Репетацких Д. Н. Сборник материалов для подготовки к экзамену по химии в 9-м классе

Д. Н. Репетацких

Сборник материалов

для подготовки к экзамену

по химии в 9-м классе

Магнитогорск 2015

Составитель: Дмитрий Николаевич Репетацких, учитель химии высшей категории муниципального общеобразовательного учреждения «Средняя общеобразовательная школа № 7» города Магнитогорска

Сборник материалов для подготовки к экзамену по химии в 9-м классе. Магнитогорск, 2015 – 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.

© Репетацких Д.Н.

H₂ (водород) – 1) самый легкий газ, не имеет цвета и запаха; 2) взрывоопасен (чистыйH₂ - хлопок-взрыв, смешан с воздухом – «лающий» звук); 3) нерастворим в воде, поэто-му можно собирать как методом вытеснения воздуха, так и способом вытеснения воды)

F₂(фтор) – 1) желтый газ, ядовит; 2) в его атмосфере горят многие материалы, которые не горят в атмосфере воздуха; 3) название происходит от слова «смертоносный»

Cl₂ (хлор) – 1) бледно-желтый газ тяжелее воздуха; 2) запах хлорки; 3) ядовит;

4) растворяется в воде; 5) название происходит от слова «зеленый»

Br₂ (бром) – 1) ядовитая жидкость коричневого цвета; 2) единственный жидкий при н.у. неметалл; 3) название происходит от слова «вонючий»

I₂ (йод) – 1) темные кристаллы; 2) используется в медицине; 3) с крахмалом образует синюю окраску

O₂ (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 (O₂ нерастворим) или методом вытеснения воздуха (пробирка должна быть отверстием вверх, т.к. O₂ тяжелее воздуха)

O₃ (озон) – 1) голубой газ; 2) запах «свежести»; 3) убивает бактерии, в больших дозах опасен; 4) задерживает ультрафиолетовые лучи

N₂ (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 + O₂ = CO₂

P (фосфор)– твердое вещество, бываетP_{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)

CO₂ (углекислый газ, диоксид углерода, оксид углерода (IV)) – 1) газ без запаха, тяжелее воздуха; 2) растворяется в воде: CO₂ + H₂O = H₂CO₃; 3) не поддерживает горение (горящая лучинка гаснет); 4) делает известковую воду (раствор Ca(OH)₂) мутной, т.к. образуется осадок CaCO₃; 5) является одним из двух парниковых газов; 6) растения поглощают углекислый газ, выделяют кислород, животные – наоборот; 7) получается при реакциях кислот с карбонатами (напр., NaHCO₃ + HCl = NaCl + H₂O + CO₂↑); 8) собирают углекислый газ в пробирку отверстием вверх (CO₂ тяжелее воздуха)

H₂S (сероводород) – 1) газ тяжелее воздуха; 2) запах тухлых яиц; 3) горюч; 4) ядовит;

5) при растворении в воде образует сероводородную кислоту того же состава H₂S;

6) распознается по запаху и с помощью индикаторов (лакмус и метилоранж краснеют)

-17-

Неорганические вещества

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

-16-

Задание 1. Строение атома

Главная подгруппа - элементы, находящиеся под верхним в группе, побочная - на другой стороне клетки

VIIА - главная подгруппа 7 группы, IIIB - побочная подгруппа 3 группы

- это атом алюминия с атомной массой 27 и номером 13.

U-235 – это атом (изотоп) урана с атомной массой 235

Количество протонов = порядковому номеру;

количество электронов = порядковому номеру

количество нейтронов = атомная масса – порядковый номер

Заряд ядра = пор.№

Количество электронных уровней (слоев) = № периода

Количество электронов во внешнем слое = № группы (только для главных подгрупп; для всех побочных = 2)

В первом слое может поместиться 2 электрона, во втором 8, в третьем 8 или 18

Завершенный электронный слой – это тот, в котором больше электронов поместиться не может

Заряд «+» означает меньшее количество электронов, чем в атоме; заряд «-» - большее количество. Например: Cu²⁺ – на 2 электрона меньше, чем в атоме, Cl^-1 – на 1 электрон больше, чем в атоме.

Пример 1.

Пример 2.

-1-

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 (атомная 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)

Задание 2. Периодическая система

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: H₂,N₂,O₂ и галогены (F₂,Cl₂,Br₂,I₂). Трехатомная молекула: O₃ – озон

Пример 1.

