Для всех учителей из 37 347 образовательных учреждений по всей стране

Скидка до 75% на все 778 курсов

Выбрать курс
Получите деньги за публикацию своих
разработок в библиотеке «Инфоурок»
Добавить авторскую разработку
и получить бесплатное свидетельство о размещении материала на сайте infourok.ru
Инфоурок Химия Другие методич. материалыТеоретический материал для подготовки к ОГЭ по химии

Теоретический материал для подготовки к ОГЭ по химии

библиотека
материалов


















Теоретический материал для подготовки к ОГЭ по химии.

Составила Ластаева А.А., учитель химии





















Часть 1

Раздел «Вещество»

Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева (№1)

Надо знать, что:

  1. Число электронных слоев (энергетических уровней) в атоме равно номеру периода.

  2. Порядковый номер элемента численно равен заряду ядра его атома, числу протонов в ядре и общему числу электронов в атоме

  3. Массовое число атома A (равно относительной атомной массе, округленной до целого числа) - это суммарное количество протонов и нейтронов.

  4. Число электронов на последнем (внешнем) слое определяется по номеру группы химического элемента.

  5. Количество нейтронов определяют по разности массового числа и числа протонов.


Периодический закон Д.И. Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в связи с положением в Периодической системе химических элементов (№ 2, 16)


По группе


Заряд ядра


Возрастает

Возрастает

Число энергетических уровней (слоев)

Не изменяется


Возрастает

Число валентных электронов

Возрастает

Не изменяется

Радиусы атомов

Уменьшаются

Возрастают

Металлические свойства (восстановительные)

Ослабевают

Усиливаются

Неметаллические свойства (окислительные)

Усиливаются

Ослабевают

Основные свойства оксидов и гидроксидов (основания и кислородсодержащие кислоты)

Ослабевают

Усиливаются

Кислотные свойства оксидов и гидроксидов

Усиливаются

Ослабевают

Электроотрицательность

Растет

убывает





Строение молекул. Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая. Типы кристаллических решеток (№ 3)



  1. Ионная связь характерна для:

А) солей (за исключением хлорида алюминия, сульфида железа (II));

Б) щелочей;

В) оксидов щелочных и щелочноземельных металлов;

Г) гидридов.

  1. Ковалентная полярная связь характерна для:

А) кислот;

Б) нерастворимых оснований;

В) двух солей (хлорид алюминия, сульфида железа (II));

Г) летучих водородных соединений;

Д) органических веществ;

Е) оксидов (исключ: оксиды щелочных и щелочноземельных металлов).

  1. Ковалентная неполярная связь характерна для:

А) простых веществ неметаллов;

Б) фосфина.

  1. Металлическая связь характерна для простых веществ металлов и их сплавов.

Помни: чем меньше длина связи, тем связь прочнее. Длина связи определяется:

  1. радиусом атомов элементов: чем больше радиусы атомов, тем больше длина связи;

  2. кратностью связи (одинарная длиннее, чем двойная).



Типы кристаллических решеток

  1. Ионная кристаллическая решетка характерна для веществ ионной связью.

  2. Молекулярная кристаллическая решетка характерна для веществ с ковалентной связью, которые при обычных условиях газы, жидкости или легко сублимирующие вещества.

  3. Атомная кристаллическая решетка характерна для веществ с ковалентной связью, которые при обычных условиях твердые вещества.

  4. Металлическая кристаллическая решетка характерна для простых веществ металлов и их сплавов.

Валентность химических элементов. Степень окисления химических элементов. Окислитель и восстановитель. Окислительно-восстановительные реакции. Электронный баланс (№ 4, 14, 20)

Степень окисления элемента в составе простого вещества принимается равной нулю; если вещество в атомарном состоянии, то степень окисления его атомов также равна нулю.

Ряд элементов проявляют в соединениях постоянную степень (пример фтор (-1), щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы, бериллий, магний и цинк (+2), алюминий (+3)).

Кислород, как правило, проявляет степень окисления -2 (исключения: пероксид водорода Н2О2(-1) и фторид кислорода OF2 (+2)).

Водород в соединениях с металлами (в гидридах) проявляет степень окисления -1; в остальных случаях +1 (кроме SiH4, B2H6).

Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле должна быть равной нулю, а в сложном ионе – заряду этого иона.

  1. Окислитель принимает электроны, происходит процесс восстановления. С.О. элемента при этом уменьшается.

  2. Восстановитель отдает электроны, происходит процесс окисления. С.О. элемента возрастает.

  3. Валентностью называют число химических связей, которые образует атом в химическом соединении. Часто значение валентности совпадает численно со значением степени окисления.

Правила расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР методом электронного баланса:

1. Составить схему реакции.

Al + HCl → AlCl3 + H2

2. Определить С.О. всех элементов, участвовавших в ОВР, и записать значения С.О. над знаками элементов (пишут сначала знак «+» или «-», а затем величину С.О.!!!!!).

Al0 + H+1Cl-1 → Al+3Cl3-1 + H20

3. Подчеркнуть элементы, изменившие С.О. в ходе реакции.

4. Составить схемы изменения С.О. для каждого элемента.

Al0 → Al+3

H+1 → H20

5. Уравнять число таких атомов с помощью коэффициентов.

Al0 → Al+3

2H+1 → H20

6. Уравнять заряды (из-за разностей С.О. заряды отличаются) путём прибавления или вычитания электронов.

Al0 – 3 ē → Al+3

2H+1 + 2 ē → H20

7. Определить элемент-окислитель и элемент-восстановитель.

Al0 – 3 ē → Al+3 - восстановитель, окисляется

2H+1 + 2 ē → H20 - окислитель, восстанавливается

8. Уравнять число отданных и принятых электронов (через наименьшее общее кратное), т.е. составить электронный баланс.

9. Определить коэффициенты в уравнении.

2Al +6HCl → 2AlCl3 + 3H2

Помни: в ответе обязательно указать окислитель и восстановитель.

Простые и сложные вещества. Основные классы неорганических веществ. Номенклатура неорганических соединений (№5).

  1. Простые вещества образованы атомами только одного какого-либо элемента. Na, O3, S8, Cl2.

  2. Сложные вещества – вещества, в состав которых входят атомы различных химических элементов.

  3. Кислоты — сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток: HCl, H3РO4

  4. Основания – сложные вещества, в состав которых входят ионы металла и гидроксид-ионы ОН- : NaOH, Ca(OH)2

  5. Соли средние – сложные вещества, состоящие из катионов металла и анионов кислотных остатков (CaCO3). В составе кислых солей есть еще атом(-ы) водорода (Ca(HCO3)2). В составе основных солей – гидроксид-ионы ((CuOH)2CO3).

  6. Оксиды – сложные вещества, в состав которых входят атомы двух элементов, один из которых обязательно кислород в степени окисления (-2). Оксиды классифицируются на солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные) и несолеобразующие.

металлы со степенями окисления +3, + 4 и

Zn+2, Al+3, Be+2

  1. неметаллы

  2. металлы со степенями окисления +5, +6, +7



Раздел «Химическая реакция»

Химическая реакция. Условия и признаки протекания химических реакций. Химические уравнения. Сохранение массы веществ при химических реакциях. Классификация химических реакций по различным признакам: количеству и составу исходных и полученных веществ, изменению степеней окисления химических элементов, поглощению и выделению тепла (№ 6)

  1. Химические реакции – явления, при которых из одних веществ образуются другие вещества.

  2. Признаки протекания химической реакции – выделение света и тепла, образование осадка, газа, появление запаха, изменение цвета.

  3. Сохранение массы веществ при химических реакциях.

Сумма коэффициентов в уравнении реакции: Fe +2HCl = FeCl22 (1+2+1+1=5)

  1. Классификация химических реакций.

По числу и составу исходных и полученных веществ различают реакции:

  • Соединения А+В = АВ

  • Разложения АВ = А+ В

  • Замещения А + ВС = АС + В

  • Обмена АВ + СD = AD + CB

Реакции обмена между кислотами и основаниями – реакции нейтрализации.

По изменению степеней окисления химических элементов:

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), в процессе которых происходит изменение степеней окисления химических элементов.

  • Если в реакции участвует простое вещество – это всегда ОВР!!!

  • Реакции замещения – это всегда ОВР!!!

Не окислительно-восстановительные реакции, в процессе которых не происходит изменения степеней окисления химических элементов.

