная полярная связь (между N и H)
Sb – металлическая связь (сурьма – металл, т.к. ниже диагонали B – At)
Электронный баланс
1. Проставить все степени окисления (смотри объяснение к теме «Степень окисления»).
2. Выписать элементы, которые меняют ст.ок. и записать, сколько электронов
прибавилось или убавилось.
Примеры: S
0
– 4e→S
+4
, Cu
+2
+ 2e→Cu
0
, Mn
+7
+ 3e→Mn
+4
, I
2
0
+ 2e→2I
-1
, 2Cr
+3
– 6e→2Cr
+6
.
3. Поставить получившиеся цифры в уравнение.
Пример 1.
8Br
2
0
+ Ca
3
P
2
-3
+ 8H
2
O → Ca
3
(P
+5
O
4
)
2
+ 16HBr
-1
8 16 Br
2
0
+ 2e → 2Br
-1
– окислитель
1 2 2P
-3
– 16e → 2P
+5
– восстановитель
Пример 2.
3Na
2
S
-2
+ 2Fe
+3
Cl
3
→ 2Fe
+2
S + S
0
+ 6NaCl
1 S
-2
- 2e → S
0
–восстановитель
2 Fe
+3
+ 1e → Fe
+2
– окислитель
Пример 3.
10C
0
+ 8KN
+5
O
3
→ 4K
2
C
+4
O
3
+ 6C
+4
O
2
+ 4N
2
0
4 8 2N
+5
+ 10e → N
2
0
– окислитель
5 10 2C
0
- 8e → 2C
+4
– восстановитель
Задачи
Алгоритм решения через количества веществ:
1) найти количество известного вещества (может быть в два действия);
2) найти количество искомого вещества (либо устно по уравнению, либо через
пропорцию);
3) найти искомую величину (может быть в два действия)
Пример 1. Сколько граммов осадка образуется при взаимодействии 300 г 12%-ного
раствора сульфата алюминия с избытком раствора хлорида бария?
3BaCl
2
+ Al
2
(SO
4
)
3
= 3BaSO
4
↓+2AlCl
3
Известное вещество – сульфат алюминия, т.к. известно, что его 12% от 300 г,
искомое вещество – BaSO
4
,т.к. это осадок
1) m(Al
2
(SO
4
)
3
) = = 36 г
n(Al
2
(SO
4
)
3
)=
2) n(BaSO
4
) = 0,3 моль (в 3 раза больше, чем Al
2
(SO
4
)
3
, т.к. в уравнении перед Al
2
(SO
4
)
3
коэффициента нет, а перед BaSO
4
стоит «3»)
3) m(BaSO
4
) = n • M = 0,3 • 233 = 69,9 г
M
m
n =
.).,(
/4,22
унгазы
мольлV
V
n
m
=
=
%100
)(
=
смесираств ора
веществ а
m
m
100
12300
моль
M
m
1,0
342
36
=
54 96 192
Нашли количество известного вещества
Нашли количество искомого вещества
137 32 64
Нашли искомую величину
-5-
-16-
⎯⎯→⎯
кат
Степень окисления
У простых веществ и атомов элементов ст.ок. равна 0
У металлов главных подгрупп высшая ст.ок. равна номеру группы; низшая равна нулю.
Например: высшая ст.ок. натрия +1, низшая 0.
У неметаллов высшая ст.ок. равна номеру группы; промежуточная – на два меньше;
низшая – из номера группы вычесть восемь. Например: степени окисления серы: S
-2
, S
0
,
S
+4
, S
+6
(а S
+5
, S
-1
– не бывает). Фосфор: P
-3
, P
0
, P
+3
, P
+5
(а P
+4
, P
+1
–не бывает)
Отрицательнуюст.ок.проявляет неметалл, который ближе к F.
Например: S
+4
O
2
-2
– сера дальше от фтора, у нее ст.ок. положительная, кислород ближе
к фтору – у него отрицательная
У водорода ст.ок. в соединениях всегда +1 (кроме гидридов типа NaH
-1
, BaH
2
-1
).
Например: H
3
+1
PO
4
, NaH
+1
CO
3
,AlH
3
-1
У кислорода ст.ок. в соединениях всегда -2 (кроме пероксидов типа H
2
O
2
-1
, K
2
O
2
-1
и т.п.
и фторида кислорода O
+2
F
2
). Например: H
2
SO
4
-2
, K
3
PO
4
-2
, Na
2
O
2
-1
У фтора в соединениях ст.ок. всегда -1 (т.к. электроотрицательнее него нет элементов).
