Муниципальное казенное общеобразовательное учреждение
Колшевская основная общеобразовательная школа
МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА
Разбор решений задач и упражнений по химии
для обучающихся 8-9 классов
Составил: Цветкова Л.В.,
учитель химии
Колшево 2019
Пояснительная записка
Данная методическая разработка содержит основные понятия неорганической и органической химии, правила решения задач и упражнений. В неё входят пояснения по решению заданий, которые помогут при подготовке к сдаче основного государственно экзамена (ОГЭ).
Кроме того, разбор упражнений и задач, поможет при подготовке к урокам, выполнению самостоятельных и контрольных работ для обучающихся как восьмого, так и девятого класса.
СОДЕРЖАНИЕ
1. Строение атома ………………………………………………………………………..5
1.1. Теория…………………………………………………………………………………6
1.2. Типовые задания……………………………………………………………………..6
2. Закономерности таблицы Д.И. Менделеева…………………………………………..7
2.1. Теория………………………………………………………………………………….7
2.2. Типовые задания………………………………………………………………………8
3. Классификация веществ…………………………………………………………………8
3.1. Теория…………………………………………………………………………………..8
3.1.1. Простые вещества……………………………………………………………………8
3.1.2.Сложные вещества……………………………………………………………………10
3.1.3. Химические свойства простых и сложных веществ……………………………….13
3.2. Типовые задания………………………………………………………………………..15
4. Чистые вещества…………………………………………………………………………..18
5. Правила работы в школьной лаборатории………………………………………………18
6. Степень окисления и валентность……………………………………………………….20
6.1. Теория……………………………………………………………………………………20
6.2. Типовые задания………………………………………………………………………..21
7. Классификация химических реакций……………………………………………………22
7.1. Теория……………………………………………………………………………………22
7.2. Типовые задания………………………………………………………………………..23
8. Электролитическая диссоциация…………………………………………………………23
9. Реакции ионного обмена…………………………………………………………………..24
9.1. Теория……………………………………………………………………………………..24
9.2. Типовые задания………………………………………………………………………….25
10. Окислитель и восстановитель. ОВР………………………………………………………25
10.1. Теория……………………………………………………………………………………25
10.2. Типовые задания………………………………………………………………………..26
11. Массовая доля химического элемента…………………………………………………..28
11.1. Теория……………………………………………………………………………………28
11.2. Типовые задания………………………………………………………………………..29
12. Растворы. Массовая доля растворенного вещества…………………………………….30
12.1. Теория……………………………………………………………………………………30
12.2. Типовые задания………………………………………………………………………..30
13. Объемная доля газообразного вещества…………………………………………………31
13.1. Теория……………………………………………………………………………………31
13.2. Типовые задания………………………………………………………………………..31
14. Количество вещества……………………………………………………………………..31
14.1. Теория……………………………………………………………………………………31
14.2. Типовое задание…………………………………………………………………………32
15. Расчетные задачи по уравнению реакции……………………………………………….32
15.1. Теория…………………………………………………………………………………….32
15.2. Типовое задание………………………………………………………………………….32
16. Алгоритм решения задач с участием растворенных веществ…………………………..33
16.1. Теория…………………………………………………………………………………….33
16.2. Типовое задание………………………………………………………………………….33
17. Характер среды растворов с помощью индикаторов ……………………………………33
17.1. Теория……………………………………………………………………………………33
17.2. Типовые задания…………………………………………………………………………35
18. Метод электронного баланса………………………………………………………………36
18.1. Теория……………………………………………………………………………………..36
18.2. Типовое задание…………………………………………………………………………..36
19. Теоретическое предположение получения веществ из предложенных материалов….37
19.1. Теория…………………………………………………………………………………….37
19.2. Типовые задания…………………………………………………………………………41
20. Начальные знания по органической химии………………………………………………44
20.1. Теория…………………………………………………………………………………….44
20.2. Типовые задания………………………………………………………………………….47
Список литературы……………………………………………………………………………..48
1. СТРОЕНИЕ АТОМА
1.1. Теория
Все атомы состоят из ядра и электронной оболочки. Ядро расположено в самом центре. Ядро заряжено положительно. Положительный заряд ядру придают протоны - положительно заряженные элементарные частицы. Один протон несет в себе заряд +1. Таким образом, сколько в ядре протонов, таков и заряд ядра. Заряд ядра, а следовательно и количество протонов показывает нам порядковый номер элемента в таблице Менделеева (Z). Если порядковый номер 2, то заряд ядра равен двум (Z=2) - это ядро гелия - второго элемента в периодической таблице.
Порядковый номер элемента показывает также и количество электронов в электронной оболочке. Электронная оболочка окружает ядро и компенсирует положительный заряд ядра отрицательными зарядами электронов. Более того, электронная оболочка обуславливает протекания всех химических реакций - именно изменение состава электронной оболочки и её конфигураций объясняет природу химических реакций. Как и ядро, оболочка состоит из элементарных частиц - электронов. Электроны, в отличие от протонов, несут заряд -1 - электронная оболочка заряжена отрицательно. Но кроме этого, есть еще одно важное отличие электрона от протона - протон имеет вес 1, а электрон не имеет веса (на самом деле это не так, но для решения задач нам не понадобятся знания о массах элементарных частиц).
Кроме протонов, в ядре содержатся нейтроны - незаряженные элементарные частицыс
массой 1 (N). Они
придают только вес атому и ядру, но не заряд. Количество нейтронов можно найти,
зная массу элемента и его порядковый номер, так как порядковый номер показывает
количество протонов и их суммарную массу, а молекулярная масса - общую массу.
Таким образом, 
вычитая из общей массы массу протонов, мы получаем количество нейтронов (N=A-Z A- относительная атомная масса элемента). Например атом натрия: число электронов 11, число протонов 11 (Z=11), относительная атомная масса 23 (A=23), число нейтронов N=A-Z=23-11=12
Суммарный заряд атома нейтрален, отсюда следует, что количество протонов равно количеству электронов.
Электроны в оболочке расположены упорядочено - слоями. Количество слоев определяет номер периода в периодической таблице.
Число слоев определяется номер периода, в котором стоит элемент.
В первом энергетическом уровне может быть максимально два электрона, на втором - восемь, в третьем – не более восемнадцати, на четвертом – не более 32. Заполнение электронных оболочек первых трех периодов идет постепенно - сначала полностью заполняется первый, потом полностью второй и третий.
Число свободных неспаренных электронов определяется по формуле 8-n, где n – номер группы, в которой стоит химический элемент.
Если атом отдает электрон, то уменьшается количество электронов на последнем энергетическом уровне и атом становится положительно заряженной частицей. Na – 2,8,1 Na+ - 2,8,0
Если атом принимает электрон, то увеличивается число электронов на последнем энергетическом уровне и атом становится отрицательно заряженной частицей. Cl – 2,8,7 Cl- - 2,8,8
1.2.Типовые задания.
Задание 1. Чему равен заряд ядра в ионе алюминия?
Алюминий расположен в третьей группе главной подгруппе, значит заряд его ядра равен +3.
Задание 2. Сколько электронов находится во внешнем электронном слое атома, в ядре которого 6 протонов?
Число протонов в ядре равно числу электронов и порядковому номеру элемента, а значит порядковый номер элемента 6. Это углерод. Он находится во втором периоде, значит у него 2 энергетических уровня, на первом 2 электрона, на последнем - 4.
Задание 3. Как заполнены электронные слои у иона Ca+2 ? заряд иона +2, значит атом кальция отдал 2 электрона с последнего уровня, кальций находится в четвертом периоде. У атом кальция 20 электронов, а у иона 18, поэтому расположение электронов по уровням будет таким: 2,8,8,0
Задание 4. Чему равно число неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне атома хлора?
Число свободных неспаренных электронов определяется по формуле 8-n, где n – номер группы, в которой стоит химический элемент. Хлор находится в 7-ой группе, 8-7=1. У хлора 1 неспаренный электрон на внешнем энергетическом уровне.
Задание 5. Атом какого химического элемента имеет расположение электронов по уровням: 2, 4?
2 уровня, значит атом находится по втором периоде, 6 электронов – это углерод. 4 электрона на последнем уровне у элементов четвертой группы. Это элемент 2-го периода IV группы главной подгруппы (А).