  • Реакции обмена всегда не ОВР!!!

По поглощению и выделению энергии:

  • экзотермические реакции идут с выделением тепла (это все реакции горения, обмена, замещения, большинство реакций соединения);

  • эндотермические реакции идут с поглощением тепла (реакции разложения)

По направлению процесса: обратимые и необратимые.

По наличию катализатора: каталитические и некаталитические.

Электролиты и неэлектролиты. Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних) (№ 7)

  1. Электролиты – вещества, которые в водных растворах и расплавах распадаются на ионы, вследствие чего их водные растворы или расплавы проводят электрический ток.

  1. Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуется только катионы Н+. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.

  2. Основания – электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуется только гидроксид-анионы ОН-. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато.

  3. Соли средние – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотного остатка. Средние соли диссоциируют нацело.

  4. Катионы имеют положительный заряд; анионы – отрицательный.

  5. Диссоциация описывается уравнением диссоциации.

  6. Существуют сильные и слабые электролиты (по степени диссоциации)



Реакции ионного обмена и условия их осуществления (№ 8)

  1. Реакции с участием электролитов, протекающие в растворах (вещества находятся в виде ионов), называются ионными.

  2. Реакции ионного обмена идут до конца, если образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество, например вода.

  3. В ионных уравнениях вещества-электролиты записывают в виде ионов, в неизменном виде надо оставлять формулы неэлектролитов, нерастворимых веществ, слабых электролитов, газов.

Правила составления ионных уравнений:

  • составить молекулярное уравнение реакции (коэффициенты!);

  • проверить возможность протекания реакции;

  • отметить вещества (подчеркнуть), которые будут записываться в молекулярном виде (простые вещества, оксиды, газы, нерастворимые вещества, слабые электролиты);

  • записать полное ионное уравнение реакции;

  • вычеркнуть из левой и правой части одинаковые ионы;

  • переписать сокращённое ионное уравнение.



Химические свойства простых веществ: металлов и неметаллов (№ 9, 19)

  1. Металлы – вещества, образованные элементами-металлами. Обладают сходными физическими свойствами.

  2. Неметаллы – вещества, образованные элементами-неметаллами. Обладают различными физическими свойствами, для них характерно явление аллотропии.

Свойства металлов

Средней активности

Неактивные

Cu, Hg, Ag, Au, Pt

1. +H2OMe*OH +H2 (н.у.)

2.+ неметаллы

(но! 2Na+O2 Na2O2 пероксид натрия)

3.+ кислоты


1.+ Н2О (t0) →MeO +H2

2.+ неметаллы (кроме N2)

3. +кислоты

4. + соль(раств.), если Ме более акт., чем в соли

5. Ме1+Ме2О (если Ме1g, Al)

1. (только Cu,Hg)

+ О2 (при t0)

2. (только Cu,Hg) + Cl2 (при t0)

3. + соль(раств.), если Ме более акт., чем в соли


С кислотами взаимодействуют только металлы, которые находятся в ряду активности левее водорода. Т.е. неактивные металлы Cu, Hg, Ag, Au, Pt с кислотами не реагируют.

Исключение составляют HNO3 (конц, разбавл.), H2SO4 (конц.)

  • HNO3 (конц.), H2SO4 (конц.) пассивируют Fe, Al, Сr (при н.у.)

  • Cu,Hg, Ag восстанавливают кислоты до следующих продуктов:

    Ме (Cu,Hg, Ag ) +


    HNO3 конц,

    МеNO3 + NO2 +H2O

    HNO3 разбавл.

    МеNO3 + NO +H2O

    H2SO4конц.

    МеSO4 + SO2 +H2O







Химические свойства неметаллов

Неметаллы реагируют с металлами и между собой.

1) H2+Ca →CaH2

2) N2+ 3Ca → Ca3N2

3) N2+ O2 ↔ 2NO

4) S + O2 → SO2

5) N2+ 3H2 → 2NH3

6) 2P + 3Cl2 → 2PCl3 или 2P + 5Cl2 → 2PCl5

Свойства галогенов можно объединить:

1) реагируют со щелочами:

Cl2 + 2NaOHNaCl + NaClO + H2O (в холодном растворе)

3Cl2 + 6NaOHNaCl + 5NaClO3 + H2O (в горячем растворе)

2) более активный галоген (вышестоящий в группе, кроме фтора, так как он реагирует с водой) вытесняет менее активные галогены из растворов галогенидов.