Например: SF
6
-1
У водорода валентность всегда равна 1, у кислорода – всегда 2, у углерода всегда 4,
кроме угарного газа CO: валентность равна 2
В аммиаке NH
3
и аммонии NH
4
+
у азота ст.ок. -3 (это можно и посчитать, но лучше
запомнить)
Пример 1.
Рассчитать степени окисления элементов
Na
+1
N
+3
O
2
-2
K
2
+1
H
+1
P
+5
O
4
-2
Fe
+3
(N
+5
O
3
-2
)
3
+1 +3 -4 +2 +1 +5 -8 +3 +15 -18
Пример 2.
В каких соединениях сера проявляет высшую, промежуточную и низшую степени
окисления?
K
2
+1
S
-2
– сера в низшей степени окисления (у неметаллов: из номера группы вычесть 8)
Na
2
+1
S
+4
O
3
-2
– сера в промежуточной степени окисления (на два меньше высшей,
высшая +6, т.к. сера в шестой группе)
Mg
+2
(H
+1
S
+6
O
4
-2
)
2
– сера в высшей степени окисления (равна номеру группы)
Классы неорганических веществ
Простые – это вещества, состоящие из атомов одного элемента. Например, O
3
, Na.
Сложные – нескольких элементов. Например, NaCl, H
2
SO
4
, CH
3
-CH
3
Металлы – элементы ниже диагонали B – At и все элементы побочных подгрупп
(независимо от группы). Например: Ba металл, т.к. ниже диагонали B-At, Fe – металл,
т.к. в побочной подгруппе, Li – металл, т.к. ниже диагонали B-At
Щелочные металлы – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (главная подгруппа 1 группы, кроме H) –
самые активные металлы: вступают в большинство реакций без нагревания
Щелочноземельные металлы– Ca, Sr, Ba, Ra (все стоят в главной подгруппе 2 группы)
Неметаллы – элементы, находящиеся на диагонали B – At и выше нее в главных
подгруппах. Например: Cl – неметалл, т.к. выше диагонали B-Atв гл.подгр.
Галогены – F
2
, Cl
2
, Br
2
, I
2
(главная подгруппа 7 группы) – самые активные неметаллы:
вступают в большинство реакций без нагревания
Благородные (инертные) газы – He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn (главная подгруппа 8 группы) –
не реагируют практически ни с чем
-15-
-6-
Оксиды состоят из двух элементов, второй – кислород в ст.ок. -2. Например, CaO – оксид
кальция, NO
2
– оксид азота (IV). Na
2
O
2
-1
– не оксид, а пероксид, т.к. кислород в ст.ок. -1
Амфотерные оксиды: ZnO, Al
2
O
3
– реагируют и с кислотами, и со щелочами
Несолеобразующие оксиды: N
2
O, NO, CO – не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами,
только с O
2
, окислителями и некоторыми восстановителями
Основные оксиды: оксиды металлов в ст.ок. +1, +2, кроме ZnO, Al
2
O
3
и нек.др . –реагируют
с кислотами, с амфотерными веществами
Кислотные оксиды: оксиды неметаллов, кроме N
2
O, NO, CO, а также оксиды металлов в
степенях окисления +5, +6, +7 – реагируют с основаниями, амфотерными веществами
Пероксиды (перекиси) H
2
O
2
, K
2
O
2
, Na
2
O
2
, BaO
2
– соединения, в которых кислород
проявляет ст.ок. -1
Кислоты состоят из H
+
и кислотного остатка (напр., H
3
PO
4
, H
2
CO
3
).
Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HNO
3
, H
2
SO
4
Окислительные кислоты: HNO
3
и H
2
SO
4 (конц.)
–реагируют с металлами и левее,
и правее H; превращают Fe
0
в Fe
+3
; вместо H
2
выделяют SO
2
, NO или NO
2
Основания состоят из металла и OH
-
(напр., NaOH, Cu(OH)
2
). Раствор аммиака
рассматривается как основание (NH
3
·H
2
O как NH
4
OH)
Щелочи – растворимые основания; гидроксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) и
щелочноземельных (Ca, Sr, Ba, Ra) металлов
Например: NaOH – основание и щелочь, Ca(OH)
2
– основание и щелочь,
а Fe(OH)
2
,– основание, но не щелочь (т.к. Fe(OH)
2
нерастворим и Fe – не щелочной и не
щелочноземельный металл)
Соли состоят из металла (или аммония NH
4
+
) и кислотного остатка.