Задание 6. 
23 – это относительная атомная масса натрия. Порядковый номер – 11, это число протонов. Число нейтронов 23-11=12
2.1. Теория
Физический смысл порядкового номера:
§ порядковый номер равен числу протонов и электронов и заряду ядра
Физический смысл номера периода:
§ номер периода равен числу заполняемых электронных слоёв
Физический смысл номера группы:
§ номер главной подгруппы равен числу электронов на внешнем слое (валентных электронов)
В периоде слева направо ⇒
Увеличивается:
§ Заряд ядра атома
§ Электротрицательность
§ Неметаллические свойства
§ Число валентных электронов
§ Высшая степень окисления
§ Кислотные свойства гидроксидов, образованные элементами
§ Не меняется число электронных слоев
Уменьшается:
§ Радиус атома
§ Легкость отдачи электрона
§ Металлические свойства
§ Основные свойства гидроксидов, образованные элементами
Основные свойства соединений (оксидов, гидроксидов) уменьшаются, сменяются амфотерными, кислотные свойства (оксидов, кислородных кислот) увеличиваются.
В группе сверху вниз ⇓
Увеличивается:
§ Заряд ядра атома;
§ Радиус атома
§ Легкость отдачи электрона
§ Металлические свойства
§ Основные свойства гидроксидов, образованные элементами
§ Число электронных слоев
Основные свойства соединений (оксидов, гидроксидов) увеличиваются, кислотные свойства соединений (оксидов, кислородных кислот) уменьшаются;
Кислотные свойства бескислородных кислот увеличиваются.
Уменьшается:
§ Электроотрицательность
§ Неметаллические свойства
§ Кислотные свойства соединений (оксидов, кислородных кислот) уменьшаются
Не меняется число валентных электронов и степень окисления химических элементов в одной группе.
2.2. Типовые задания.
Задание 1. Что происходит в ряду простых веществ: магний – калий – барий?
В этом ряду усиливаются металлические свойства простых веществ. И т. д.
3.1. Теория
Все вещества делятся на простые и сложные.
3.1.1.Простые вещества
Простые состоят из атомов одного элемента. Простые вещества в свою очередь делятся на металлы и неметаллы. Если провести диагональную линию от бора до астата в таблице Менделеева, то слева остаются металлы, справа - неметаллы.
У металлов между атомами образуется металлическая связь. Атомы металлов формируют металлическую кристаллическую решетку, в узлах которой лежат ионны металлов, между узлами - ионами металлов распределен электронный газ - электроны. В данной системе нельзя сказать, какому конкретно иону принадлежит электрон - они распределены равномерно между всеми ионами. Именно этим и объясняется электропроводность металлов - электроны подвижны и распределение и движение зарядов происходит легко.
Неметаллы располагаются справа от проведенной линии (кроме синих клеток на этой таблице - синие клетки это металлы). Неметаллы образуют друг с другом ковалентную связь. Если два атома неметалла представлены одним элементом, например атом хлора и еще один атом хлора образуют молекулу Cl2 - то это неполярная ковалентная связь. Если же атомы разные - то это ковалентная полярная связь - так как электронная плотность не может распределиться равномерным образом между двумя разными элементами (HCl, H2O, CO, P2O5, SO3). Молекулярная решетка в большинстве случаев молекулярная - H2, Cl2, O2, O3, S8, P4. В особых случаях - атомная - C, Si.
Аллотропия - явление, образования одним элементом нескольких простых веществ:
§ углерод – алмаз, графит, карбин, фуллерен
§ кислород – кислород O2 и озон O3
§ фосфор- белый, красный, черный
§ олово – серое и белое
§ сера – пластическая и кристаллическая
То есть атомы одного элемента могут объединяться по-разному - из-за этого возникают новые или другие свойства.
3.1.2.Сложные вещества
Сложные вещества состоят из атомов различных элементов. Они делятся на классы - оксиды, кислоты, основания, щелочи.
Оксиды - это соединения кислорода с другими элементами. В зависимости от того, с каким элементом кислород образует соединение, оксиды делятся на основные, кислотные и амфотерные.
§ Основные оксиды образуют металлы в степенях окисления +1 и +2 (K2O, MgO)
§ Кислотные оксиды образуют преимущественно неметаллы (SO3, N2O5)
§ Металлы Zn и Al образуют амфотерные оксиды (ZnO, Al2O3)
Гидроксиды - продукты соединения оксидов с водой. В зависимости от того, какой был оксид, гидроксиды делятся на основания, кислоты и амфотерные основания. Основные оксиды образуют основания, кислотные, соответственно, кислоты, амфотерные оксиды образуют амфотерные основания - вещества, проявляющие свойства и кислот и оснований. В свою очередь основания делятся на растворимые - щелочи, и нерастворимые.
Кислоты имеют различные классификации. Существуют кислородсодержащие и бескислородные кислоты. Отличие первых от вторых состоит в том, что первые содержат в своей молекуле кислород, а вторые состоят только из элемента и водорода (HCl, например). Бескислородные кислоты образуются непосредственно при взаимодействии элемента (Cl2) и водорода (H2), в то время как кислородсодержащие кислоты образуются взаимодействием оксидов с водой.
Классификация по основности подразумевает количество протонов, отдаваемое молекулой кислоты при полной диссоциации. Одноосновные кислоты диссоциируют с образованием одного протона, двухосновные - двух, и так далее.
Классификация по степени диссоциации показывает, насколько легко проходит диссоциация (отрыв протона от молекулы кислоты). В зависимости от этого различают сильные и слабые кислоты.
Соли делятся на средние, кислые и основные. В кислых солях присутствует протон, в основных - гидрокси-группа. Кислые соли представляют собой продукт взаимодействия избытка кислоты с основанием, основные соли - наоборот - продукт взаимодействия избытка основания с кислотой.
Подведем небольшой итог по пройденной теме.
§ Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых - кислород.
§ Основания – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и гидроксид-ионов.
§ Кислоты – это сложные вещества, состоящие из ионов водорода и кислотных остатков.
§ Соли – это сложные вещества, состоящие из ионов металла и кислотных остатков.
§ металлы реагируют с неметаллами всегда
§ металлы реагируют с кислотами
§ металлы реагируют с кислородом
§ неметаллы реагируют с металлами
§ неметаллы реагируют с водородом
§ оксиды реагируют с водой
§ основные оксиды реагируют с кислотами
§ кислотные оксиды реагируют с основаниями
§ амфотерные металлы и их оксиды - цинк и алюминий - реагируют и с кислотами, и с основаниями
§ основания реагируют как с кислотами, так и с амфотерными основаниями (цинк и алюминий)
§ кислоты реагируют как с основаниями, так и с амфотерными основаниями (цинк и алюминий)
Многие варианты ОГЭ построены на свойстве амфотерности, поэтому про алюминий и цинк необходимо помнить всегда.
Кислоты - это химические соединения, диссоциирующие на протоны (H+). Примеры простейших кислот - соляная (HCl), серная (Н2SO4), азотная (HNO3).
Итак, перейдем к рассмотрению свойств кислот:
§ реакция с основными оксидами: в качестве примера приведена реакция оксида кальция с соляной кислотой. В данной реакции продуктами являются соль - хлорид кальция, которым посыпают дороги в гололёд, и вода, которую мы пьем каждый день.
§ реакция с амфотерными оксидами, например оксидом цинка:
§ реакция кислот со щелочами носит название нейтрализации. Как пример, приведена реакция едкого натра с соляной кислотой, продуктами являются соль (в данном примере поваренная) и вода.
§ обменные реакции с солями, если в результате реакции образуется нерастворимое вещество либо газ. В качестве примера приведена реакция хлорида бария с серной кислотой, в результате которой образуется осадок сульфата бария и летучий хлороводород.
§ реакция с нерастворимыми основаниями, например гидроксида меди с серной кислотой:
§ вытеснение слабых кислот из растворов их солей, например солей фосфорной кислоты хлороводородной кислотой:
§ реакция с металлами, стоящими в ряду напряжений до водорода - пример - реакция магния с соляной кислотой:
Основания - вещества, диссоциирующие на гидроксид ионы (OH-).
