Теоретический материал для подготовки к ОГЭ по химии (с 1 по 15 задание)

Теоретический материал к заданиям ОГЭ по химии

Задания	Пояснения
1. Строение атома. Строение   электронных оболочек  атомов первых 20 элементов  периодической системы  Д.И. Менделеева	Порядковый номер элемента численно равен заряду ядра его атома, числу протонов в ядре N и общему числу электронов в атоме. Число электронов на последнем (внешнем) слое определяется по номеру группы химического элемента. Число электронных слоев в атоме равно номеру периода. Массовое число атома A (равно относительной атомной массе, округленной до целого числа) - это суммарное количество протонов и нейтронов. Количество нейтронов N определяют по разности массового числа А и числа протонов Z. Изотопы – атомы одного химического элемента, имеющие в ядре одинаковое число протонов, но разное число нейтронов, т.е. одинаковый заряд ядра, но разную атомную массу.
2. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева	Характеристика По периоду (слева направо→)  По группе (сверху вниз↓)   Заряд ядра Число электронных слоев Число валентных электронов Возрастает Не изменяется Возрастает Возрастает Возрастает Не изменяется üРадиусы атомов üМеталлические свойства üВосстановительные свойства üОсновные свойства оксидов и гидроксидов Убывают Возрастают ·   Электоотрицательность ·   Неметаллические свойства ·   Окислительные свойства ·   Кислотные свойства оксидов и гидроксидов Возрастают Убывают
3. Строение молекул.  Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая	Ковалентная неполярная связь образуется между одинаковыми атомами неметаллов (то есть, с одинаковым значением электроотрицательности). Ковалентная полярная связь образуется между атомами разных неметаллов (с разным значением электроотрицательности). Ионная связь образуется между атомами типичных металлов и неметаллов и в солях аммония! (NH4Cl, NH4NO3 и т.д.) Металлическая связь - в металлах и сплавах. Длина связи определяется: 1)       радиусом атомов элементов: чем больше радиусы атомов, тем больше длина связи; 2)       кратностью связи (одинарная длиннее, чем двойная)
4. Валентность химических элементов. Степень окисления химических элементов	Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что все связи в молекуле – ионные. Окислитель принимает электроны, происходит процесс восстановления. Восстановитель отдает электроны, происходит процесс окисления. Валентностью называют число химических связей, которые образует атом в химическом соединении. Часто значение валентности совпадает численно со значением степени окисления. Различия в значениях степени окисления и валентности Степень окисления Валентность Простые вещества O02  H02  N02  F02  Cl02  Br02  I02 OII2  HI2  NIII2  FI2  ClI2  BrI2  II2 Соединения азота HN+5O3 N2+5O5 N-3H4Cl HNIVO3 N2IVO5 NIVH4Cl (в ионе аммония)
5. Простые и сложные вещества. Основные классы неорганических веществ. Номенклатура неорганических соединений	Сложные вещества – вещества, в состав которых входят атомы различных химических элементов. Кислоты — сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток: HCl, H3РO4 Основания – сложные вещества, в состав которых входят ионы металла и гидроксид-ионы ОН-: NaOH, Ca(OH)2 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). Оксиды – сложные вещества, в состав которых входят атомы двух элементов, один из которых обязательно кислород в степени окисления (-2). Оксиды классифицируются на основные, кислотные, амфотерные и несолеобразующие. Основные оксиды Амфотерные оксиды Кислотные оксиды Их образуют химические элементы металлы со степенями окисления +1 и +2 металлы со степенями окисления +3, + 4 и  Zn+2, Be+2 1.  неметаллы 2.  металлы со степенями окисления +5, +6, +7 !!!оксиды CO, NO, N2O – являются несолеобразующими.
6. Химическая реакция. Условия и признаки протекания химических реакций. Химические уравнения. Сохранение массы веществ при химических реакциях. Классификация химических реакций по различным признакам: числу и составу исходных и полученных веществ, изменению степеней окисления химических элементов, поглощению и выделению энергии	Химические реакции – явления, при которых из одних веществ образуются другие вещества. Признаки протекания химической реакции – выделение света и тепла, образование осадка, газа, появление запаха, изменение цвета. Сохранение массы веществ при химических реакциях. Сумма коэффициентов в уравнении реакции: Fe +2HCl → FeCl2 (1+2+1=4) 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.
7. Электролиты и неэлектролиты. Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних)	Электролиты – вещества, которые в водных растворах и расплавах распадаются на ионы, вследствие чего их водные растворы или расплавы проводят электрический ток. Электролиты Неэлектролиты Кислоты, основания и соли Оксиды, простые вещества, большинство органических веществ Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуется только катионы Н+ Основания – электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуется только гидроксид-анионы ОН- Соли средние - электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотного остатка. Катионы имеют положительный заряд; анионы – отрицательный
8. Реакции ионного обмена и условия их осуществления	Реакции ионного обмена идут до конца, если образуется осадок, газ или вода (или другое малодиссоциирующее вещество) В ионных уравнениях в неизменном виде надо оставлять формулы неэлектролитов, нерастворимых веществ, слабых электролитов, газов. Правила составления ионных уравнений: составить молекулярное уравнение реакции; 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.