Например, NaCl, CuSO
4
, NH
4
NO
3
Кислые соли кроме металла (или NH
4
+
) и кислотного остатка содержат еще H
+
. Например,
Ba(HCO
3
)
2
, NH
4
HCO
3
Основные соли кроме металла (или NH
4
+
) и кислотного остатка содержат еще OH
-
.
Например, (CuOH)
2
CO
3
, AlOHCl
2
H
3
PO
4
– фосфорная кислота, K
3
PO
4
, Ca
3
(PO
4
)
2
, AlPO
4
и т.п. - соли фосфорной кислоты
H
2
CO
3
– угольная кислота, CaCO
3
, NaHCO
3
, K
2
CO
3
и т.п. - соли угольной кислоты
Химические и физические явления
Химические явления – те, в результате которых меняется состав вещества.
Физические – состав вещества не меняется
Физические явления:
- испарение
- замерзание (кристаллизация)
- возгонка (превращение твердого
вещества в газ)
- плавление
- изменение формы, размера и т.п.
Химические явления:
- образование осадка
- растворение осадка
- образование газа
- изменение цвета
- брожение
- горение
- ржавление (коррозия)
Основные газы, получаемые в реакциях: H
2
, CO
2
, SO
2
,NH
3
, H
2
S
H
2
CO
3
, H
2
SO
3
и NH
4
OH хранятся только в закрытом виде, при образовании распадаются.:
H
2
CO
3
на H
2
O + CO
2
H
2
SO
3
на H
2
O + SO
2
NH
4
OH на H
2
O + NH
3
Cu–металл розового цвета, CuO – черный, Cu(OH)
2
– синий, соли меди – синие или зеленые
Fe – серое, FeO – черный, Fe
2
O
3
– красный, Fe(OH)
2
– темно-зеленый, Fe(OH)
3
– бурый
(коричневый), соли железа – желтые или коричневые
Жиры – 1) питательные вещества; 2) могут быть жидкими (подсолнечное масло),
твердыми (сливочное масло); 3) не растворяются в воде
Углеводы – 1) питательные вещества, выполняющие энергетическую, запасающую и
др.функции; 2) к углеводам относятся: глюкоза C
6
H
12
O
6
, фруктоза, сахароза, крахмал,
целлюлоза; 3) крахмал при добавлении йода синеет; 4) образуются в растениях при
фотосинтезе
Качественные реакции, свойства некоторых газов
Для определения H
+
(кислот) и OH
-
(щелочей) существуют индикаторы (вещества,
меняющие цвет в зависимости от среды):
метилоранж – в воде он оранжевый, в кислоте красный, в щелочи желтый
фенолфталеин – в воде бесцветный, в кислоте тоже бесцветный, в щелочи– малиновый
лакмус – в воде он фиолетовый, в кислоте красный, в щелочи синий
Чтобы определить состав вещества нужно провести качественные реакции – с помощью
которых можно отличать вещества. В них должны происходить видимые изменения:
образование или растворение осадка, образование или растворение газа или изменение
цвета. Образование воды не относится к качественным реакциям (т.к. ее не видно)
1) Для определения в растворе ионов Cl
-
нужно использовать раствор AgNO
3
. Выпадет
белый осадок
2) Для определения в растворе ионов Br
-
нужно использовать растворы AgNO
3
.
Выпадет светло-желтый осадок
3) Для определения в растворе ионов I
-
нужно использовать растворы AgNO
3
. Выпадет
желтый осадок
4) Для определения в растворе ионов SO
4
2-
нужно использовать любые растворимые
соли бария Ba
2+
(напр., BaCl
2
). Выпадет белый осадок
5) Для определения в растворе ионов NH
4
+
нужно использовать любую щелочь –
выделится аммиак NH
3
, имеющий запах нашатырного спирта и окрашивающий лакмус
в синий цвет (напр., NH
4
Cl+Ca(OH)
2
→ CaCl
2
+NH
3
↑+H
2
O)
6) Для определения в растворе ионов CO
3
2-
нужно использовать любые растворимые
соли кальция (напр., CaBr
2
) или известковую воду (раствор Ca(OH)
2
) – выделится белый
осадок CaCO
3
(напр., Na
2
CO
3
+ CaBr
2
→ CaCO
3
↓ + NaBr)
7) Для определения ионов Ca
2+
нужно использовать карбонаты – белый осадок CaCO
3
8) Для определения ионов Zn
2+
и Al
3+
нужно использовать щелочь: при добавлении
небольшого количества щелочи выпадает студенистый осадок Zn(OH)
2
или Al(OH)
3
, а
если добавить еще щелочи – студенистый осадок растворяется
Для подтверждения качественного состава CaBr
2
нужно взять карбонат (будет осадок с
кальцием) и AgNO
3
(будет светло-желтый осадок AgBr)
Для подтверждения качественного состава H
2
SO
4
нужно взять метилоранж или лакмус
(в кислоте они станут красными) и соль бария (будет белый осадок BaSO
4
)
Для подтверждения качественного состава (NH
4
)
2
CO
3
нужно взять щелочь (получится
NH
3
с запахом нашатырного спирта) и известковую воду (будет белый осадок CaCO
3
)
или кислоту (будет газ CO
2
)
Чтобы различить HCl и HNO
3
нужно добавить AgNO
3
(с HCl будет осадок, а с HNO
3
нет)
Соли натрия окрашивают пламя в желтый цвет, соли калия – в фиолетовый, соли меди
– в зеленый, соли кальция – в красный
При разбавлении серной кислоты водой происходит сильный нагрев, поэтому
правильно наливать кислоту в воду (а не наоборот), причем тонкой струйкой
-14-
-7-
Химические реакции делятся на:
1) реакции соединения - из нескольких веществ получается одно.