Простейшими примерами являются едкий калий и натрий (KOH и NaOH). Едкими их называют, кстати, неспроста. Они действительно разъедают и щиплют при попадании на кожу. Поэтому опасность их не стоит недооценивать.
Итак, перейдем к разбору химических свойств оснований:
§ вышеприведенная реакция с кислотами - реакция нейтрализации
§ реакция с амфотерными основаниями, например, гидроксидом цинка и алюминия:
§ реакция с кислотными оксидами с образованием соли и воды. Пример - реакция едкого натрия с оксидом кремния (травление стекла):
§ обменные реакции с солями, если образуется осадок или газ (аммиак). Пример - реакция гидроксида бария с сульфатом натрия:
Соли - вещества образованные ионом металла и кислотным остатком:
Основная масса заданий основана на обменных реакциях. Если в результате реакции образуется осадок, либо газ, либо вода - то реакция идет. Также соли реагируют с металлами, стоящими левее металла, входящего в состав соли - то есть более активного.
3.2. Типовые задания
1. Na2O и H2O
2. SiO2 и Ag
3. NaOH и HCl
4. HNO3 и O2
Оксид цинка - амфотерный оксид, реагирует как с кислотами, так и с основаниями.
Тем не менее, рассмотрим каждый вариант.
Na2O и H2O
Амфотерные оксиды реагируют с основными
оксидами, но не реагируют с водой!
SiO2 и Ag
Оксид цинка должен реагировать с оксидом кремния при сплавлении, а вот с серебром нет - оно менее активно, чем цинк в ряде напряжений металлов ->
NaOH и HCl
Оксид цинка амфотерен и реагирует как с кислотой (соляной), так и с гидроксидом натрия (едким натром). Данный вариант ответа нам подходит.
HNO3 и O2
С азотной кислотой все в порядке - она реагирует с оксидом цинка, а вот кислород нет - он уже и так окислил цинк до оксида.
Ответ: 3
1. нитрат серебра
2. нитрат бария
3. серебро
4. оксид кремния
Рассмотрим каждый случай:
1. Соляная кислота и нитрат серебра. Так как нитрат серебра - соль, обменная реакция возможна, если продукт реакции осадок либо газ. В качестве продукта может образоваться азотная кислота (растворима) и хлорид серебра (нерастворим - белый творожистый осадок). Значит, реакция возможна и ответ нам подходит.
2. Нитрат бария и соляная кислота. Продукты данной реакции обмена растворимы(азотная кислота и хлорид бария), поэтому реакция не идет.
3. Серебро стоит в ряду напряжений после водорода, поэтому не реагирует с кислотами-неокислителями.
4. Оксид кремния - кислотный оксид и с кислотами не реагирует.
Ответ: 1
Задание 3. Установите соответствие между
названием вещества и реагентами, с которыми это вещество может
взаимодействовать.
А)
сера 1. CO2, Na2SO4(р-р)
Б) оксид
цинка 2. HCl, NaOH(р-р)
В) хлорид алюминия 3. AgNO3(р-р),
KOH(р-р)
4. H2SO4(конц.), О2
Сера.
Сера как простое вещество не вступает в реакции обмена, поэтому все варианты, где присутствуютрастворы, нам не подходят.
Остается последний вариант - концентрированная серная кислота и кислород.
С кислородом сера взаимодействует с образованием оксида серы 4 (SO2), и в серной кислоте окисляется:
2H2SO4(конц.) + S → 3SO2↑ + 2H2O
Оксид цинка - амфотерный оксид, а значит будет реагировать как с кислотами, так и с щелочами.
Данный вариант ответа присутствует во втором варианте - это раствор соляной кислоты игидроксида натрия.
Хлорид алюминия.
Осталось два варианта ответа. В первом варианте не подходит и углекислый газ, и раствор сульфата натрия - реакции не идут, разве что гидролиз хлорида алюминия в растворе.
Остается третий вариант. С нитратом серебра выпадает осадок - хлорид серебра - это качественная реакция на хлорид ион. В растворе едкого калия выпадает гидроксид алюминия.
Ответ: 423
Задание 4. Не реагируют друг с другом
1. хлор и водород
2. кислород и кальций
3. азот и вода
4. железо и сера
Рассмотрим каждый вариант.
Хлор и водород. Реагируют, причем со взрывом! Хотя водород и является не совсем металлом, с неметаллами он реагирует.
Кислород и кальций - типичный неметалл и металл. Реагируют с образованием оксида кальция.
Азот и вода. Азот довольно инертный газ и реагирует только с некоторыми щелочными металлами на воздухе. С водой в реакцию не вступает.
Железо и сера - металл и неметалл - реагируют с образованием сульфида железа (2).
Ответ: 3
Задание 5. С водой при комнатной температуре реагирует
1. Сu
2. Ag
3. Са
4. Hg
С водой реагируют металлы, стоящие в
ряду напряжений до алюминия:
Значит, нам подходит только кальций.
Ответ: 3
Задание 6. Какой из указанных металлов проявляет наибольшую химическую активность в реакции с водой?
1. кальций
2. алюминий
3. свинец
4. железо
Опять смотрим в ряд напряжений и находим металл, расположенный левее всего из нашего списка - это кальций.
Ответ: 1
Задание 7. В реакцию с соляной кислотой вступает каждый из двух металлов:
1. Hg и Ag
2. Fe и Zn
3. Аu и Сu
4. Zn и Ag
Ищем ту пару, где оба металла расположены до водорода - это железо и цинк.
Ответ: 2
Чистые вещества (или индивидуальные вещества) - вещества, которые состоят из молекул или атомов одного вида.
Смеси - системы, состоящие из двух и более веществ.
На многих сайтах и общеобразовательных порталах, даже на википедии до моей правки, смеси определяют как вещество, состоящее из нескольких веществ. Это в корне не верно. Вещество само по себе чистое вещество. А система из нескольких веществ называется смесью. Мои слова подтверждаются в англоязычной литературе и интернете, а на российских ресурсах возникает путаница.
1. Работать в лаборатории необходимо в халате, а при проведении опытов с особо опасными веществами использовать респиратор, защитные очки и перчатки. Волосы должны быть убраны. (последний пункт особенно актуален для девушек)
2. Учащиеся могут находиться в химическом кабинете только в присутствии учителя.
3. Пребывание учащихся в помещении лаборантской запрещается.
4. Присутствие посторонних лиц в кабинете химии во время эксперимента допускается только с разрешения учителя.
5. Не допускается нахождение учащихся в кабинете химии во время его проветривания. (так как его проветривают от вредных газов!)
6. Учащимся запрещается бегать по кабинету, шуметь и устраивать игры.
7. Перед работой необходимо внимательно выслушать инструктаж учителя.
8. В кабинете химии запрещается принимать пищу и напитки.
9. Учащимся запрещается бегать самостоятельно проводить опыты, не предусмотренные в работе.
10. Запрещается самостоятельно устранять неполадки в оборудовании.
11.
По окончании практической работы учащиеся должны
помыть руки с мылом.
1. Щелочь и кислота моментально прожгут одежду и кожу.
2. Наливать и насыпать вещества нужно только над столом.
3. Наливать и насыпать вещества можно через воронку, кончик воронки должен касаться стенки пробирки.
4. Твердые сыпучие реактивы запрещено брать руками. Их измельчение производится с помощью пестика в ступке.
5. Химические вещества нельзя пробовать на вкус.
6.
При определении запаха запрещается наклоняться над
пробиркой.
Нужно легкими движениями руки направить пар или газ к носу и осторожно
вдыхать.
7. При разбавлении концентрированных кислот и щелочей небольшими порциями приливатькислоту (или концентрированный раствор щелочи) в воду, а не наоборот.
8. При встряхивании пробирки ее отверстие нельзя закрывать пальцем.
9. Перед нагреванием заполнять пробирку жидкостью более чем на 1/3 часть. Необходимо начинать со слабого нагревания сосуда. Пробирку нагревайте сначала всю, а только затем ту часть, где находится вещество.
10. Отверстие пробирки при нагревании направлять от себя и других.
11. В ходе нагревания запрещается заглядывать в сосуд и наклоняться над ним.
12. Запрещается вносить в кабинет и выносить из кабинета вещества и оборудование.