Cl2 + 2KBrBr2 + 2KCl, но Br2 + KCl

3) 2F2 + O2 → 2O+2F2 (фторид кислорода)

4) Помни: 2Fe + 3Cl2 → 2Fe+3Cl3 и Fe + 2HClFe+2Cl2 + H2

Окислительные свойства галогенов усиливаются по группе снизу вверх.



Химические свойства оксидов: оснόвных, амфотерных, кислотных (№ 10, 19)

Обозначим активные металлы (Me*): щелочные и щелочно-земельные

Металлы, образующие амфотерные соединения, обозначим МеА (Zn2+, Be2+, Al3+, Fe3+)

Э – элементы-неметаллы и металлы в высокой степени окисления.

1.+ Н2О

2. + кислоты (НCI и др.)

3.+ЭО

4.+ MeAO

5.+ MeAOН


1. + кислоты (НCI и др.)

2. +восстановители:

С, СО, Н2, Al

3. + ЭO


1.+ кислоты (НCI и др.)

2.+ Me*O

3.+ Me*OН

4. +восстановители:

С, СО, Н2, Al

5. ZnO + ЭO

1.+ Н2О

2. + Me*O

+MgO

+ZnO

3.+ Me*OН

4. ЭОнелетуч + соль → ЭОлетуч.↑+ соль




Химические свойства оснований. Химические свойства кислот (№ 11, 19)

1. Взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды:

CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O ZnO+2HNO3=Zn(NO3)2+H2O

2. Взаимодействуют с основаниями и амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации):

NaOH + HCl(разб.) = NaCl + H2O

Zn(OH)2+H2SO4=ZnSO4+2H2O

3. Взаимодействуют с солями

А) если выпадает осадок или выделяется газ:

BaCl2 + H2SO4 = BaSO4↓ + 2HCl

CuS+ H2SO4 = CuSO4 + H2S↑

Б) сильные кислоты вытесняют более слабые из их солей (если в реакционной системе мало воды):

2KNO3(тв.)+ H2SO4(конц.) = K2SO4+ 2HNO3

4. С металлами:

А) металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его из раствора кислоты (кроме азотной кислоты HNO3 любой концентрации и концентрированной серной кислоты H2SO4)

Б) с азотной кислотой и концентрированной серной кислотами реакция идёт иначе (см. свойства металлов)

1. Все основания взаимодействуют с кислотами (см. свойства кислот).


2. Щелочи взаимодействуют

А) с солями если выделяется газ или образуется осадок:

NH4Cl + KOH = KCl + NH3↑ + H2O

Ni(NO3)3 + 3NaOH = Ni(OH)3 + 3NaNO3

Б) С амфотерными и кислотными оксидами:

2NaOH + SiO2 = Na2SiO3 + H2O

2NaOH + Al2O3 +3H2O= 2Na[Al(OH)4]


3. Нерастворимые основания разлагаются при нагревании:

2Al(OH)3 = Al2O3 + 3H2O





Химические свойства солей (средних) (№ 12, 19)

Химические свойства СОЛЕЙ:

1. Соль раств. + Соль раств.→ если образуется ↓

2. Соль раств. + основание раств.→ если образуется ↓или ↑(NH3)

3. Соль. + кислота.→ если образуется ↓или ↑

4. Соль раств. + Ме → если Ме более активен, чем в соли, но не Ме*

5. Карбонаты, сульфиты образуют кислые соли

CаCO3 + CO22О → Cа(НCO3)2

6. Некоторые соли разлагаются при нагревании:

А) Карбонаты, сульфиты и силикаты (кроме щелочных металлов) CuCO3=CuO+CO2

Б) Нитраты (разных металлов разлагаются по-разному)



Na, K, Rb, Cs, Fr, Ca, Sr, Ba, Ra и Mg

to

MeNO3MeNO2 + O2

Li + металлы средней акт. + Cu

MeNO3MeO + NO2 + O2

металлы неактивные, кроме Cu

MeNO3Me + NO2 + O2



В) Соли аммония разлагаются с образованием газообразных продуктов:



NH4NO3 → N2O↑ + 2H2O NH4NO2 → N2↑ + 2H2O



Определение характера среды раствора кислот и щелочей с помощью индикаторов. Качественные реакции на ионы в растворе (хлорид-, сульфат-, карбонат-ионы, ион аммония). Получение газообразных веществ. Качественные реакции на газообразные вещества (кислород, водород, углекислый газ, аммиак) (№ 18)

Индикаторы – вещества, меняющие цвет в присутствии кислот и щелочей.