Например: Na
2
CO
3
+ CO
2
+ H
2
O = NaHCO
3
2) реакции разложения - из одного вещества получается несколько.
Например: Cu(OH)
2
→ CuO + H
2
O
3) реакции замещения - простое вещество замещает часть сложного.
Например: KI + Cl
2
→ KCl + I
2
4) реакции обмена - сложные вещества меняются частями.
Например: Fe(OH)
3
+ HBr → FeBr
3
+ H
2
O
Окислительно-восстановительные – это реакции, в которых меняются степени
окисления элементов.
Например: Fe
+2
Cl
2
+ Cl
2
0
→Fe
+3
Cl
3
-1
– ОВР;
Na
2
SO
4
+ Ba(OH)
2
→ BaSO
4
+ NaOH – неОВР
Реакции нейтрализации - реакции между кислотами и щелочами.
Например: Ca(OH)
2
+ HCl → CaCl
2
+ H
2
O
Газ с запахом тухлых яиц – сероводород H
2
S
газ с запахом нашатырного спирта – аммиак NH
3
газ с резким неприятным запахом – сернистый газ SO
2
ядовитый газ, химическое оружие, желто-зеленого цвета – хлор Cl
2
легкий, взрывоопасный газ – водород H
2
(«гремучая смесь» - это смесь H
2
и O
2
)
Примеры химических явлений
CuCl
2
+ KOH → KCl + Cu(OH)
2
– образование осадка (Cu(OH)
2
нерастворим)
Al(OH)
3
+ NaOH → NaAlO
2
+ H
2
O – растворение осадка Al(OH)
3
KHCO
3
+ HI =KI + H
2
O + CO
2
– образование газа
CuO + H
2
= Cu + H
2
O – изменение цвета (CuO – черный, Cu – розовая)
Электролитическая диссоциация
Неэлектролиты:
1) оксиды
2) неметаллы
3) органические вещества (кроме кислот)
Электролиты:
1) кислоты
2) основания (и раствор аммиака)
3) соли
Электролиты можно найти в таблице растворимостей, неэлектролиты - нельзя
Сильные электролиты: 1) сильные кислоты (HNO
3
, H
2
SO
4
, HI, HBr, HCl); 2) щелочи;
3) растворимые соли
Слабые электролиты: 1) несильные кислоты; 2) нерастворимые основанияи раствор
аммиака; 3) нерастворимые соли
Электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.
Ca
2+
, NH
4
+
, Al
3+
и т.д. – катионы; OH
-
, SO
4
2-
, F
-
- анионы
Пример 1.
CuCl
2
– электролит, т.к. это соль, ее можно найти в таблице растворимостей
CH
3
OH – неэлектролит, т.к. нельзя найти в таблице растворимостей, это органическое
вещество (спирт)
раствор аммиака – электролит, т.к. в таблице растворимостей можно найти NH
4
OH,
рассматривается как основание
Пример 2.
Al(NO
3
)
3
Al
3+
+ 3NO
3
-
- электролитическая диссоциация нитрата алюминия
из 1 моль нитрата алюминия получается 4 моль ионов:
1 моль катионов алюминия Al
3+
и 3 моль нитрат-анионов NO
3
-
Свойства органических веществ
Предельный – значит нет = и ≡, углеводород – состоит только из C и H. Предельные
углеводороды – только алканы
…ан – алканы (одинарные связи), … ен – алкены (=), …ин – алкины (≡), …ол – спирты
(-ОН), …кислота – карбоновые кислоты (-СООН)
Растворимы в воде: спирты, карбоновые кислоты, большинство белков и углеводов.