13. Запрещается излишек реактива ссыпать (выливать) обратно в банку (склянку).
14. Запрещается выливать в канализацию отработанные растворы. Остатки собираются в специально предназначенную посуду.
1. Гасить спиртовку необходимо только накрывая пламя колпачком или крышкой.
2. Запрещается зажигать одну спиртовку от другой.
3. Запрещается передавать зажженную спиртовку.
4. Запрещается оставлять без присмотра нагревательные приборы.
§ пробирки (проведение опытов)
§ конические колбы (проведение опытов и хранение растворов веществ)
§ круглодонные колбы (перегонка жидкостей)
§ воронки (фильтрование неоднородных растворов)
§ аппарат Киппа (собирание газов)
§ колба Вюрца (отделение жидкостей с различной температурой кипения)
§ кристаллизатор (охлаждение веществ)
§ эксикатор (хранение токсичных или «влаголюбивых» веществ)
§ мензурка
§ мерная пробирка
§ мерный цилиндр
§ мерный стакан
§ технические весы
§ электронные весы
§ штатив для пробирок
§ лабораторный штатив ( для закрепления химического оборудования)
§ ложечка для сжигания сухих веществ
§ тигельные щипцы (для удерживания химической посуды)
§ ручной держатель для пробирок
§ фарфоровая ступка (для размельчения сухих веществ)
§ тигли и фарфоровые чашки (для нагревания веществ до высокой температуры)
§ спиртовка
6. СТЕПЕНЬ ОКИСЛЕНИЯ И ВАЛЕНТНОСТЬ
6.1. Теория
|
|
Степень окисления |
Валентность |
|
Определение |
Условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что все связи в молекуле – ионные. |
Число химических связей, которые образует атом в химическом соединении. |
|
Знак |
Имеет знак – она может быть отрицательной, нулевой или положительной. |
Валентность не имеет знака. |
|
Обозначение |
Арабские цифры со знаком |
Римские цифры |
|
Примеры |
Cl (-1), Fe (+3) |
N (V), C (IV) |
1. Степень окисления элемента в составе простого вещества принимается равной нулю; если вещество в атомарном состоянии, то степень окисления его атомов также равна нулю.
2. Ряд элементов проявляют в соединениях постоянную степень (пример фтор (-1), щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы, бериллий, магний и цинк (+2), алюминий (+3)).
3. Кислород, как правило, проявляет степень окисления -2 (исключения: пероксид Н2О2(-1) и фторид кислорода OF2 (+2)).
4. Водород в соединениях с металлами (в гидридах) проявляет степень окисления -1, как правило, +1(кроме SiH4, B2H6).
5. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле должна быть равной нулю, а в сложном ионе – заряду этого иона.
Высшая степень окисления равна номеру группы элемента в Периодической системе - пример: сера – элемент VI группы главной подгруппы высшая степень окисления +6.
Правило не распространяется на элементы I группы побочной подгруппы, степени окисления которых обычно превышают +1, а также на элементы побочной подгруппы VIII группы.
Не проявляют своих высших степеней окисления, равных номеру группы, элементы кислород и фтор.
Валентные возможности атома определяются числом:
§ Неспаренных электронов.
§ Неподелённых электронных пар.
§ Вакантных валентных пар.
Примеры: Н –водород IА группа, имеет 1 валентный электрон, образует 1 ковалентную связь с каким-либо другим атомом. Валентность I.
Степень окисления - условная величина, показывающая заряд атома в молекуле.
Степень окисления никогда не показывает реальный заряд атома - это условная величина, принимаемая нами для удобства рассчетов химических реакций.
Чтобы определить степень окисления атома в молекуле, следует пользоваться следующими правилами:
§ степень окисления водорода всегда +1 (исключение - гидриды металлов)
§ степень окисления кислорода всегда -2 (исключения - пероксиды и фториды)
§ степень окисления металлов первой группы +1, второй +2, алюминия +3
6.2. Типовые задания
Задание.
Считаем степени окисления каждого элемента в каждом соединении.
1. Литий находится в 1 группе главной подгруппе – проявляет степень окисления +1. Стоит индекс 3, значит 3+. Алгеброическая сумма степеней окисления в соединении равна 0, отсюда степень окисления азота -3.
2. Калий находится в первой группе главной подгруппе – проявляет степень окисления +1. Кислород в соединениях подобного типа проявляет степень окисления -2, индекс 3, значит -6. 6-1=5. Азот проявляет степень окисления +5
3. У калия степень окисления +1. У кислорода -2 с учетом индекса -4, значит азот имеет степень окисления +3.
4. У водорода степень окисления +1, с учетом индекса +3, значит у азота -3.
Ответ: 3
7.1. Теория
Реакция соединения - химическая реакция, в результате которой из двух или большего числа исходных веществ образуется только одно новое.
Пример - получение сульфида меди из серы и меди:
Cu+S => CuS
Реакция разложения - химическая реакция, в результате которой из одного вещества образуется несколько новых веществ. В реакции данного типа вступают только сложные соединения, а их продуктами могут быть как сложные, так и простые вещества.
Пример - разложение карбоната кальция:
CaCO3 => CaO + CO2
Реакция замещения - химическая реакция,в результате которой атомы одного элемента, входящие в состав простого вещества, замещают атомы другого элемента в его сложном соединении. Как следует из определения, в таких реакциях одно из исходных веществ должно быть простым, а другое сложным.
Типичный пример - вытеснение более активным металлом менее активного из раствора его соли:
Zn + FeSO4 => ZnSO4 + Fe
Реакции обмена - реакция, в результате которой два сложных вещества обмениваются своими составными частями.
Типовые примеры - реакции осаждения либо нейтрализации:
HCl + KOH => KCl + H2О
Реакции могут либо отдавать тепло, либо забирать его.
Если реакция идет с выделением тепла - то её называют экзотермической (экзо - наружу).
Если наоборот, реакция идет с поглощением тепла - то её называют эндотермической (эндо - внутрь).
Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при химической реакции, называют тепловым эффектом. Его обозначают буквой Q («ку») и выражают в кДж.
§ Экзотермическая: C + O2 = CO2 + Q
§ Эндотермическая: CaCO3 = CaO + CO2 - Q
Реакция может проходить как с изменением степени окисления атомов элементов, так и без. В первом случае реакции называются окислительно-восстановительными (ОВР). Хочу сразу отметить, что не бывает отдельно окислительных или восстановительных реакций. В реакции всегда присутствует и окислитель, и восстановитель.
Пример ОВР - окисление меди серой, приведен чуть выше.
Пример не ОВР
- нейтрализация соляной кислотой гидроксидом калия - также чуть выше.
7.2. Типовые задания
Задание 1.
Реакция нейтрализации – это реакция между щелочью и кислотой.
Ответ: 2
Задание 2.
Реакции обмена - реакция, в результате которой два сложных вещества обмениваются своими составными частями.
Ответ: 4
8. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Итак, электролиты - вещества, расплавы или растворы которых проводят электрический ток из-за диссоциации на ионы. Типичными электролитами являются кислоты, основания, соли.
Сильные электролиты — электролиты, степень диссоциации которых в растворах равна единице (то есть диссоциируют полностью) и не зависит от концентрации раствора (сильные кислоты, такие как HCl, HBr, HI, HNO3,H2SO4).
От себя
добавлю, что на самом деле степень диссоциации зависит от концентрации в любом
случае, даже в растворах сильных кислот степень диссоциации не равна единице в сильно
концентрированных растворах. Ну и если быть очень придирчивым, то единице
степень диссоциация не может быть равна никогда, так как всегда найдется хотя
бы одна молекула, которая не продиссоциировала. Но для ОГЭ мы считаем, что
сильные электролиты всегда диссоциируют полностью со степенью равной единице.
Слабые электролиты — степень диссоциации меньше единицы (то есть диссоциируют не полностью) и уменьшается с ростом концентрации. Примеры - вода, плавиковая кислота...
Сила электролита зависит во многом от растворителя.
Неэлектролиты — вещества, в молекулах которых имеются только ковалентные неполярные или малополярные связи.
9. РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА
9.1. Теория
Реакция ионного обмена - одна из видов химических реакций, продуктами которой являются вода, газ или осадок.