Изменения свойств элементов в ряду: Na – Al – P (приближение к фтору):

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 францию/астату):

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)

Задание 3. Химическая связь

Металлическая связь – металлы (напр., Na, Cu, Al);

ионная – между металлами (или NH₄⁺) и неметаллами (напр., CuSO₄,BaCl₂, (NH₄)₂SO₄);

ковалентная полярная – разные неметаллы (напр., NO₂,HBr,NH₃);

ковалентная неполярная – одинаковые неметаллы (напр., Cl₂,O₃,H₂)

Примеры:

CaCl₂ – ионная связь (Ca – металл, Cl – неметалл);

P – ковалентная неполярная связь (один неметалл фосфор)

NH₄Cl – ионная связь (между NH₄⁺ и Cl^-) и ковалентная полярная связь (между азотом и водородом)

Sb – металлическая связь (сурьма – металл, т.к. ниже диагонали B – At)

-2-

Задание 22. Получение вещества из данных в несколько стадий

1. Чтобы получить из металла или неметалла оксид нужно дабавить O₂.

Например: надо превратить N₂ в NO:N₂ + O₂ = NO.

Исключение:Na и K при реакции с O₂ превращаются в пероксиды: Na + O₂ = Na₂O₂

2. Чтобы превратить оксид в гидроксид (кислоту или основание),нужно добавлять воду.

Например: надо превратить K₂O в KOH:K₂O + H₂O = 2KOH. Так можно получить только щелочь и любую кислоту, кроме H₂SiO₃ (нерастворимые гидроксиды из оксида и воды не получаются)

3. Чтобы получить (вытеснить) металл из соединения, нужно взять более активный металл, начиная с Mg; можно также: C,H₂ или CO

Например:Cr₂O₃ надо превратить в Cr:

Cr₂O₃ + Al = Al₂O₃ + Cr; Cr₂O₃ + CO = Cr + CO₂

4. Чтобы превратить основание или амфотерный гидроксид в соль нужно добавить кислоту (чтобы выделилась вода):

Например: надо превратить Al(OH)₃ в Al(NO₃)₃:Al(OH)₃ + HNO₃ = Al(NO₃)₃ + H₂O

5. Чтобы превратить нерастворимый гидроксид в оксид нужно его нагреть.

Например: надо превратить Cu(OH)₂ в CuO:Cu(OH)₂CuO + H₂O

6. Чтобы превратить соль в нерастворимое основание или амфотерный гидроксид, надо добавить NaOH или KOH (щелочь)

Например: надо превратить ZnBr₂ в Zn(OH)₂:ZnBr₂ + NaOH = Zn(OH)₂ + NaBr

7. Чтобы превратить металл в соль нужно добавить соль менее активного металла.

Например: надо превратить Cu в Cu(NO₃)₂:Cu + AgNO₃ = Cu(NO₃)₂ + Ag

8. Чтобы превратить карбонат или сульфит в оксид нужно их нагреть.

Например: CaCO₃CaO+CO₂↑

9. Нитраты очень активных металлов разлагаются на нитрит и кислород.

Например:KNO₃KNO₂ + O₂

нитраты металлов средней активности на оксид + NO₂ + O₂.

Например: Fe(NO₃)₂ FeO + NO₂ + O₂

нитраты металлов правее H на металл + NO₂ + O₂.

Например:AgNO₃Ag + NO₂ + O₂

10. 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 N₂O₅ в NaNO₃:N₂O₅ + NaOH = NaNO₃ + H₂O

Еще пример: надо превратить Al₂O₃ в NaAlO₂:Al₂O₃ + NaOH = NaAlO₂ + H₂O

Еще пример: надо превратить CuO в Cu(NO₃)₂:CuO + HNO₃ = Cu(NO₃)₂ + H₂O

11. Чтобы превратить соль в другую соль нужно добавлять какое-нибудь растворимое вещество и чтобы обязательно получались осадок, газ или вода

Например: надо превратить K₂CO₃ в K₂SO₄:K₂CO₃ + MgSO₄ = K₂SO₄ + MgCO₃↓. Неправильный способ: K₂CO₃ + Na₂SO₄ ≠ (нет ↓,↑,H₂O)

12. 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 реагируют с образованием оксида и H₂

Например: надо превратить K в KOH:K + H₂O = KOH + H₂↑. Неправильный способ:

K + NaOH ≠ (со щелочами из металлов реагируют только Zn и Al)

-15-

Задание 4. Степень окисления

У простых веществ и атомов элементов степень окисления равна 0

У металлов главных подгрупп высшая степень окисления равна номеру группы; низшая равна нулю. Например: высшая степень окисления натрия +1, низшая 0.