Углеводороды не растворяются в воде, соединения с кислородом (спирты, карбоновые
кислоты) растворяются
В большинстве органических веществ нет металлов, поэтому в них есть только
ковалентные связи (полярные – между C-O, C-H и неполярные между C-C)
Углеводороды C
1
–C
4
– газы, C
5
–C
13
– жидкости, больше 14 С – твердые. Спирты и
карбоновые кислоты (с любым количеством С, одноатомные, многоатомные)- жидкости
Углеводороды чаще всего не пахнут, а спирты и карбоновые кислоты имеют
неприятный запах
Опьяняющее действие оказывает только этанол, метанол - яд (этанол тоже ядовит, но в
большей дозе, используется для дезинфекции)
Основной компонент природного газа – метан CH
4
.
Парниковые газы (вызывают глобальное потепление): метан CH
4
и углекислый газ CO
2
Глицерин содержится в кремах,т.к. не высыхает,а,наоборот, впитывает влагу из воздуха
Алканы соответствуют общей формуле C
n
H
2n+2
, алкены – C
n
H
2n
, алкины – C
n
H
2n-2
Вывод общей формулы:
1) Составить вещество с 3 атомами C
2) Посчитать молекулярную формулу (получится C
3
H…)
3) Заменить 3 на n, а кол-во H - как 2n плюс или минус число
Например, общая формула аминов:1) CH
3
-CH
2
-CH
2
-NH
2
; 2) C
3
H
9
N; 3) C
n
H
2n+3
N
Общая формула алкенов: 1) CH
2
=CH-CH
3
; 2) C
3
H
6
; 3) C
n
H
2n
Метан CH
4
– легче воздуха (молярная масса 16 г/моль, а у воздуха 29), этан C
2
H
6
–
тяжелее воздуха (M = 30 г/моль)
При горении любых органических веществ получается CO
2
+ H
2
O, а при термическом
разложении C + H
2
Пример реакции горения: CH
2
=CH
2
+ 3O
2
→ 2CO
2
+ 2H
2
O
Пример реакции разложения: CH
4
→ C + 2H
2
Вещества, содержащие = или ≡ обесцвечивают бромную воду и раствор перманганата калия
Алканы не вступают в реакции присоединения (т.к. нет = и ≡), зато вступают в реакции
замещения, например, с хлором: CH
4
+ Cl
2
→ CH
3
Cl + HCl
Вещества с = и ≡ чаще всего вступают в реакции присоединения (рвется одна связь)
Например: CH
2
=CH
2
+ Br
2
→ CH
2
Br-CH
2
Br
В реакцию полимеризации тоже вступают вещества с = и ≡ (связь рвется, ее части
ставятся по краям), например: nCH
2
=CH
2
→ (…-CH
2
-CH
2
-…)
n
Спирты могут реагировать со многими кислотами, а также со щелочными металлами
Пример реакции с кислотой: CH
3
-OH + HBr → CH
3
-Br + H
2
O
Пример реакции со щелочным металлом: CH
3
OH + Na → CH
3
ONa + H
2
Карбоновые кислоты (как и любые кислоты) могут реагировать с основными и
амфотерными оксидами и гидроксидами, металлами левее Н, меняют окраску лакмуса и
метилоранжа на красную. Кроме этого они реагируют со спиртами
Белки – 1) полимеры, состоящие из множества аминокислот; 2) являются питательными
веществами, строительным материалом клеток
-13-
-8-
Ионные уравнения
На ионы расписываются только сильные электролиты (сильные кислоты, щелочи, растворимые
соли)
Вещества взаимодействуют практически полностью, если образуются ↓, ↑ или вода
Пример 1.
р р н р
BaCl
2
+ Na
2
SO
4
= BaSO
4
↓+ 2NaCl – молекулярное уравнение
Ba
2+
+ 2Cl
-
+ 2Na
+
+ SO
4
2-
= BaSO
4
↓+ 2Na
+
+ 2Cl
-
– полное ионное уравнение
Ba
2+
+ SO
4
2-
= BaSO
4
↓ – сокращенное ионное уравнение
Пример 2.