Иначе говоря, вещества обмениваются ионами только тогда, когда образуется либо газ, покидающий реакционную смесь, либо малорастворимое вещество - осадок или вода. Более профессиональным языком можно сказать, что движущей силой реакции ионного обмена является образование продукта иного агрегатного или фазового состояния в сравнении с реагентами.
На практике чаще всего мы сталкиваемся с реакциями в растворах, в результате которых образуется осадок, либо газ, либо вода. Чаще всего это реакции обмена.
Пример - реакция карбоната натрия и серной кислоты с выделением углекислого газа:
Na2CO3 + H2SO4 → Na2SO4 + CO2↑ +H2O
В ионом виде:
2Na+ + CO32- + 2H+ + SO42- → 2Na+ + SO42- + CO2↑ + H2O
В сокращенном ионном виде:
CO32- + 2H+ → CO2↑ + H2O
Для успешного решения задач нам необходимо запомнить следующие правила:
1. используем таблицу растворимости: если видим, что продукт (то, что слева в уравнении) нерастворим, то реакция идет.
2. если видим в левой части газ (CO2, H2S, SO2 - типичные для ионного обмена), реакция идет.
3. если видим воду (H2O), реакция идет.
9.2. Типовые задания
Задание1.
1. H2CO3= H2O + CO2
2. H2SO3= H2O + SO2
3. NH4OH = NH3 + H2O
4. H2SiO3 выпадает в осадок (таблица растворимости)
Ответ: 4
Задание 2.
1. взаимодействия не будет, так как одно из веществ не растворимо.
2. в результате данной реакции образуется аммиак (газ) и вода. Это соответствует сокращенному ионному уравнению.
3. В результате образуются два нерастворимых вещества.
4. Одно из веществ не растворимо, реакция не пойдет.
10.1. Теория
Окислитель - это атом или ион в молекуле, который забирает электроны.( уменьшается степень окисления)
Восстановитель - это атом или ион в молекуле, который отдает электроны.(увеличивается степень окисления)
Окислитель в ходе реакции восстанавливается, а восстановитель наоборот - окисляется!
Наиболее часто встречающимися окислителями являются кислоты, соли и оксиды с максимально положительной степенью окисления входящего в них элемента.
§ кислоты: HNO3, H2SO4, HClO4, H2Cr2O7
§ соли: KСlO4, KClO3, KNO3, KMnO4, K2Cr2O7
§ оксиды: PbO2, Mn2O7, CrO3, N2O5
§ активные неметаллы – фтор, хлор, кислород, озон
Наиболее часто встречающиеся восстановители:
§ металлы
§
вещества с минимально возможной
(отрицательной) степенью окислениянеметалла
- водородные
соединения: NН3, HI, HBr, H2S
- соли: KI, NaBr,
K2S
Основное правило, которым мы должны руководствоваться при составлении ОВР:
Количество электронов, отданное восстановителем, равно количеству электронов, принятых окислителем.
Именно этот факт позволяет уравнять химическую реакцию.
Задание 1.Сера является окислителем в реакции:
1. H2S + I2 = S + 2HI
2. 3S + 2Al = Al2S3
3. 2SO2 + О2 = 2SO3
4. S + 3NO2 = SO3 + 3NO
Распишем первое уравнение:
H2S + I2 = S + 2HI
Исходные вещества:
§ степень окисления серы в молекуле сероводорода равен -2, так как водород всегда +1
§ степень окисления йода 0, так как это простое вещество
Продукты реакции:
§ степень окисления серы 0, простое вещество
§ степень окисления йода -1, так как водород +1
Анализируем:
§ сера поменяла степень окисления с -2 до 0, значит отдала электроны (целых два на один атом :-)) - значит она восстановитель (но сама сера окислилась!)
§ йод поменял степень окисления с 0 до -1, значит он принял электроны - окислитель (но сам по себе йод восстановился!)
Перейдем ко второй реакции:
3S + 2Al = Al2S3
Исходные вещества:
§ степень окисления серы 0, простое вещество
§ степень окисления алюминия 0, так как это тоже простое вещество
Поскольку реагирует
металл и неметалл, то можно сразу понять, что металл восстановитель, а неметалл
- окислитель и это верный ответ, но мы продолжим разбор
Продукты реакции:
§ степень окисления алюминия (из моих правил вверху) +3
§ степень окисления серы -2
Анализируем:
§ сера из нулевой степени окисления стала -2, значит забрала электроны ивосстановилась, но сама сера - окислитель
§ алюминий отдал электроны и окислился - он восстановитель
Третья реакция:
2SO2 + О2 = 2SO3
Исходные вещества:
§ степень окисления серы +4, так как у кислорода заряд -2, и их два атома
§ степень окисления кислорода 0, так как это простое вещество
Поскольку реагирует кислород и образуется оксид, можно догадаться, что сера здесь выступает восстановителем и окисляется, докажем это:
Продукты реакции:
§ степень окисления серы +6
§ степень окисления кислорода -2
Анализируем:
§ сера отдала последние два электрона и окислилась, являясь восстановителем
§ кислород забрал электроны и восстановился, являясь окислителем
Последняя реакция:
S + 3NO2 = SO3 + 3NO
Исходные вещества:
§ степень окисления серы 0, так как это простое вещество
§ степень окисления азота +4, так как у кислорода -2, и их два атома
Продукты реакции:
§ степень окисления серы +6, так как у кислорода степень окисления -2, и их три атома в молекуле
§ степень окисления азота +2, так как у кислорода -2
Анализируем:
§ сера отдала 6 электронов и окислилась, являясь восстановителем
§ азот забрал электроны (+4 -> +2) и восстановился, являясь окислителем
Ответ: 2
Задание 2.
Считаем степени окисления элементов в соединениях всех реакций. После вычислений видно, что в третьей реакции железо меняет степень окисления с +2 до +3 и кислород с -1 до -2.
Ответ: 3
11. МАССОВАЯ ДОЛЯ ХИМИЧЕСКОГО ЭЛЕМЕНТА
11.1. Теория
Молекулярная масса — масса молекулы, выраженная в атомных единицах массы.
Массовая доля (ω) химического элемента — отношение относительной атомной массы данного элемента с учетом всех его атомов в молекуле к относительной молекулярной массе вещества.
В формульном выражении это выглядит следующим образом:
§ ω(э) – массовая доля элемента
§ Ar(э) – относительная атомная масса элемента
§ n – число атомов элемента э в молекуле вещества
§ Mr – относительная молекулярная масса вещества
11.2. Типовые задания
Задание 1. На какой диаграмме распределение массовых долей элементов отвечает количественному составу фосфата аммония?
В данном задании необходимо точно вычислить массовую долю одного из элементов, затем найти нужное значение на диаграмме и выбрать данный вариант ответа.
Найдем массовую долю фосфора в фосфате аммония. Для этого найдем молекулярную массу фосфата аммония:
Mr ((NH4)3PO4) = (14+4) • 3 + 31 + 16 • 4 = 149
Массовая доля фосфора:
w(P) = 31 / 149 • 100% = 20,8% = 21%
Значение 21% встречается на 4 диаграмме, значит ответ 4.
Ответ: 4
Задание 2. Вычислить массовые доли элементов в азотной кислоте.
Дано: азотная кислота Найти w(H), w(N), w(O).
Решение:
Ar(H) = 1 n=1, Ar(N) = 14 n=1, Ar(O) = 16 n=3 M (HNO3) = 1+14+16*3=63
w(H) =1*1/63=0,02*100% = 2%
w(O) = 3*16/63 = 0,76*100%=76%
w(N) = 1*14/63= 0,22*100% = 22%
Ответ: w(H) = 2%, w(O) =76%, w(N) = 22%
12. РАСТВОРЫ. МАССОВАЯ ДОЛЯ РАСТВОРЕННОГО ВЕЩЕСТВА
12.1. Теория
Массовая доля растворенного вещества - это отношение массы растворенного вещества к общей массе раствора:
w (вещества) = m(вещества)/m(раствора)
Массовую долю можно выражать и в процентах:
w (вещества) = ------ · 100%.