У неметаллов высшая степень окисления равна номеру группы; промежуточная – на два меньше; низшая – из номера группы вычесть восемь. Например: степени окисления серы: S^-2, S⁰, S⁺⁴, S⁺⁶ (а S⁺⁵, S^-1 – не бывает). Фосфор: P^-3, P⁰, P⁺³, P⁺⁵ (а P⁺⁴, P⁺¹–не бывает)

Отрицательную степень окисления проявляет неметалл, который ближе к F.

Например: S⁺⁴O₂^-2 – сера дальше от фтора, у нее степень окисления положительная, кислород ближе к фтору – у него отрицательная

У водорода степень окисления в соединениях всегда +1 (кроме гидридов типа NaH^-1, BaH₂^-1). Например: H₃⁺¹PO₄,NaH⁺¹CO₃,AlH₃^-1

У кислорода степень окисления в соединениях всегда -2 (кроме пероксидов типа H₂O₂^-1,K₂O₂^-1 и т.п. и фторида кислорода O⁺²F₂). Например: H₂SO₄^-2,K₃PO₄^-2,Na₂O₂^-1

У фтора в соединениях степень окисления всегда -1 (т.к. электроотрицательнее него нет элементов). Например: SF₆^-1

У водорода валентность всегда равна 1, у кислорода – всегда 2, у углерода всегда 4, кроме угарного газа CO: валентность равна 2

В аммиаке NH₃ и аммонии NH₄⁺ у азота степень окисления -3 (это можно и посчитать, но лучше запомнить)

Пример 1.

Рассчитать степени окисления элементов

Na⁺¹N⁺³O₂^-2 K₂⁺¹H⁺¹P⁺⁵O₄^-2 Fe⁺³(N⁺⁵O₃^-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?

K₂⁺¹S^-2 – сера в низшей степени окисления (у неметаллов: из номера группы вычесть 8)

Na₂⁺¹S⁺⁴O₃^-2 – сера в промежуточной степени окисления (на два меньше высшей, высшая +6, т.к. сера в шестой группе)

Mg⁺²(H⁺¹S⁺⁶O₄^-2)₂ – сера в высшей степени окисления (равна номеру группы)

Задание 5. Классы неорганических веществ

Простые – это вещества, состоящие из атомов одного элемента. Например, O₃,Na. Сложные – нескольких элементов. Например, NaCl, H₂SO₄,CH₃-CH₃

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 диагоналиB – At и выше нее в главных подгруппах. Например:Cl – неметалл, т.к. выше диагонали B-At

Галогены – F₂,Cl₂,Br₂,I₂ (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

-3-

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

SO₂ + 2NaOH = Na₂SO₃ + H₂O

1) n(SO₂) = = = 0,2 моль

2)n(Na₂SO₃) = 0,2 моль (столько же, сколько SO₂, т.к. в уравнении перед SO₂ и перед Na₂SO₃ коэффициентов нет)

3) m(Na₂S O₃) = n • M = 0,2 • 126 = 25,2 г

ω(Na₂SO₃) = = = 0,1 = 10%

-14-

V

4,48

Нашли количество известного вещества

V_m

22,4

Нашли количество искомого вещества

46 32 48

m_в

25,2

m_р(см)

252

Нашли искомую величину

Оксиды состоят из двух элементов, второй – кислород в с.о. -2. Например, CaO – оксид кальция, NO₂ – оксид азота (IV). Na₂O₂^-1 – не оксид, а пероксид, т.к. кислород в с.о. -1

Амфотерные оксиды: ZnO, Al₂O₃ – реагируют и с кислотами, и со щелочами

Несолеобразующие оксиды: N₂O,NO,CO – не реагируют ни с кислотами, ни со щелочами, только с O₂, окислителями и некоторыми восстановителями

Основные оксиды: оксиды металлов в с.о. +1, +2, кроме ZnO, Al₂O₃ и нек.др . –реагируют с кислотами, с амфотерными веществами

Кислотные оксиды: оксиды неметаллов, кроме N₂O,NO,CO, а также оксиды металлов в степенях окисления +5, +6, +7 – реагируют с основаниями, амфотерными веществами

Пероксиды (перекиси) H₂O₂,K₂O₂,Na₂O₂,BaO₂ – соединения, в которых кислород проявляет степень окисления -1

Кислоты состоят из H⁺ и кислотного остатка (напр., H₃PO₄,H₂CO₃).

Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HNO₃,H₂SO₄

Окислительные кислоты: HNO₃ и H₂SO_{4 (конц.)} –реагируют с металлами и левее,

и правее H; превращают Fe⁰ в Fe⁺³; вместо H₂ выделяют SO₂,NO или NO₂

Основания состоят из металла и OH^- (напр., NaOH, Cu(OH)₂). Раствор аммиака рассматривается как основание (NH₃·H₂O как NH₄OH)

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,

аFe(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 NH₄⁺) и кислотного остатка.

Например, NaCl, CuSO₄,NH₄NO₃

Кислые соли кроме металла (или NH₄⁺) и кислотного остатка содержат еще H⁺. Например, Ba(HCO₃)₂,NH₄HCO₃

Основные соли кроме металла (или NH₄⁺) и кислотного остатка содержат еще OH^-. Например, (CuOH)₂CO₃,AlOHCl₂

H₃PO₄ – фосфорная кислота, K₃PO₄,Ca₃(PO₄)₂,AlPO₄ и т.п. - соли фосфорной кислоты

H₂CO₃ – угольная кислота, CaCO₃,NaHCO₃,K₂CO₃ и т.п. - соли угольной кислоты

Задание 6. Химические и физические явления

Химические явления – те, в результате которых меняется состав вещества.

Физические – состав вещества не меняется

Основные газы, получаемые в реакциях: H₂,CO₂,SO₂,NH₃,H₂S

H₂CO₃ распадается при образовании на H₂O + CO₂

H₂SO₃на H₂O + SO₂ NH₄OHна H₂O + NH₃

Cu–металл розового цвета, CuO–черный, Cu(OH)₂–синий, соли меди–синие или зеленые

Fe – серое, FeO – черный, Fe₂O₃ – красный, Fe(OH)₂ – зеленоватый, Fe(OH)₃ – бурый (коричневый), соли железа – желтые или коричневые

-4-

Задание 20. Электронный баланс

1. Проставить все степени окисления (смотри объяснение к Заданию 5. Степень окисления).

2. Выписать элементы, которые меняют степень окисления и записать, сколько электронов прибавилось или убавилось.

Примеры: S⁰ – 4e→S⁺⁴, Cu⁺² + 2e→Cu⁰, Mn⁺⁷ + 3e→Mn⁺⁴, I₂⁰ + 2e→2I^-1, 2Cr⁺³– 6e→2Cr⁺⁶.

3. Поставить получившиеся цифры в уравнение.

Пример 1.

8Br₂⁰ + Ca₃P₂^-3 + 8H₂O → Ca₃(P⁺⁵O₄)₂ + 16HBr^-1

Br₂⁰ + 2e → 2Br^-1 16 8 – окислитель

2P^-3 – 16e → 2P⁺⁵ 2 1 – восстановитель

Пример 2.

3Na₂S^-2 + 2Fe⁺³Cl₃ → 2Fe⁺²S + S⁰ + 6NaCl

S^-2 - 2e → S⁰ 1 – окислитель

Fe⁺³ + 1e → Fe⁺² 2 – восстановитель

Пример 3.

10C⁰ + 8KN⁺⁵O₃→ 4K₂C⁺⁴O₃ + 6C⁺⁴O₂ + 4N₂⁰

2N⁺⁵ + 10e → N₂⁰ 8 4 – окислитель

2C⁰- 8e → 2C⁺⁴ 10 5 – восстановитель

Задание 21. 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?