н р р
MgCO
3
+ 2HNO
3
= Mg(NO
3
)
2
+ H
2
O + CO
2
– молекулярное уравнение
MgCO
3
+ 2H
+
+ 2NO
3
-
= Mg
2+
+ 2NO
3
-
+ H
2
O + CO
2
– полное ионное уравнение
MgCO
3
+ 2H
+
= Mg
2+
+ H
2
O + CO
2
– сокращенное ионное уравнение
Химические свойства простых веществ
Металлы реагируют с:
1) водой (щел. и щел.зем. металлы реагируют с водой
без нагревания, с образованием щелочи и H
2
,
металлы средней активности – при нагревании, с
образованием оксида и H
2
, металлы правее H не
реагируют)
K + H
2
O → KOH + H
2
Zn + H
2
O ZnO + H
2
Ag + H
2
O ≠
2) неметаллами
3) кислотами (с окислительными кислотами
реагируют все металлы, кроме Au и Pt; металлы
левее Н – с любыми кислотами)
Zn + HBr → ZnBr
2
+ H
2
Cu + HBr ≠
Zn + H
2
SO
4 (конц.)
→ZnSO
4
+ H
2
O + SO
2
Cu + HNO
3 (разб.)
→Cu(NO
3
)
2
+ H
2
O + NO
Ag + HNO
3 (конц.)
→AgNO
3
+ H
2
O + NO
2
4) соединениями менее активных металлов (более
активные металлы, начиная с Mg, вытесняют менее
активные)
Fe + CuSO
4
= FeSO
4
+ Cu MgO + Al ≠
5) Al и Zn (амфотерные) – со щелочами
6) Магний реагирует с CO
2
:
Mg + CO
2
→MgO + C, поэтому горящий магний
нельзя тушить обычным огнетушителем
Неметаллы реагируют с:
1) металлами
Al + I
2
→AlI
3
2) неметаллами (неметалл, ближе к F
становится с отрицательным зарядом,
дальше от F – с положительным)
P + O
2
→P
2
O
5
3) галогены–с соединениями менее
активных галогенов
Cl
2
+ KBr → KCl + Br
2
4) H
2
,C и CO–с оксидами металлов
(начиная Mg), со многими
соединениями неметаллов
CO + Fe
2
O
3
→ Fe + CO
2
CO
2
+ C → CO
C + PbO → Pb + CO
2
CuO + H
2
= Cu + H
2
O
5) галогены (и нек.др.) – с водой и
щелочами
6) O
2
(горение, обжиг)
C
2
H
6
+ O
2
→ CO
2
+ H
2
O
FeS
2
+ O
2
→ FeO + SO
2
NH
3
+ O
2
→ N
2
+ H
2
O
7) окислительнымикислотами
P + HNO
3(конц.)
→ H
3
PO
4
+ NO
2
+ H
2
O
>Fe до степени окисления +3 могут окислить только галогены (F
2
, Cl
2
, Br
2
, I
2
) и окислительные
кислоты (HNO
3
и H
2
SO
4(конц.)
). Остальные вещества окисляют железо
до +2. Кислород окисляет Fe
0
до железной окалины: Fe + O
2
= Fe
3
О
4
(смесь FeO·Fe
2
O
3
)
> Галогены (F
2
, Cl
2
, Br
2
, I
2
) не могут реагировать с кислородом O
2
;
H
2
и N
2
не могут реагировать с P (а между собой могут)
>Азот N
2
- неактивное вещество. Из металлов без нагревания реагирует только с Li; при
нагревании может реагировать и с другими металлами. Из неметаллов может реагировать только
с H
2
, O
2
и галогенами, но только при сильном нагревании.
С водой, кислотами, основаниями и солями N
2
не реагирует
>Na и K при реакции с O
2
превращаются в пероксиды Na
2
O
2
, K
2
O
2
; все другие металлы - в
оксиды Li
2
O, CaO и т.д.
⎯→⎯
t
8. Горящие металлы нельзя тушить водой и углекислым газом (т.к. они могут вступать в
реакции и горение может усилиться)
9. Работать с кислотами и щелочами в металлической посуде нельзя
10. С ядовитыми газами (Cl
2
, SO
2
, NO, NO
2
…) нужно работать под тягой.
С неядовитыми (H
2
, N
2
, O
2
, CO
2
), можно без тяги
11. Ртуть, свинец являются тяжелыми металлами, опасными для здоровья.
Большинство солей щелочных и щелочноземельных металлов безопасны
12. Использовать резиновые перчатки нужно при работе с кислотами и щелочами.
С солями можно работать без них.