Качественные реакции на ионы в растворе.


Ag+ (AgNO3)

Образуется творожистый белый осадок, нерастворимый в азотной кислоте.

Br-

Образуется желтоватый осадок

I-

Образуется желтый осадок

PO43-

Образуется желтый осадок

SO42-

Ba2+ (Ba(NO3)2)

Выпадает молочно-белый осадок, нерастворимый ни в кислотах, ни в щелочах

CO32-

H+ (HCl)

Бурное выделение газа СО2

NH4+



OH- (NaOH)

Появление запаха NH3

Fe2+

Зеленоватый осадок↓, буреющий на воздухе

Fe3+

Бурый осадок↓

Cu2+

Голубой ↓гелеобразный

Al3+

Белый ↓ гелеобразный, в избытке щелочи растворяется

Zn2+

Ca2+

CO32- (Na2CO3)

Белый осадок CaCO3

Получение газов.

Уравнение реакции получения

Проверка

Собираем вытеснением воздуха

Вытеснение воды

O2

2KMnO4 → K2MnO4+MnO2+O2↑ ( t0)

Загорается лучинка

hello_html_1ae872d6.png


+

CO2

CaCO3+2HClCaCl2+CO2↑+H2O

Мутнеет известковая вода

hello_html_1ae872d6.png


--

H2

Zn+2HClZnCl2+H2

Водород сгорает с хлопком

hello_html_6131d3a6.png


+

NH3

2NH4Cl+Ca(OH)2 → CaCl2+2NH3↑+2H2O (t0)

Синеет влажная лакмусовая бумажка;

Характерный запах аммиака

hello_html_1ae872d6.png


--



Раздел «Методы познания веществ и химических явлений. Экспериментальные основы химии»

Чистые вещества и смеси. Правила безопасной работы в школьной лаборатории. Лабораторная посуда и оборудование. Человек в мире веществ, материалов и химических реакций. Проблемы безопасного использования веществ и химических реакций в повседневной жизни. Разделение смесей и очистка веществ. Приготовление растворов. Химическое загрязнение окружающей среды и его последствия (№ 13)

Чистые вещества и смеси.

  • Чистое вещество имеет определенный постоянный состав или структуру, физические свойства (соль, сахар).

  • Смесь – это система, состоящая из двух и более компонентов (чистых веществ).

  • Вещества в смесях сохраняют свои свойства, поэтому смеси можно разделить, используя различия в этих свойствах.

  • Смеси могут быть однородными (нельзя обнаружить частицы веществ даже вооруженным глазом) и неоднородными.

Разделить смеси можно, используя их физические свойства:

  • Железо, сталь притягиваются магнитом, остальные вещества – нет.

  • Песок и др. нерастворим в воде.

  • Измельченная сера, опилки всплывают на поверхность воды.

  • Несмешивающиеся жидкости можно разделить с помощью делительной воронки.

  • Однородную смесь жидкостей разделяют дистилляцией.

Некоторые правила безопасной работы в лаборатории:

  • Работать с едкими веществами надо в перчатках.

  • Получение таких газов, как SO2, Cl2, NO2, NH3 надо проводить только под тягой.

  • Нельзя нагревать легковоспламеняющиеся вещества на открытом огне.

  • При нагревании жидкости в пробирке, надо сначала прогреть всю пробирку и держать ее под углом 30-450 C.



Правила безопасности при работе с бытовой химией:

  • Применять химические товары нужно, используя индивидуальные средства защиты - повязку и перчатки.

  • «Химию» необходимо применять только по назначению.

  • Химическую продукцию нельзя подвергать воздействию прямых солнечных лучей или открытого пламени.

