Материалы для подготовки к ОГЭ по химии
материал для подготовки к егэ (гиа) по химии (9 класс) на тему

Глаголева Ирина Александровна

Данные материалы могут быть полезны учителям химии во время подготовки к экзамену, как раздаточный материал.

Скачать:


Предварительный просмотр:

Примечание: Образец таблицы напечатан из современного курса для поступающих в ВУЗы Н.Е. Кузьменко и др. «Начала химии»   М., «Экзамен», 2000


Примечание: Электрохимический ряд напряжений металлов и таблица «Растворимость кислот, солей и оснований в воде» напечатаны из современного курса для поступающих в ВУЗы Н.Е. Кузьменко и др. «Начала химии»

М, «Экзамен», 2000 (с. 241, форзац)



Предварительный просмотр:

Характерные реакции на катионы и анионы



Предварительный просмотр:


Предварительный просмотр:


Предварительный просмотр:

http://himege.ru/wp-content/uploads/2013/09/Классификация-неорганических-веществ1.jpg



Предварительный просмотр:

ОКСИДЫ. КЛАССИФИКАЦИЯ. ПОЛУЧЕНИЕ. СВОЙСТВА.

Оксиды - это сложные вещества, состоящие из двух химических элементов, один из которых кислород, со степенью окисления -2. Лишь один химический элемент - фтор, соединяясь с кислородом, образует не оксид, а фторид кислорода OF2.
Называются они просто - "оксид + название элемента"(см. ниже).Если валентность химического элемента переменная, то указывается римской цифрой, заключённой в круглые скобки, после названия химического элемента.

Формула

Название

Формула

Название

CO

оксид углерода ( II )

Fe2O3

оксид железа (III )

NO

оксид азота ( II )

CrO3

оксид хрома (VI )

N2O5

оксид азота (V )

Mn2O7

оксид марганца (VII )


Классификация оксидов.
 

классификация оксидов

Ме +1,+2

ВеО, ZnO, Ме +3, +4,+5

неМе +3 и >, Ме +6, +7

Основным оксидам соответствуют основания, кислотным-кислоты. К основным относятся оксиды металлов главных подгрупп I-II групп, а также металлы побочных подгрупп со степенью окисления +1 и +2 (кроме цинка и беррилия). К кислотным относят оксиды неметаллов, кроме несолеобразующих, а также оксиды металлов побочных подгрупп со степенью окисления от+5 до +7 ( CrO3-оксид хрома (VI), Mn 2O7 - оксид марганца (VII)).Основные реагируют с кислотами, кислотные с основаниями. Третья группа оксидов,реагирует как с кислотами, так и с основаниями, они называются амфотерными. К ним относятся оксиды металлов главных и побочных подгрупп со степенью окисления +3, иногда +4, а также цинк и бериллий. Т.е. характер свойств оксидов в первую очередь зависит от степени окисления. Например оксиды хрома CrO(+2 - основный)->Cr 2O3(+3 - амфотерный)->CrO3(+6 - кислотный).
В периодической системе в группах слева направо ослабляются основные свойства, усиливаются-кислотные. Сверху вниз в группах усиливаются основные, ослабляются кислотные.

Получение оксидов.

Окисление кислородом

простых веществ

2MgO +O2=2MgO

сложных веществ

2H2S+3O2=2H2O+2SO2

Разложение

нагреванием солей

СaCO3=CaO+CO2s

нагреванием оснований

Cu (OH)2=CuO+H20

нагреванием кислородсодержащих кислот

H2SO3=H2O+SO2s

нагреванием высших оксидов

4CrO3=Cr2O3+3O2s

Окисление низших оксидов

4FeO+O2=2Fe2O3

Вытеснение летучего оксида менее летучим

Na2CO3+SiO2=Na2SiO3+CO2s

 

Химические свойства оксидов.

Основные

Амфотерные

Кислотные

Основные-реагируют с избытком кислоты с образованием соли и воды.Основным оксидам соответствуют основания.
1.Взаимодействие с водой(оксиды щелочных и щелочноземельных мет.) 
CaO+H
2O=Ca(OH)2
2.Все-с кислотами 
AI
2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O

Амфотерные (ZnO, Al2O3,Cr2O3, MnO2 )
1.Взаимодействуют как с кислотами, так и с основаниями.
ZnO+2HCl=ZnCl
2+H2O

ZnO+2NaOH+H2O=

Na2[Zn(OH)4]

Кислотные-реагируют с избытком щелочи с образованием соли и воды. Кислотным оксидам часто соответствуют кислоты.
1.Большинство взаимодействуют с водой
SO
3+H2O=H2SO4

2.Реагируют с основными и кислотными оксидами
ZnO+CaO=CaZnO
2
ZnO+SiO
2=ZnSiO3

2.Со щелочами
NaOH+SiO
2=Na2SiO3+H2O

3.С основными оксидами
SiO
2+CaO=CaSiO3

3.С кислотными оксидами 
CaO+CO
2=CaCO3

4.С амфотерными оксидами
Al
2O3+3SO3=Al2(SO4)3

4.С амфотерными оксидами
Li
2O+Al2O3=2LiAlO2

 



Предварительный просмотр:

ОСНОВАНИЯ. КЛАССИФИКАЦИЯ. ПОЛУЧЕНИЕ. СВОЙСТВА.