Раствор состоит из растворенного вещества и растворителя, поэтому массу раствора определяют по формуле:
m(раствора) = m(вещества) + m(растворителя)
Массу раствора можно выразить и через объем раствора и его плотность:
m(раствора) = V · ρ,
где V - объем рствора (см3, мл); ρ («ро») - плотность раствора (г/см3, г/мл).
Тогда:
w (вещества) = m(вещества)/V · ρ
12.2. Типовые задания
Задача №1. Поваренную соль массой 5 г растворили в 45 г воды. Определите массовую долю (%) соли в растворе.
Дано:
m(NaCl) = 5 г
m(H2O) = 45 г
Найти:
w(NaCl) - ?
Решение:
1.Определим общую массу полученного вещества:
m(раствора) = m(NaCl) + m(H2O) = 5 г + 45 г = 50 г.
2.Вычислим массовую долю соли в растворе:
w(NaCl) = 5/50 · 100%=10%
Ответ: w(NaCl) = 10%.
Задача №2 (Задача на смешивание растворов с использованием алгоритма приготовления растворов - метод стаканов.)
Определите массовую долю соли в растворе, если к 0,12кг 10%-ого раствора соли добавит 50 г воды
Дано:
m1=0,12кг=120г W1=10% m(воды)=50 г
Решение:
m2= m1 + m(воды) = 120 + 50 = 170г
W1=10%=0,1 m(соли)= m1 * W1=120г* 0,1=12г
W2= m(соли)/ m2=12/170=0,07*100%=7%
Ответ: W2=7%
Задача №3 Слили два раствора калийной селитры 160г 5% и 140г 20%. Какова массовая доля калийной селитры в полученном растворе?
Дано: m1=160г W1=5%=0,05г m2=140г W2=20%=0,2г
Найти: W3=?
Решение: Wч= mч/ mр mч= Wч* mр
mч1=0,05*160=8г mч2=0,2*140=28 г mч3= mч1+ mч2=8+28=36г
m3= m1+ m2=160+140=300г
W3= mч3/ m3=36/300=0,12*100=12%
Ответ: W3=12%
13. ОБЪЕМНАЯ ДОЛЯ ГАЗООБРАЗНОГО ВЕЩЕСТВА
13.1. Теория
Объемная доля вещества – это отношение объема вещества к объему смеси.
Y(фи)=Vвещества/Vсмеси
13.2. Типовые задания
Задача 1. Сколько кубических метров кислорода может быть получено путем фракционной перегонки жидкого воздуха, если исходный объем воздуха был равен 800 м3 (при н.у.), а объемная доля кислорода в воздухе 0,21?
Дано: Vвозд. =800м3 , Y(O2)=0,21
Найти: V(O2)-?
Решение: V(O2)=800*0,21=168м3
Ответ: V(O2)=168м3
Задача 2. Найти массу азота, полученного из 280л воздуха (н.у.), если известно, что объемная доля азота в воздухе составляет 78%.
Дано: Vвозд. = 280 л , Y(N2)=0,78
Найти: m (N2) - ?
Решение: n=m/M=V/Vm m(N2)= M*V/Vm M(N2)=14*2=28
V(N2)=Vвозд* Y(N2)= 280*0,78=218,4л
m(N2)=28*218,4/22,4=273г
Ответ: m(N2)=273г
14. КОЛИЧЕСТВО ВЕЩЕСТВА
14.1. Теория
Количество вещества – это отношение числа молекул данного вещества к числу Авогадро, отношение массы вещества к молярной массе данного вещества, отношение объема, которое занимает данное газообразное вещество к молярному объему газа.
n= N/NA = m/M = V/Vm NA= 6*1023 молекул Vm= 22,4 л/моль
M – молярная масса вещества равна молекулярной массе данного вещества.
14.2. Типовое задание
Задача. Сколько молекул содержится в 11г углекислого газа?
Дано: m(CO2)=11г
Найти: N(CO2)-?
Решение: n=N/NA=m/M M(CO2)=44г/моль
N=NA*m/M= 6*1023 *11/44=1,5*1023 молекул
Ответ: N=1,5*1023 молекул
15. РАССЧЕТНЫЕ ЗАДАЧИ ПО УРАВНЕНИЮ РЕАКЦИИ
15.1. Теория
Алгоритм решения задач на нахождение массы или объема продукта реакции по известной массе или объему исходного вещества.
1. Сначала записываем числовые данные из условия задачи - массу вещества, или объем газа. Затем выясняем, что нужно определить в той задаче, и записываем вопрос под условием задачи.
2. Определяем количества веществ, массы или объемы которых даны в условии задачи.
3. Записываем уравнение реакции, о которой сказано в условии задачи и расставляем в нем коэффициенты.
4. Вычисленное количество вещества записываем над формулой этого вещества в уравнении реакции.
5. Учитывая коэффициенты, определяем количества тех веществ, массы или объемы которых нужно определить в данной задаче.
6. По найденным количествам веществ рассчитываем массы или объемы этих веществ.
7. Проверяем, на все ли поставленные вопросы условия задачи найдены ответы.
8. Записываем ответы задачи.
15.2. Типовое задание
Задача 1.
В реакцию с соляной кислотой вступило 13 г цинка. Определите массы израсходованной кислоты и полученной соли, а также объем выделившегося газа.
Решение.
1. Находим количество вещества цинка, разделив его массу на молярную массу:
n(Zn) = m : M = 13 г : 65 г/моль = 0,2 моль
2. Вносим эту величину в уравнение реакции и с ее помощью определяем количества всех указанных в задаче веществ (с учетом коэффициентов):
0,2 моль 0,4 моль 0,2 моль 0,2 моль
Zn + 2HCl => ZnCl2 + H2
Далее расчеты по формулам:
m(HCl) = M · n = 36,5 г/моль · 0,4 моль = 14,6 г
m(ZnCl2) = M · n = 136 г/моль · 0,2 моль = 27,2 г
Объем водорода находим аналогично:
V(H2) = Vm · ν = 22,4 л/моль · 0,2 моль = 4,48 л
Ответ: m(HCl) = 14,6 г m(ZnCl2) = 27,2 г
16. АЛГОРИТМ РЕШЕНИЯ ЗАДАЧ С УЧАСТИЕМ РАСТВОРОВ ВЕЩЕСТВ
16.1. Теория
1. Если в условии задачи указаны объем и плотность раствора, то по этим данным можно найти массу раствора (объем раствора в мл умножается на плотность раствора).
2. По массе раствора находится масса растворенного вещества (масса раствора умножается на массовую долю растворенного вещества и переводится в проценты).
3. По найденной массе растворенного вещества определяется его количество (масса растворенного вещества делится на его молярную массу)
4. Записывается уравнение реакции, о которой сказано в условии задачи, и в нем расставляются все коэффициенты.
5. Найденное в п.3 количество вещества записывается над формулой этого вещества в уравнении реакции.
6. Учитывая коэффициенты, определяется количество вещества, массу или объем которого нужно найти.
7. По найденному количеству вещества определяются его масса или объем.
16.2. Типовое задание
Задача 1
170 г раствора нитрата серебра смешали с избытком раствора хлорида
натрия. Выпал осадок массой 8,61 г. Вычислите массовую долю соли
в растворе нитрата серебра.
Решение
1) Составлено уравнение реакции:
AgNO3 + NaCl = AgCl + NaNO3
2) Рассчитаны количество вещества и масса нитрата серебра, содержащегося
в исходном растворе:
по уравнению реакции n(AgNO3) = n(AgCl) = m(AgCl) / M(AgCl) =
= 8,61 / 143,5 = 0,06 моль
m(AgNO3) = n(AgNO3) · M(AgNO3) = 0,06 · 170 = 10,2 г
3) Вычислена массовая доля нитрата серебра в исходном растворе:
ω(AgNO3)
= m(AgNO3) / m(р-ра) = 10,2 / 170 = 0,06, или 6%
Ответ: ω(AgNO3)= 0,06, или 6%
17. ХАРАКТЕР СРЕДЫ РАСТВОРОВ С ПОМОЩЬЮ ИНДИКАТОРОВ
17.1. Теория. Определение характера среды раствора кислот и щелочей с помощью индикаторов. Качественные реакции на ионы в растворе.
Индикатор - химическое вещество, меняющее окраску в зависимости от pH среды.