  • При использовании бытовой химии рекомендации по дозировке и периодичности применения являются обязательными к соблюдению.

  • Химические средства с просроченным сроком годности категорически запрещено использовать.

  • Не оставляйте бытовую химию без присмотра или в доступном для детей месте.

  • Не храните бытовую химию в открытом виде.

  • Не используйте и не храните бытовую химию в непосредственной близости с пищевыми продуктами.



Проблемы химического загрязнения планеты. Некоторые из этих проблем:

  • Кислотные осадки (SO2, NO2, CO2)

  • Парниковый эффект (CH4, CO2)

  • Общее загрязнение атмосферы, воды, почвы (соли Pb2+, Cd2+, Cu2+, Hg2+ и чистая ртуть)

  • Озоновая дыра (фреоны)

  • Радиоактивное загрязнение.



Раздел «Элементарные основы неорганической химии. Представления об органических веществах»

17. Первоначальные сведения об органических веществах: предельных и непредельных углеводородах (метане, этане, этилене, ацетилене) и кислородсодержащих веществах: спиртах (метаноле, этаноле, глицерине), карбоновых кислотах (уксусной и стеариновой). Биологически важные вещества: белки, жиры, углеводы.

1. ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ – химия, изучающая соединения С, кроме оксидов, угольной кислоты и ее солей.

2. ОСОБЕННОСТИ ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ:

  • Содержат углерод.

  • Горят и (или) разлагаются с образованием углеродсодержащих продуктов.

  • Связи в молекулах органических веществ ковалентные.

  • Миллионное количество.

  • Многообразие благодаря явлению изомерии органических соединений.

3. ИЗОМЕРЫ - вещества, имеющие качественный и количественный состав, но обладающие различными свойствами.

4. ГОМОЛОГИ – вещества сходные по строению и химическим свойствам и отличающиеся друг от друга на одну или несколько групп – СН2 –.

5. РАДИКАЛ – частица, образованная в результате гомолитического разрыва связи С – Н в молекуле углеводорода.

6. УГЛЕВОДОРОДЫ

АЛКЕНЫ

АЛКИНЫ

общая формула CnH2n+2

общая формула CnH2n

общая формула CnH2n-2

1. Метан — простейший углеводород, бесцветный газ без запаха. Его химическая формула — CH4. Мало растворим в воде, легче воздуха. Является парниковым газом.

Основной компонент природного газа.

Метан горит в воздухе голубоватым пламенем, образуется СО2 и Н2О, при этом выделяется энергия.

Взаимодействует с галогенами.

1. Этилен (этен) – углеводород состава С2Н4.

В природе этилен практически не встречается. Это бесцветный горючий газ со слабым запахом.

Этилен взаимодействует:

С водородом = этан

С галогенами – обесцвечивание бромной воды (и обесцвечивание р-ра КMnO4) = кач. реакции

С водой =этиловый спирт

Полимеризация = полиэтилен

Горит = СО2 и Н2О

1. Ацетилен (этин) С2Н2 – газ без цвета и почти без запаха, технический ацетилен обладает неприятным запахом, легче воздуха, мало растворим в воде.


ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА АНАЛОГИЧНЫ ЭТИЛЕНУ.

2. Этан – бесцветный газ, без запаха, мало растворим в воде. Не имеет вкуса. Не растворим в воде. Проявляет слабое наркотическое действие. Формула С2Н6.

Горит на воздухе.

Этан используется как сырье в химической промышленности в основном для получения этилена.









7. КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ.

Углеводородный радикал соединен с ФУНКЦИОНАЛЬНОЙ группой (определяет отношение к классу веществ и отвечает за химические свойства).

1. БЕЛКИ И АМИНОКИСЛОТЫ

Аминокислоты — органические амфотерные соединения, в состав которых входят карбоксильные группы – СООН и аминогруппы – NH2.

Поликонденсация аминокислот → образуются полипептиды (белки).

2. ЖИРЫ – сложные эфиры глицерина и высших жирных карбоновых кислот.

Высшие карбоновые кислоты – пальмитиновая и стеариновая кислоты.

Под действием щелочей жиры распадаются на глицерин и соли карбоновых кислот (мыла).