9. Химические свойства простых веществ: металлов и неметаллов	Химические свойства простых веществ: металлов и неметаллов 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. Но: Cu, Hg, Ag реагируют с HNO3 конц, разбавл., H2SO4конц.     Ме (Cu,Hg, Ag )  + HNO3 конц, → МеNO3  + NO2 +H2O HNO3 разбавл. → МеNO3  + NO +H2O H2SO4конц. → МеSO4 +  SO2 +H2O !!! HNO3 конц,, H2SO4конц. пассивируют Fe, Al, Сr (при н.у.)) Окислительные свойства галогенов усиливаются по группе снизу вверх. Неметаллы реагируют с металлами и между собой. H2+Ca →CaH2 N2+ 3Ca → Ca3N2 N2+ O2 ↔ 2NO S + O2 → SO2 N2+ 3H2 →  2NH3 2P + 3Cl2 →  2PCl3 или 2P + 5Cl2 →  2PCl5 Галогены 1) реагируют со щелочами: Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (в холодном растворе)  3Cl2 + 6NaOH → NaCl + 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 их галогенидов. вытесняет нижестоящий галоген из галогенида. Cl2 + 2KBr →Br2 + 2KCl, но Br2 + KCl  ≠ 3) 2F2 + O2 → 2O+2F2 (фторид кислорода) 4) Запомнить: 2Fe + 3Cl2 →  2Fe+3Cl3    и   Fe + 2HCl →  Fe+2Cl2 + H2 Свойства металлов Активные (Me*): Li , Na, K, Rb, Cs, Fr, Ca, Sr, Ba, Ra. Средней активности Неактивные Cu, Hg, Ag, Au, Pt 1. +H2O→ Me*OH +H2 (н.у.) 2.+ неметаллы (!2Na+O2 →Na2O2- пероксид) 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 Ме1=Мg, 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
10. Химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных	Химические свойства оксидов Обозначим активные металлы (Me*): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ca, Sr, Ba, Ra. Металлы, образующие амфотерные соединения, обозначим МеА (Zn, Be, Al) Основные Амфотерные Кислотные Me*O MeO MeAO ЭО 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.MgO + 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 Некоторые особенности: 2Mg+SiO2 →Si + 2MgO 4HF+SiO2 →SiF4 + 2H2O (плавиковая кислота «плавит» стекло)
11. Химические свойства кислот, оснований	Химические свойства КИСЛОТ: Взаимодействуют с основными и амфотерными оксидами с образованием соли и воды: CaO + 2HCl = CaCl2 + H2O ZnO+2HNO3=Zn(NO3)2+H2O Взаимодействуют с основаниями и амфотерными гидроксидами с образованием соли и воды (реакция нейтрализации): NaOH + HCl(разб.) = NaCl + H2O Zn(OH)2+H2SO4=ZnSO4+2H2O 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): 2KNO3тв.+ H2SO4конц.=K2SO4+ 2HNO3 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)
12. Химические свойства солей	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 + CO2 +Н2О → Cа(НCO3)2 6. Некоторые соли разлагаются при нагревании: 1. Карбонаты, сульфиты и силикаты(кроме щелочных металлов) CuCO3=CuO+CO2↑ 2. Нитраты (разных металлов разлагаются по-разному)     активных (кр.Li) Na, K, Rb, Cs, Fr, Ca, Sr, Ba, Ra и Mg              to MeNO3→MeNO2 + O2 Li, металлов средней акт., Cu                                          MeNO3 → MeO + NO2 + O2 металлов неактивных, кроме Cu                                      MeNO3 → Me + NO2 + O2  NH4NO3  → N2O↑ + 2H2O  NH4NO2 → N2↑ + 2H2O
13. 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.	Чистые вещества и смеси Чистое вещество имеет определенный постоянный состав или структуру (соль, сахар). Смеси - это физические сочетания чистых веществ. Смеси могут быть однородными (нельзя обнаружить частицы веществ) 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 Некоторые правила безопасной работы в лаборатории: ·   Работать с едкими веществами надо в перчатках ·   Получение таких газов, как SO2, Cl2, NO2, 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
14. 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)	Получение газов Газ Уравнение реакции получения Проверка Как собирать O2 2KMnO4 → K2MnO4+MnO2+O2↑ ( t0) Загорается лучинка Н2О(+)   Н2О(-) CO2 CaCO3+2HCl  →CaCl2+CO2↑+H2O Мутнеет известковая вода H2 Zn+2HCl → ZnCl2+H2↑ Водород сгорает с хлопком Н2О(+)   Н2О(-) NH3 2NH4Cl+Ca(OH)2 → CaCl2+2NH3↑+2H2O (t0) Синеет влажная лакмусовая бумажка Примечание: Н2О(+) можно данный газ собирать методом вытеснения воды, Н2О(-) нельзя собирать методом вытеснения воды Индикатор                            Среда Кислая Нейтральная Щелочная Лакмус Метиловый оранжевый Фенолфталеин Красный Розовый Бесцветный Фиолетовый Оранжевый Бесцветный Синий Желтый Малиновый Т.е. для определения кислой среды нельзя использовать фенолфталеин!!! Таблица определения ионов Ион Ион для определения (пример вещества) Что происходит Сl- 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, нераств. ни в кислотах, ни в щелочах CO32- H+  (HCl) Бурное выделение газа СО2 NH4+ OH-  (NaOH) Появление запаха NH3 Fe2+ Зеленоватый осадок↓, буреющий Fe3+ Бурый осадок↓ Cu2+ Голубой ↓гелеобразный Al3+ Белый ↓ гелеобразный, в избытке щелочи растворяется Zn2+ Ca2+ CO32- (Na2CO3) Белый осадок CaCO3
15. Вычисление массовой доли химического элемента в веществе	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(хэ)/Mr(вещества)(×100%)