13. Хлор используется для отбеливания тканей, т.к. разрушает структуру красителей
Смесь
Примеры
Способ разделения
несмешивающиеся жидкости
масло + вода бензин +
вода
делительная воронка
нерастворимые частицы с
жидкостью
вода + глина
бензин + песок
фильтрование
смесь, содержащая железо
железо+ сера железо +
песок
магнит
смесь растворимого и
нерастворимого веществ
соль + песок сахар +
мука
растворить в воде
смешанные жидкости
спирт + вода нефть
перегонка (дистилляция)
смесь, содержащая йод
йод + сера йод + песок
возгонка (превращение в газ)
делительная
воронка
фильтрование
магнит
перегонка
возгонка
Окислители, восстановители
Смотри объяснение к теме «Степень окисления».
Окислитель – атом или вещество, отнимающее электроны, восстановитель – отдающее
электроны
Пример окислительно-восстановительной реакции:
8HN
+5
O
3
+ 3Cu
0
= 3Cu
+2
(NO
3
)
2
+ 2N
+2
O + 4H
2
O
Медь из степени окисления 0 переходит в +2, т.е.
Cu
0
-2e=Cu
+2
– отдает электроны, значит восстановитель
Азот из степени окисления +5 переходит в +2, т.е.
N
+5
+3e=N
+2
– принимает электроны, значит окислитель
Массовая доля
ПСХЭ
Смотри объяснение к темам «Строение атома» и «Периодическая система»
)(
)(
раствораm
веществаm
=
ω (O в Na
3
PO
4
) =
64
164
=0,39=39% (164 – сумма всех масс,64 - кислорода)
69 31 64
-9-
-12 -
> Большинство реакций простых веществ протекают при нагревании. Без нагревания способны
вступать в реакции щелочные металлы и галогены, т.е. самые активные простые вещества
Примеры.
Fe+ Cl
2
→ FeCl
3
FeCl
3
+ Fe → FeCl
2
FeCl
2
+ Cl
2
→ FeCl
3
Fe+ HCl→FeCl
2
+H
2
C+CO
2
→CO
C+ O
2 (недост.)
→CO C+O
2 (изб.)
→CO
2
CO + O
2
→CO
2
SO
2
+ H
2
S→S+H
2
O KH+H
2
O=KOH+H
2
Химические свойства оксидов
Оксиды реагируют с:
1) O
2
, если элемент находится не в высшей степени окисления
Например, SO
2
реагирует с кислородом: S
+4
O
2
+ O
2
→SO
3
, а SO
3
не реагирует
2) H
2
,C и CO(некоторые оксиды)
Например: CuO + H
2
= Cu + H
2
O FeO + CO → Fe + CO
2
CaO + C ≠
3) водой, если получается растворимая кислота или щелочь
Например, Na
2
O реагирует с водой: Na
2
O+H
2
O=2NaOH,
а CuO не реагирует с водой, т.к. Cu(OH)
2
– нерастворим)
4) Кислотные оксиды реагируют с основными и амфотерными веществами; основные –
с кислотными и амфотерными; амфотерные – с кислотными и основными
Например: CO
2
+ Ca(OH)
2
= CaCO
3
+ H
2
O MgO + FeO ≠
> Оксиды не реагируют с солями и большинством неметаллов
> Кислотный оксид SiO
2
(кремнезем) может реагировать с HF, т.к. HF (плавиковая
кислота) плавит стекло (основной компонент – SiO
2
)
>CO
2
в реакциях можно рассматривать как H
2
CO
3
, SO
2
– как H
2
SO
3
, NH
3
– как NH
4
OH
Например: MgBr
2
+ NH
3
+ H
2
O → Mg(OH)
2
+ NH
4
Br
>MnO
2
при реакции с соляной кислотой выделяет хлор: MnO
2
+ HCl → MnCl
2
+ Cl
2
+ H
2
O
> оксид меди(II) окисляет аммиак: CuO + NH
3
→ Cu + N
2
+ H
2
O
>H
2
SO
4 (конц.)
вытесняет из хлоридов газообразный хлороводород:
H
2
SO
4 (конц.)
+ NaCl → HCl↑ + NaHSO
4
Основания и кислоты
Основания реагируют с:
1) кислотами;
2) кислотными оксидами (только
щелочи);
3) амфотерными оксидами и
гидроксидами (не все основания, только
щелочи)
4) щелочи – с Al и Zn
5) солями (только щелочи) (если
образуется ↓,↑ или вода)
Кислоты реагируют с:
1) основаниями;
2) основными оксидами;
3) амфотерными оксидами и
гидроксидами (кроме H
2
SiO
3
);
4) металлами (HNO
3
и H
2
SO
4 (конц.)