3. УГЛЕВОДЫ – органические вещества, состав которых можно условно отразить формулой Сn(H2O)m

Углеводы делятся на: моносахариды (важнейшие представители – глюкоза и фруктоза); дисахариды (сахароза); полисахариды (важнейшие представители – крахмал и целлюлоза).

1. МЕТАНОЛ (метиловый или древесный спирт) СН3ОН – жидкость, с запахом алкоголя, хорошо растворяется в воде. Ядовит.

2. ЭТАНОЛ (этиловый или винный спирт) С2Н5ОН – б/цв жидкость, с запахом спирта, хорошо смешивается с водой, ядовитое наркотическое вещество.

3. ГЛИЦЕРИН – представитель трёхатомных спиртов с формулой C3H5(OH)3. Бесцветная, вязкая, очень гигроскопичная жидкость, смешивается с водой в любых пропорциях. Сладкий на вкус.

1. Уксусная кислота (эта́новая кислота) CH3COOH — органическое соединение, cлабая, предельная одноосно́вная карбоновая кислота. Представляет собой бесцветную жидкость с характерным резким запахом и кислым вкусом. Гигроскопична. Неограниченно растворима в воде.

2. Стеариновая кислота — одноосновная карбоновая кислота, соответствующая формуле С17Н35COOH.

Стеариновая кислота — одна из наиболее распространённых в природе жирных кислот, входящая в виде глицеридов в состав липидов – жиров животного происхождения.

Свойства спиртов:

Горят

Со щелочными металлами

С органическими кислотами = сложные эфиры.

Глицерин – с гидроксидом меди (II).

Свойства кислот:

Общие с неорганическими кислотами.

Со спиртами = сложные эфиры.









Задачи

Часть 1

Вычисление массовой доли химического элемента в веществе (№ 15)

Массовая доля химического элемента в общей массе соединений равна отношению массы данного элемента к массе всего соединения (выражают в долях единицы или в процентах).

ω = n Ar(элемента) / Mr(вещества)(×100%); где n – число атомов элемента (индекс)

Для бинарных соединений вычисляют по формуле долю одного из элементов, доля второго элемента рассчитывается путем вычитания из 100% массовой доли первого элемента.

Если вещество состоит из трех элементов, то по формуле рассчитывают значения массовых долей двух элементов, а массовую долю третьего – вычитанием из 100% известных двух.

Часть 2

Вычисление массовой доли растворенного вещества в растворе. Вычисление количества вещества, массы или объема вещества по количеству вещества, массе или объему одного из реагентов или продуктов реакции (№ 21)

А) По известной массе или объему одного из продуктов реакции произвести расчет массы раствора исходного вещества с известной массовой долей.


Б) По известной массе или объему одного из продуктов реакции произвести расчет массовой доли растворенного вещества в исходном растворе известной массы.

Алгоритм решения

1. Кратко записать условие задачи («что дано») и вопрос («что найти»).

2. Составить соответствующее уравнение реакции (коэффициенты и тип реакции).

3. Вычислить количество исходного вещества, используя расчетные формулы:


m(вещества) = m(раствора) × ω(растворенного вещества);

причем, ω выражена в долях единицы


n(вещества) = m(вещества) / M(вещества)


4. По уравнению реакции вычислить количество вещества, которое образовалось в ходе реакции. Используя рассуждение или составив пропорцию.

5. Ответить на основной вопрос задачи, проведя вычисления массы или объема искомого вещества:


m(искомого вещества) = n(искомого вещества) × M(искомого вещества)


V(искомого вещества) = Vm × n(искомого вещества)

Тип «А».

3. Зная массу или объем одного из продуктов реакции, вычислить количество этого вещества:


n(вещества) = m(вещества) / M(вещества)


n(вещества) = V(вещества) / Vm


4. По уравнению реакции вычислить количество вещества, которое вступило в реакцию. Используя рассуждение или составив пропорцию.

5. Рассчитать массу вещества, вступившего в реакцию (реагента), по формуле:


m(реагента) = n(реагента) × M(реагента)


6. Ответить на основной вопрос задачи и вычислить массу раствора реагента, учитывая его массовую долю в растворе:


m(раствора) = m(вещества) / ω(растворенного вещества);

причем, ω выражена в долях единицы


Тип «Б».