3BaCl₂ + Al₂(SO₄)₃ = 3BaSO₄↓+2AlCl₃

Известное вещество – сульфат алюминия, т.к. известно, что его 12% от 300 г,

искомое вещество – BaSO₄, т.к. это осадок

1) m(Al₂(SO₄)₃) = = 36 г

n(Al₂(S O₄)₃)=

2)n(BaSO₄) = 0,3 моль (в 3 раза больше, чем Al₂(SO₄)₃, т.к. в уравнении перед Al₂(SO₄)₃ коэффициента нет, а перед BaSO₄ стоит «3»)

3)m(Ba S O₄) = n • M = 0,3 • 233 = 69,9 г

-13-

54 96 192

Нашли искомую величину

Нашли количество известного вещества

Нашли количество искомого вещества

137 32 64

Химические реакции делятся на:

1) реакции соединения - из нескольких веществ получается одно.

Например:Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O = NaHCO₃

2) реакции разложения - из одного вещества получается несколько.

Например:Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

3) реакции замещения - простое вещество замещает часть сложного.

Например:KI + Cl₂ = KCl + I₂

4) реакции обмена - сложные вещества меняются частями.

Например:Fe(OH)₃ + HBr = FeBr₃ + H₂O

Окислительно-восстановительные – это реакции, в которых меняются степени окисления элементов.

Например:Fe⁺²Cl₂ + Cl₂⁰ = Fe⁺³Cl₃^-1–ОВР; Na₂SO₄ + Ba(OH)₂ = BaSO₄ + NaOH – не ОВР

Реакции нейтрализации - реакции между кислотами и щелочами.

Например:Ca(OH)₂ + HCl = CaCl₂ + H₂O

Газ с запахом тухлых яиц – сероводород H₂S

газ с запахом нашатырного спирта – аммиакNH₃

газ с резким неприятным запахом – сернистый газ SO₂

ядовитый газ, химическое оружие, желто-зеленого цвета – хлор Cl₂

легкий, взрывоопасный газ – водород H₂ («гремучая смесь» - это смесь H₂ и O₂)

Примеры химических явлений

NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O – растворение газа

CuCl₂ + KOH = KCl + Cu(OH)₂ – образование осадка (Cu(OH)₂ нерастворим)

Al(OH)₃ + NaOH = NaAlO₂ + H₂O – растворение осадка Al(OH)₃

KHCO₃ + HI = KI + H₂O + CO₂ – образование газа

CuO + H₂ = Cu + H₂O – изменение цвета (CuO – черный, Cu – розовая)

Задание 7. Диссоциация

Электролиты можно найти в таблице растворимостей, неэлектролиты - нельзя

Сильные электролиты: 1) сильные кислоты; 2) щелочи; 3) растворимые соли

Слабые электролиты: 1) несильные кислоты; 2) нерастворимые основания и раствор аммиака; 3) нерастворимые соли

Электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.

Ca²⁺,NH₄⁺,Al³⁺ и т.д. – катионы; OH^-,SO₄^2-,F^- - анионы

Пример 1.

CuCl₂ – электролит, т.к. это соль, ее можно найти в таблице растворимостей

CH₃OH – неэлектролит, т.к. нельзя найти в таблице растворимостей, это органическое вещество (спирт)

раствор аммиака – электролит, т.к. в таблице растворимостей можно найти NH₄OH, рассматривается как основание

Пример 2.

Al(NO₃)₃ Al³⁺ + 3NO₃^- - электролитическая диссоциация нитрата алюминия

из 1 моль нитрата алюминия получается 4 моль ионов:

1 моль катионов алюминия Al³⁺ и 3 моль нитрат-анионов NO₃^-

-5-

Магний содержится в хлорофилле (пигменте листьев растений, отвечающем за фотосинтез)

В крови человека содержится несколько металлов: железо в составе гемоглобина, магний влияет на работу сердца и нервной системы, калий и натрий регулируют давление

CaCO₃,BaSO₃ и т.п. – осадки, растворимые в кислотах (т.к. получаются CO₂ или SO₂).BaSO₄,AgCl – осадки нерастворимые в кислотах

Белые осадки: AgCl,CaCO₃,BaCO₃,BaSO₄,Al(OH)₃,Zn(OH)₂;

бурый (коричневый) осадок – Fe(OH)₃; синий – Cu(OH)₂; светло-желтый – AgBr; желтый – AgI; черные осадки – ZnS,PbS,CuS

«Творожистые» осадки – это AgCl,AgBr и AgI,

«студенистые» (желеобразные) осадки – Zn(OH)₂,Al(OH)₃ и H₂SiO₃

Название «хлор» происходит от слова «зеленый», «фосфор» - «светоносный», «бром» - «вонючий», «хром» - «цветной».