реаги-
руют почти со всеми металлами, осталь-
ные кислоты – только с металлами левее Н)
5) солями (кроме H
2
SiO
3
) (если
образуется ↓,↑ или вода)
6) Нерастворимые основания и нерастворимая кислота H
2
SiO
3
при нагревании могут
разлагаться
Например, Cu(OH)
2
→ CuO + H
2
O Fe(OH)
3
→ Fe
2
O
3
+ H
2
O H
2
SiO
3
→ SiO
2
+ H
2
O
>Особенности окислительных кислот (HNO
3
и H
2
SO
4 (конц.)
):
1) реагируют с металлами хоть левее, хоть правее H; неметаллами
Cu + H
2
SO
4 (конц.)
→ CuSO
4
+ SO
2
+ H
2
OC +HNO
3(конц.)
→ CO
2
+ NO
2
+ H
2
O
2) окисляют Fe
0
в Fe
+3
:
HNO
3(разб.)
+ Fe → Fe
+3
(NO
3
)
3
+ NO + H
2
O {Fe+HCl
(конц.)
→Fe
+2
Cl
2
+H
2
}
3) никогда не превращаются в H
2
(вместо H
2
выделяется вода и SO
2
, NO
2
или NO)
Химические свойства солей
Соли реагируют с:
1) кислотами (кроме H
2
SiO
3
), если образуется осадок, газ или вода
2) щелочами, если образуется осадок, газ или вода
3) металлами (более активные металлы, начиная с Mg, вытесняют менее активные из
соединений; кроме них еще C, H
2
и CO)
4) солями, если образуется осадок, газ или вода
5) соли галогенов – с более активными галогенами (более активные галогены
вытесняют менее активные из их солей)
Некоторые соли разлагаются при нагревании:
карбонаты при нагревании разлагаются на CO
2
и оксид;
сульфиты на SO
2
и оксид;
нитраты очень активных металлов на нитрит и кислород.
Например: KNO
3
→ KNO
2
+ O
2
нитраты металлов средней активности на оксид + NO
2
+ O
2
.
Например: Fe(NO
3
)
2
→ FeO + NO
2
+ O
2
нитраты металлов правее H на металл + NO
2
+ O
2
.
Например: AgNO
3
→ Ag + NO
2
+ O
2
Соли не реагируют с оксидами и неметаллами, кроме H
2
и C
Нерастворимые соли можно растворить только кислотой (и если получается газ или
вода)
Если в реакции участвует избыток кислоты (или CO
2
, SO
2
), то получаются кислые соли:
NaOH + H
2
SO
4 (конц.)
= NaHSO
4
NaOH + CO
2 (изб.)
= NaHCO
3
Na
2
SO
4
+ H
2
SO
4 (изб.)
= NaHSO
4
Общие вопросы химии
1. Правила хранения веществ:
а) летучие вещества хранятся под вытяжкой; б) вещества, употребляемые в пищу – в
специальных условиях; в) щелочные и щелочноземельные металлы – под слоем
керосина в затемненном месте
2. Практически все моющие средства имеют щелочную среду для лучшего действия
3. В лаборатории нельзя: а) пробовать на вкус; б) есть, пить; в) зажигать спиртовку не
спичкой, а другой спиртовкой; г) работать с веществами не в специальных приборах;
д) работать с опасными веществами без перчаток, халата, иногда очков; е) работать без
присмотра учителя
4. Если случился ожог кислотой, необходимо промыть место ожога водой и затем
обработать раствором соды (она обладает щелочной средой)
При ожоге щелочью – промыть водой, затем обработать раствором борной кислоты
(или другой слабой кислоты)
5. Предприятия, автомобили, животные и т.д. выделяют множество веществ, некоторые
из которых – опасны (напр., оксиды азота). Углекислый газ CO
2
и метан CH
4
–
вызывают парниковый эффект …
6. Более легкие, чем воздух газы (H
2
, NH
3
…) собирают в пробирку отверстием вниз, а
более тяжелые (O
2
, Cl
2
…) – отверстием вверх
Способом вытеснения воды можно собирать только нерастворимые в воде газы (O
2
, H
2
,
CH
4
и некоторые другие)
7. Яды: F
2
, Cl
2
, Br
2
, P
белый
, NH
3
, H
2
S
-11-
-10-
t
t
t
t
Химия - еще материалы к урокам:
- Итоговая контрольная работа по химии 8 класс (УМК Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман)
- Презентация "Бериллий, магний и щелочноземельные металлы"
- Презентация "Учим химические элементы"
- Конструкт урока "Химические свойства солей"
- Технологическая карта урока "Галогены в нашей жизни" 9 класс Габриелян О.С.
- Презентация "Сложные эфиры. Мыла. Смс"