3. Зная массу или объем одного из продуктов реакции, вычислить количество этого вещества:


n(вещества) = m(вещества) / M(вещества)


n(вещества) = V(вещества) / Vm


4. По уравнению реакции вычислить количество вещества, которое вступило в реакцию. Используя рассуждение или составив пропорцию.

5. Рассчитать массу вещества, вступившего в реакцию (реагента), по формуле:


m(реагента) = n(реагента) × M(реагента)


6. Ответить на основной вопрос задачи и вычислить массовую долю реагента в растворе:


ω (реагента) = m(реагента) / m(раствора)


Для выражения массовой доли реагента в% нужно полученный ответ умножить на 100%.

Записать ответ к задаче



22 (23). Химические свойства простых веществ. Химические свойства сложных веществ. Взаимосвязь различных классов неорганических веществ. Реакции ионного обмена и условия их осуществления.

Правила безопасной работы в школьной лаборатории. Лабораторная посуда и оборудование. Получение и изучение свойств основных классов неорганических веществ.

Алгоритм выполнения задания.

1. Составить цепочку взаимных превращений веществ, отражая генетическую связь.

Для составления цепочки превращений целесообразно отталкиваться от формулы вещества, которое необходимо получить («начать с конца»). Затем подобрать в списке исходных веществ то, которое могло бы являться «родоначальником» цепочки. Проанализировать, какие вещества способны к взаимодействию с предполагаемым исходным веществом. Причем, продукт этого взаимодействия мог бы послужить реагентом для получения конечного продукта.

2. Записать соответствующие уравнения реакций, расставить в них коэффициенты, указать тип реакций, условия их протекания (например, выделение газа или выпадение осадка).

3. В произвольной форме охарактеризовать (записать) вещества-реагенты и вещества-продукты реакции (класс веществ) и указать признаки реакций.

4. Составить сокращенное ионное уравнение в соответствии с заданием.

5. Провести эксперимент в лаборатории, комментируя свои действия.

Курс повышения квалификации
Курс профессиональной переподготовки
Учитель биологии и химии
Курс профессиональной переподготовки
Учитель химии
Найдите материал к любому уроку,
указав свой предмет (категорию), класс, учебник и тему:
также Вы можете выбрать тип материала:
Краткое описание документа:

Краткое пособие с теоретическим материалом для подготовки выпускников девятого класса к основному государственному экзамену по химии. В пособии раскрывается алгоритм выполнения некоторых заданий. Имеется краткий конспект необходимых знаний для выполнения некоторых заданий основного государственного экзамена по химии.

Проверен экспертом
Общая информация
Учебник: «Химия», Габриелян О.С.

Номер материала: ДБ-660988

Вам будут интересны эти курсы:

Курс повышения квалификации «Химия окружающей среды»
Курс профессиональной переподготовки «Химия: теория и методика преподавания в образовательной организации»
Курс профессиональной переподготовки «Маркетинг: теория и методика обучения в образовательной организации»
Курс повышения квалификации «Основы туризма и гостеприимства»
Курс повышения квалификации «Нанотехнологии и наноматериалы в биологии. Нанобиотехнологическая продукция»
Курс повышения квалификации «История и философия науки в условиях реализации ФГОС ВО»
Курс повышения квалификации «Особенности подготовки к сдаче ОГЭ по химии в условиях реализации ФГОС ООО»
Курс профессиональной переподготовки «Биология и химия: теория и методика преподавания в образовательной организации»
Курс повышения квалификации «Финансы предприятия: актуальные аспекты в оценке стоимости бизнеса»
Курс повышения квалификации «Современные образовательные технологии в преподавании химии с учетом ФГОС»
Курс профессиональной переподготовки «Управление сервисами информационных технологий»
Курс профессиональной переподготовки «Техническое сопровождение технологических процессов переработки нефти и газа»
Курс профессиональной переподготовки «Организация системы учета и мониторинга обращения с отходами производства и потребления»
Курс профессиональной переподготовки «Стандартизация и метрология»

Оставьте свой комментарий

Авторизуйтесь, чтобы задавать вопросы.

Репетиторы онлайн

✅ Подготовка к ЕГЭ/ГИА
✅ По школьным предметам

✅ На балансе занятий — 1

Подробнее