В качестве антикоррозионного покрытия чаще всего используется цинк. Он активнее железа, поэтому сам ржавеет, а железо защищено

Питьевая сода NaHCO₃ является кислой солью. Она может реагировать как с кислотами, так и со щелочами:

NaHCO₃ + HCl = NaCl + H₂O + CO₂ NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

Задание 19. Химические свойства веществ

Смотри химические свойства простых веществ, оксидов, гидроксидов и солей (Задания 9-12)

Окислительные кислоты могут реагировать не только с металлами, но также с неметаллами и веществами, в которых есть элемент не в наибольшей степени окисления

Например: S + H₂SO_{4 (конц.)} = SO₂ + H₂O H₂S + H₂SO_{4 (конц.)}=SO₂ + H₂O

-12-

Задание 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

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓+ 2NaCl – молекулярное уравнение

Ba²⁺ + 2Cl^- + 2Na⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓+ 2Na⁺ + 2Cl^- – полное ионное уравнение

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓ – сокращенное ионное уравнение

Пример 2.

н р р

MgCO₃ + 2HNO₃ = Mg(NO₃)₂+H₂O + CO₂ – молекулярное уравнение

MgCO₃ + 2H⁺ + 2NO₃^- = Mg²⁺ + 2NO₃^- + H₂O + CO₂– полное ионное уравнение

MgCO₃ + 2H⁺ = Mg²⁺ + H₂O + CO₂– сокращенное ионное уравнение

Задание 9. Химические свойства простых веществ

>Fe до степени окисления +3 могут окислить только галогены (F₂,Cl₂,Br₂) и окислительные кислоты (HNO₃ и H₂SO_4(конц.)). Остальные вещества окисляют железо

до +2. Кислород окисляет Fe⁰ в Fe⁺² и Fe⁺³ одновременно: Fe + O₂ = FeO + Fe₂O₃

> Галогены (F₂,Cl₂,Br₂,I₂) не могут реагировать с кислородом O₂;H₂ и N₂ не могут реагировать с P (а между собой могут)

>АзотN₂- неактивное вещество. Из металлов без нагревания реагирует только с Li; при нагревании может реагировать и с другими металлами. Из неметаллов может реагировать только с H₂,O₂ и галогенами, но только при сильном нагревании.

С водой, кислотами, основаниями и солямиN₂ не реагирует

-6-

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 C₆H₁₂O₆, фруктоза, сахароза, крахмал, целлюлоза; 3) крахмал при добавлении йода синеет; 4) образуются в растениях при фотосинтезе

Задание 18. 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 AgNO₃. Выпадет белый осадок

2) Для определения в растворе ионов Br^- нужно использовать растворы AgNO₃. Выпадет светло-желтый осадок

3) Для определения в растворе ионов I^- нужно использовать растворы AgNO₃. Выпадет желтый осадок

4) Для определения в растворе ионов SO₄^2- нужно использовать любые растворимые соли бария Ba²⁺ (напр., BaCl₂). Выпадет белый осадок

5) Для определения в растворе ионов NH₄⁺ нужно использовать любую щелочь – выделится аммиак NH₃, имеющий запах нашатырного спирта и окрашивающий лакмус в синий цвет (напр., NH₄Cl + Ca(OH)₂=CaCl₂+NH₃↑ + H₂O)

6) Для определения в растворе ионов CO₃^2- нужно использовать любые растворимые соли кальция (напр., CaBr₂) или известковую воду (раствор Ca(OH)₂) – выделится белый осадок CaCO₃ (напр., Na₂CO₃+CaBr₂=CaCO₃↓ + NaBr)

7) Для определения ионов Ca²⁺ нужно использовать карбонаты – белый осадок CaCO₃

8) Для определения ионов Zn²⁺и Al³⁺ нужно использовать щелочь: при добавлении небольшого количества щелочи выпадает студенистый осадок Zn(OH)₂или Al(OH)₃, а если добавить еще щелочи – студенистый осадок растворяется

Для подтверждения качественного составаCaBr₂ нужно взять карбонат (будет осадок с кальцием) и AgNO₃ (будет светло-желтый осадок AgBr)