Самые известные индикаторы - фенолфталеин, метилоранж, лакмус и универсальный индикатор. Их цвета в зависимости от среды на картинке ниже:
А вот ещё цвета индикаторов более подробно с жизненными примерами:
С индикаторами мы разобрались, перейдем к качественным реакциям на ионы.
Качественные реакции на катионы и анионы представлены в таблице ниже.
Как правильно справиться с заданием 18 в тесте ОГЭ по химии?
Для этого необходимо выбрать качественную реакцию на один из предоставленных вариантов и убедится, что данный реактив не вступает в реакцию со вторым веществом.
17.2. Типовые задания
Задание 1. Установите соответствие между двумя веществами и реактивом, с помощью которого можно различить эти вещества.
А) Na2CO3 и Na2SiO3 1) CuCl2
Б) К2CO3 и Li2CO3 2) HCl
В) Na2SO4 и NaOH 3) MgO
4) K3PO4
Рассмотрим каждый случай.
Na2CO3 и Na2SiO3
1. с хлоридом меди реакция не идет в обоих случаях, так как карбонат и силикат меди разлагается в водном растворе
2. с соляной кислотой в случае карбоната натрия выделяется газ, а в случае силиката выпадает осадок - это качественная реакция на силикаты
3. с оксидом магния данные вещества не реагируют, и оксид магния не вступает в реакции ионного обмена
4. с фосфатом также нет качественных реакций на натрий
К2CO3 и Li2CO3
1. с хлоридом меди данные вещества не реагируют (на самом деле выпадает осадок гидроксида меди, но этой реакцией не отличить два реагента)
2. с соляной кислотой оба реагируют с выделением углекислого газа
3. с оксидом магния данные вещества не реагируют, и оксид магния не вступает в реакции ионного обмена
4. с фосфатом выпадает литий в виде фосфата, а калий нет
Na2SO4 и NaOH
У нас остался последний вариант - это хлорид меди. Действительно, с гидроксидом натрия выпадает гидроксид меди, а с сульфатом реакция не идет.
Ответ: 241
18.1. Теория
Метод электронного баланса - метод уравнивания химических реакций, основанный на изменении степеней окисления атомов в химических соединениях.
Алгоритм наших действий выглядит следующим образом:
§ Вычисляем изменение степени окисления каждого элемента в уравнении химической реакции
§ Выбираем только те элементы, которые поменяли степень окисления
§ Для найденных элементов составляем электронный баланс, заключающийся в подсчете количества приобретенных или отданных электронов
§ Находим наименьшее общее кратное для переданных электронов
§ Полученные значения и есть коэффициенты в уравнении (за редким исключением)
18.2. Типовое задание
Задание 1. Используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты в уравнении реакции, схема которой
HI + H2SO4 → I2 + H2S + H2O
Определите окислитель и восстановитель.
Итак, составляем электронный баланс. В данной реакции у нас меняют степени окисления сера ийод.
Сера находилась в степени окисления +6, а в продуктах - -2. Йод имел степень окисления -1, а стал 0.
Если у Вас возникли трудности с расчетом, то вспомните, как рассчитывать степень окисления.
1 | S+6 + 8ē → S–2
4 | 2I–1 – 2ē → I2
Сера отдала 8 электронов, а йод забрал только два - общее кратное 8, и дополнительные множители 1 и 4!
Расставляем коэффициенты в уравнении реакции согласно полученным данным:
8HI + H2SO4 = 4I2 + H2S + 4H2O
Не забываем указать, что сера в степени окисления +6 является окислителем, а иод в степени окисления –1 – восстановителем.
19. ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ПРЕДПОЛОЖЕНИЕ ПОЛУЧЕНИЯ ВЕЩЕСТВ ИЗ ПРЕДЛОЖЕННЫХ МАТЕРИАЛОВ
19.1.
Теория
В
первую очередь нужно необходимо вспомнить определения основных классов неорганических
соединений:
Оксиды-это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых — кислород.
Основания- это сложные вещества, в которых атомы металлов соединены с одной или несколькими гидроксильными группами.
Соли-это сложные вещества, состоящие из атомов металлов и кислотных остатков.
Кислоты-это сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться атомами металлов, и кислотного остатка.
Необходимо
наизусть знать формулы и названия некоторых кислот и солей и уметь составлять
формулы, пользуясь таблицей растворимости. Так же нужно знать, как они взаимодействуют
друг с другом. 
Чтобы быстрее научиться выполнять реакции веществ, можно порешать несколько цепочек превращений.
Цепочка 1:
Дана схема превращений:
Сu СuС12
Cu(N03)2 X
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
Пояснение.
Напишем уравнения реакции, соответствующие схеме превращений:
1) Сu + С12 = СuС12
2) СuС12 + 2AgNO3 = 2AgCl + Cu(NO3)2
3) 2Cu(NO3)2
2CuO + 4NO2 + O2
Составим сокращённое ионное уравнение для второго превращения:
4) CI- + Ag+ = AgCl
Цепочка 2:
Дана схема превращении:
Сu CuS04
Сu(ОН)2 HNO3 Х
Напишите молекулярные уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить указанные превращения. Для второго превращения составьте сокращённое ионное уравнение реакции.
Пояснение.
Напишем уравнения реакции, соответствующие схеме превращений:
1) Сu + 2H2SO4 (к) = CuSO4 + SO2 + 2H2O
2) CuSO4 + 2NaOH = Na2SO4 + Сu(ОН)2
3) Сu(ОH)2 + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Составим сокращённое ионное уравнение для второго превращения:
4) Сu2++ 2OH - = Сu(ОН)2
Таблица для определения ионов и результата
реакции.
Так же нужно уметь составлять ионное уравнение.
Порядок составления ионных уравнений:
1. Записывают молекулярное уравнение реакции
2. Определяют растворимость каждого из веществ с помощью таблицы растворимости
3. Записывают уравнения диссоциации растворимых в воде исходных веществ и продуктов реакции
4. Записывают полное ионное уравнение реакции
5. Составляют сокращенное ионное уравнение, сокращая одинаковые ионы с обеих сторон
19.2. Типовые задания
Задание 1:
Даны вещества: MgO, H3PO4, NaCl, AgNO3, HCl(p-p), Ba(NO3)2. Используя воду и необходимые вещества только из этого списка, получите в две стадии нитрат магния. Опишите признаки проводимых реакций. Для второй реакции напишите сокращённое ионное уравнение реакции.
Ответ:
Составлены уравнения двух проведённых реакций:
1)MgO + 2НС1 = MgCl2
+ Н20
2)MgCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl + Mg(NO3)2
Описаны признаки протекания реакций:
3)для первой реакции: растворение осадка;
4) для второй реакции: образование белого осадка.
Составлено сокращённое ионное уравнение второй реакции:
б) Ag+ + Сl- =AgCl
Задание 2:
Даны вещества: Na2SO4, ВаС12, растворы НС1, H2SO4 и NH3. Используя воду и необходимые вещества только из этого списка, получите в две стадии раствор хлорида аммония. Опишите признаки проводимых реакций. Для второй реакции напишите сокращённое ионное уравнение реакции.
Ответ:
Составлены уравнения двух проведённых реакций:
1) H2SO4 + 2NH3 = (NH4)2SO4
2) (NH4)2SO4 + ВаС12 = BaSO4 + 2NH4C1 Описаны признаки протекания реакций:
3) для первой реакции: видимые признаки реакции отсутствуют;
4) для второй реакции: образование белого осадка. Составлено сокращённое ионное уравнение второй реакции:
5) Ва2- + SO42- = BaSO4
Задание 3:
Даны следующие вещества: HCl(p-p), HgS(p-p), Li3PO4, А1(0Н)3, Na3PO4, NaOH. Используя воду и необходимые вещества только из этого списка, получите в две стадии фосфат алюминия. Опишите признаки проводимых реакций. Для второй напишите сокращённое ионное уравнение реакции.
Ответ:
Составлены уравнения двух проведённых реакций:
1)
А1(ОН)3
+ ЗНС1 = А1С13 + ЗН2O
2) А1С1 + Na3PO4= AlPO4 + 3NaCl
Описаны признаки протекания реакций:
3)для первой реакции: растворение осадка;
4)для второй реакции: выпадение белого осадка.