Для подтверждения качественного составаH₂SO₄ нужно взять метилоранж или лакмус (в кислоте они станут красными) и соль бария (будет белый осадок BaSO₄)

Для подтверждения качественного состава (NH₄)₂CO₃ нужно взять щелочь (получится NH₃ с запахом нашатырного спирта) и известковую воду (будет белый осадокCaCO₃) или кислоту (будет газ CO₂)
Чтобы различить HCl и HNO₃ нужно добавить AgNO₃ (с HCl будет осадок, а с HNO₃ 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

-11-

> Na и K при реакции с O₂ превращаются в пероксиды Na₂O₂,K₂O₂; все другие металлы - в оксиды Li₂O,CaO и т.д.

> 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+Cl₂=FeCl₃ FeCl₃+Fe=FeCl₂ FeCl₂+Cl₂=FeCl₃ Fe+HCl=FeCl₂+H₂ C+CO₂=CO C+O_{2 (недост.)}=CO C+O_{2 (изб.)}=CO₂ CO+O₂=CO₂ SO₂+H₂S=S+H₂O KH+H₂O=KOH+H₂

Задание 10. Химические свойства оксидов

Оксиды реагируют с:

1)O₂, если элемент находится не в высшей степени окисления

Например, SO₂ реагирует с кислородом: S⁺⁴O₂ + O₂ = SO₃ , а SO₃ не реагирует

2)H₂,C и CO - некоторые оксиды

Например: CuO + H₂ = Cu + H₂O FeO + CO = Fe + CO₂ CaO + C ≠

3) водой, если получается растворимая кислота или щелочь

Например,Na₂O реагирует с водой: Na₂O+H₂O=2NaOH,

аCuO 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: CO₂ + Ca(OH)₂ = CaCO₃ + H₂O MgO + FeO ≠

> Оксиды не реагируют с солями и большинством неметаллов

> Кислотный оксид SiO₂ (кремнезем) может реагировать с HF, т.к. HF (плавиковая кислота) - плавит стекло (основной компонент – SiO₂)

>CO₂ в реакциях можно рассматривать какH₂CO₃,SO₂ – как H₂SO₃,NH₃ – как NH₄OH

Например:MgBr₂ + NH₃ + H₂O = Mg(OH)₂ + NH₄Br

Задание 11. Основания и кислоты

6)Нерастворимые основания и нерастворимая кислота H₂SiO₃ при нагревании могут разлагаться

Например,Cu(OH)₂ → CuO + H₂O Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + H₂O H₂SiO₃ → SiO₂ + H₂O

> Особенности окислительных кислот (HNO₃ и H₂SO_{4 (конц.)}):

1) реагируют с металлами хоть левее, хоть правее H; неметаллами

Cu + H₂SO_{4 (конц.)}= CuSO₄+ SO₂+ H₂O C + HNO_3(конц.)= CO₂+ NO₂+ H₂O

2)окисляют Fe⁰в Fe⁺³ HNO_3(разб.)+Fe=Fe⁺³(NO₃)₃+NO+H₂O {Fe+HCl_(конц.)=Fe⁺² Cl₂+H₂}

3) никогда не превращаются в H₂ (вместо H₂ выделяется вода и SO₂,NO₂ или NO)

-7-

…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 – междуC-O,C-H и неполярные между C-C)

УглеводородыC₁–C₄– газы, C₅–C₁₃– 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 CH₄.

Парниковые газы (вызывают глобальное потепление): метан CH₄ и углекислый газ CO₂

Глицерин содержится в кремах,т.к. не высыхает,а,наоборот, впитывает влагу из воздуха

Алканы соответствуют общей формуле C_nH_2n+2, алкены – C_nH_2n, алкины – C_nH_2n-2

Вывод общей формулы:

1) Составить вещество с 3 атомами C

2) Посчитать молекулярную формулу (получится C₃H…)

3) Заменить 3 на n, а кол-во H - как 2n плюс или минус число

Например, общая формула аминов:1) CH₃-CH₂-CH₂-NH₂; 2) C₃H₉N; 3) C_nH_2n+3.

Общая формула алкенов: 1) CH₂=CH-CH₃; 2) C₃H₆; 3) C_nH_2n

МетанCH₄ – легче воздуха (молярная масса 16 г/моль, а у воздуха 29), этан C₂H₆ – тяжелее воздуха (M = 30 г/моль)

При горении любых органических веществ получается CO₂ + H₂O, а при термическом разложении C + H₂

Пример реакции горения: CH₂=CH₂+ 3O₂→ 2CO₂+ 2H₂O

Пример реакции разложения: CH₄→C + 2H₂

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: CH₄+Cl₂→CH₃Cl + HCl

Вещества с = и ≡ чаще всего вступают в реакции присоединения (рвется одна связь) Например: CH₂=CH₂+Br₂→CH₂Br-CH₂Br

В реакцию полимеризации тоже вступают вещества с = и ≡ (связь рвется, ее части ставятся по краям), например:nCH₂=CH₂→(…-CH₂-CH₂-…)_n

Спирты могут реагировать со многими кислотами, а также со щелочными металлами

Пример реакции с кислотой: CH₃-OH + HBr → CH₃-Br + H₂O

Пример реакции со щелочным металлом: CH₃OH + Na → CH₃ONa + H₂

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

-10-

Задание 12. Химические свойства солей

Соли реагируют с:

1) кислотами (кроме H₂SiO₃), 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,H₂ 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 CO₂ и оксид;

сульфиты на SO₂ и оксид;

нитраты очень активных металлов на нитрит и кислород.

Например:KNO₃ → KNO₂ + O₂

нитраты металлов средней активности на оксид + NO₂ + O₂.

Например: Fe(NO₃)₂ → FeO + NO₂ + O₂

нитраты металлов правее H на металл + NO₂ + O₂.

Например:AgNO₃ → Ag + NO₂ + O₂

Соли не реагируют с оксидами и неметаллами, кроме H₂ и C

Нерастворимые соли можно растворить только кислотой (и если получается газ или вода)

Если в реакции участвует избыток кислоты (или CO₂,SO₂), то получаются кислые соли: NaOH + H₂SO_{4 (конц.)}= NaHSO₄

NaOH + CO_{2 (изб.)} = NaHCO₃ Na₂SO₄ + H₂SO_{4 (изб.)} = NaHSO₄

Задание 13. 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 CO₂ и метан CH₄ – вызывают парниковый эффект …

6. Более легкие, чем воздух газы (H₂,NH₃ …) собирают в пробирку отверстием вниз, а более тяжелые (O₂,Cl₂…)–отверстием вверх

Способом вытеснения воды можно собирать только нерастворимые в воде газы (O₂,H₂,CH₄ и некоторые другие)

7. Яды: F₂,Cl₂,Br₂,P_белый,NH₃,H₂S. Ядовитые газы нельзя определять по запаху

-8-

tt

t

t

8. Горящие металлы нельзя тушить водой и углекислым газом (т.к. они могут вступать в реакции и горение может усилится)

9. Работать с кислотами и щелочами в металлической посуде нельзя

10. С ядовитыми газами (Cl₂,SO₂,NO,NO₂…) нужно работать под тягой.

С неядовитыми (H₂,N₂,O₂,CO₂) – без тяги

11. Ртуть, свинец являются тяжелыми металлами, опасными для здоровья.

Соли щелочных и щелочноземельных металлов безопасны

12. Использовать резиновые перчатки нужно при работе с кислотами и щелочами.

С солями можно работать без них.

Задание 14. Окислители, восстановители

Смотри объяснение к Заданию 4. Степень окисления.

Окислитель – атом или вещество, отнимающее электроны, восстановитель – отдающее электроны

Пример окислительно-восстановительной реакции:

8HN⁺⁵O₃ + 3Cu⁰ = 3Cu⁺²(NO₃)₂ + 2N⁺²O + 4H₂O

Медь из степени окисления 0 переходит в +2, т.е.

Cu⁰-2e = 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

Задание 15. Массовая доля

Задание 16. ПСХЭ

Смотри объяснение к Заданию 1. Строение атома и Заданию 2. Периодическая система

Задание 17. Свойства органических веществ

Предельный – значит нет = и ≡, углеводород – состоит только из C и H. Предельные углеводороды – только алканы

-9-

64

= 0,39=39% (164 – сумма всех масс,

64 - кислорода)

69 31 64

164

Адрес публикации: https://www.prodlenka.org/metodicheskie-razrabotki/144979-repetackih-dn-sbornik-materialov-dlja-podgoto