Составлено сокращённое ионное уравнение второй реакции:
5)А13+ + PO43- = А1РO4
Задание 4:
Даны вещества: AgNO3, ZnSO4, Сu, NaOH, раствор H2SO4. Используя воду и необходимые вещества только из этого списка, получите в две стадии гидроксид меди(П). Опишите признаки проводимых реакций. Для второй реакции напишите сокращённое ионное уравнение реакции.
Ответ:
Составлены уравнения двух проведённых реакций:
1)Сu + 2AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2Ag
2)Cu(NO3)2 + 2KOH = Cu(OH)2 + 2KNO3
Описаны признаки протекания реакций:
3)для первой реакции: выделение серого осадка металлического серебра и изменение цвета раствора (появление голубой окраски раствора);
4)для второй реакции: выпадение голубого осадка.
Составлено сокращённое ионное уравнение второй реакции:
5)Cu2+ + 20Н - = Си(ОН)2
Задание 5:
Даны растворы веществ: FeCl2, Fe2(S04)3, HN03, NaOH, AgNO3, HC1. Используя необходимые вещества только из этого списка, получите в две стадии нитрат железа(Ш). Опишите признаки проводимых реакций. Для первой реакции напишите сокращённое ионное уравнение реакции.
Ответ:
Составлены
уравнения двух проведённых реакций:
1)Fe2(S04)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3+ 3Na2SO4
2)Fe(OH)3 + 3HNO3 = Fe(NO3)3 + 3H2O
Описаны признаки протекания реакций:
3) для первой реакции: выпадение бурого осадка
4) для второй реакции: растворение бурого осадка
Составлено сокращённое ионное уравнение первой реакции:
6) Fe3+ + ЗОН- =Fe(OH)3
Задание 6:
Даны вещества: CaCO3, H3P04, NaOH, AgN03, HCl(p-p), Ba(NO3)2. Используя воду и необходимые вещества только из этого списка, получите в две стадии нитрат кальция. Опишите признаки проводимых реакций. Для второй реакции напишите сокращённое ионное уравнение реакции.
Ответ:
Составлены уравнения двух проведённых реакций:
1) СаСO3 + 2НС1 = СаС12 + Н2O + СO2
2) СаС12 + 2AgN03 = 2AgCl +Ca(NO3)2
Описаны признаки протекания реакций:
3) для первой реакции: растворение осадка и выделение газа;
4)для второй реакции: образование белого осадка.
Составлено сокращённое ионное уравнение второй реакции:
5) Ag+ + CI- = AgCl
20. НАЧАЛЬНЫЕ ЗНАНИЯ ПО ОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ
20.1. Теория
Органическая химия - химия соединений углерода.
Благодаря удивительному свойству атома углерода, возможно существование миллионов различных соединений, именующихся органическими.
Почему же углерод такой особенный?
Оказывается, электронное строение атома углерода позволяет образовывать ему прочную связь с его же соседним атомом.
Поэтому алмаз такой и прочный. В алмазе все вакантные позиции заняты его же атомами, а в органических соединениях это могут быть атомы водорода, кислорода, азота и прочих атомов.
Строение атома углерода делает возможным образование четырех связей.
В зависимости от того, сколько у углерода соседних атомов, он может образовывать с ними одинарную, двойную или тройную связь, меняя при этом гибридизацию атома.
Гибридизация орбиталей — гипотетический процесс смешения разных (s, p, d, f) орбиталей центрального атома многоатомной молекулы с возникновением одинаковых орбиталей, эквивалентных по своим характеристикам.
Если у атома
углерода 4 соседа, то гибридизация его орбиталей sp3 и форма
молекулы - тетраэдр.
Примеры соединений с sp3 гибридизацией - предельные соединения с одинарными связями - алканы, предельные спирты.
Если у атома углерода 3 соседа, то гибридизация его орбиталей sp2.
Примеры с sp2 гибридизацией - соединения с двойными связями - алкены, карбоновые кислоты, альдегиды и кетоны.
Если у атома углерода 2 соседа, то гибридизация его орбиталей sp и молекула линейна в данном месте.
Примеры с sp гибридизацией - соединения с тройной связью - алкины.
Выдержка из теории строения органических соединений:
1. атомы в молекулах соединены друг с другом в определённом порядке в соответствии с их валентностями
2. свойства веществ определяются не только их составом, но и химическим строением
Изомеры - вещества, имеющие одинаковый состав, но разное строение и разные свойства.
Свойство образовывать изомеры называется изомерией.
Гомологи - органические соединения одного класса, имеющие сходное строение и свойства, но разный количественный состав.
§ органические соединения сгорают до углекислого газа и воды
§ спирты являются жидкостями и реагируют со щелочными металлами
§ карбоновые кислоты реагируют с металлами и щелочами
20.2. Типовые задания
Для этанола верны следующие утверждения:
1. в состав молекулы входит один атом углерода
2. атомы углерода в молекуле соединены двойной связью
3. является жидкостью (н.у.), хорошо растворимой в воде
4. вступает в реакцию со щелочными металлами
5. сгорает с образованием угарного газа и водорода
Исходя из вышесказанного, нам подходят варианты ответа 3 и 4.
Ответ: 3 и 4.
Задание 2.
Стеариновая кислота
1. имеет формулу С17Н35СООН
2. может взаимодействовать с глицерином
3. преимущественно входит в состав растительных жиров
4. хорошо растворяется в воде
5. взаимодействует с хлоридом натрия
Ответ: стеариновая кислота действительно имеет такую формулу и мо жжет взаимодействовать с глицерином, образуя сложный эфир. (1,2)
Задание 3.
Как с бромной водой, так и с водой могут взаимодействовать
1. метан
2. этилен
3. этан
4. этин
5. гексан
Ответ: Взаимодействие с бромной водой и с водой, это реакции присоединения. Они возможны с непредельными углеводородами – алкенами и алкинами. В нашем списке – это этилен и этин. (2, 4)
СПИСОК ЛИТЕРАТУРЫ
1. О.С. Габриелян, И.Г. Остроумова, С.А. Сладков, Химия 8 класс – М. : Просвещение, 2018 – 175с
2. О.С. Габриелян, И.Г. Остроумова, С.А. Сладков, Химия 9 класс – М. : Просвещение, 2018 – 223с
3. Г.П.Хомченко, Пособие по химии для поступающих в вузы – М. «Высшая школа» издание 5-е - 1972 – 480с
4. Г.Н. Молчанова, Ю.Н. Медведев, А.С. Кораценко, Типовые тестовые задания (ОГЭ 9 класс) – М.: Экзамен – 2019
5. В.Н. Доронькин, А.Г. Бережная, Т.В. Сажнева, В.А. Февралева, ОГЭ-2018 Химия 30 тренировочных вариантов – Ростов-на-Дону: Легион, 2018
Рабочие листы
к вашим урокам
Скачать
Методическая разработка поможет при подготовке к сдаче ОГЭ по предмету "Химия".
Она так же подойдет обучающимся 8 классов при более глубоком изучении предмета. Методичка содержит краткое объяснение теории по различным темам, таблицы.
Обучающиеся, которые пользовались данным методическим пособием, дали ему высокую оценку.
6 664 068 материалов в базе
«Химия », Габриелян О.С, Сивоглазов В.И. и др., Изд. "ДРОФА"
Больше материалов по этому УМК
Настоящий материал опубликован пользователем Цветкова Лариса Валерьевна. Инфоурок является информационным посредником и предоставляет пользователям возможность размещать на сайте методические материалы. Всю ответственность за опубликованные материалы, содержащиеся в них сведения, а также за соблюдение авторских прав несут пользователи, загрузившие материал на сайт
Если Вы считаете, что материал нарушает авторские права либо по каким-то другим причинам должен быть удален с сайта, Вы можете оставить жалобу на материал.
Удалить материал
Ваша скидка на курсы
40%
Курс повышения квалификации
36 ч. — 180 ч.
Курс повышения квалификации
36 ч. — 144 ч.
Курс профессиональной переподготовки
300 ч. — 1200 ч.
Мини-курс
10 ч.
Мини-курс
3 ч.
Оставьте свой комментарий
Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.