Основания - это сложные вещества, состоящие из атома металла, связанного с одной или несколькими гидроксогруппами-ОН. Общая формула:

формула

По номенклатуре основания называют гидроксидами:

Формула

Название

Формула

Название

LiOH

гидроксид лития

Ca(OH)2

гидроксид кальция

NaOH

гидроксид натрия

Cu(OH)2

гидроксид меди(II)

KOH

гидроксид калия

Fe(OH)2

гидроксид железа(III)

схема


К щелочам относят гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов
LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.

Остальные - нерастворимые.
К нерастворимым относят так называемые амфотерные гидроксиды, которые при взаимодействии с кислотами выступают как основания, а со щёлочью-как кислоты.

Получение оснований.

Щелочи

1.Металл+вода

2Na+H2O=2NaOH+H2s
Ba+2H
2O=Ba(OH)2+H2s

2.Оксид+вода

Li2O+H2O=2LiOH
CaO+H
2O=Ca(OH)2

3.Электролиз растворов щелочных металлов

2NaCl+2H2O=2NaOH+Cl2+H2s

Нерастворимые основания

Соль+щелочь

CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na2SO4

Химические свойства оснований.

Щёлочи

Нерастворимые основания

1.Взаимодействие с кислотами 

KOH+HCl=KCl+H2O

Cu(OH)2+2HCl=CuCl2+2H2O

2.Взаимодействие с кислотными оксидами

2KOH+CO2=K2CO3+H2O

не характерны

3.Действие индикаторов 

лакмус-синяя, фенолфталеин-малиновая

окраска не изменяется

4.Взаимодействие с амфотерными оксидами

2KOH+ZnO=K2ZnO2+H2O

не реагируют

5.Взаимодействие с солями, если образуется малорастворимая соль или малорастворимое основание

NaOH+CuCl2=Cu(OH)2=2NaCl

не реагируют

6.При нагревании

не разлагаются(кроме LiOH)

Cu(OH)2=CuO+H2O

Амфотерные гидроксиды( Al(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Fe(OH)3 и другие.

Взаимодействуют с кислотами 
Zn(OH)
2+2HCl=ZnCl2+2H2O

Взаимодействуют с щелочами 
Al(OH)
3+NaOH=Na[Al(OH)4]

комплексная соль получается только в растворе

Al(OH)3+NaOH=NaAlО2+ 2 H2O

при нагревании

 



Предварительный просмотр:

КИСЛОТЫ. КЛАССИФИКАЦИЯ. ПОЛУЧЕНИЕ. СВОЙСТВА.

Кислоты - сложные вещества, состоящие из одного или нескольких атомов водорода, способных замещаться на атома металлов, и кислотных остатков. Число атомов водорода определяет основность кислот.

Формула кислоты

Название

HCl

хлороводородная, или соляная кислота

HF

фтороводородная, или плавиковая кислота

HI

иодоводородная кислота

HBr

бромоводородная кислота

HNO2

азотистая кислота

HNO3

азотная кислота

H2S

сероводородная кислота

H2SO3

сернистая кислота

H2SO4

серная кислота

H2CO3

угольная кислота

H2SiO3

кремниевая кислота

H3PO4

фосфорная кислота

CH3COOH

уксусная кислота

                 HCN                                      циановодородная кислота

Классификация кислот.

схема

HNO2, HNO3, H2SO3, H2SO4, H2CO3, H2SiO3, H3PO4

HCl, HF, HI, H2S

Сила кислот:

сильными считаются:1) из бескислородных кислот - HCl,  HBr,  HI;

2) из кислородсодержащих – если Δ(О-Н) =2 и больше

Получение кислот.

Кислородсодержащие

1.Кислотный оксид+вода

SO3+H2O=H2SO4
P
2O5+3H2O=2H3PO4

2.Металл+сильный окислитель

P+5HNO3+2H2O=3H3PO4+5NO

3.Cоль+менее летучая кислота

NaNO3+H2SO4=HNO3s+NaHSO4

Бескислородные

1.Водород+неметалл

H2+Cl2=2HCl

2.Cоль+менее летучая кислота

NaCl+H2SO4=2HCls+NaHSO4

Химические свойства.

Кислородсодержащие

Бескислородные

1.Изменяют окраску индикаторов

лакмус-красный, метилоранж-красный ( только для растворимых кислот)

2.Взаимодействие с металлами, стоящими до водорода

H2SO4+Ca=CaSO4+H2ee

2HCl+Ca=CaCl2+H2w

2.Взаимодействие с основными оксидами

H2SO4+CaO=CaSO4+H2O

2HCl+CaO=CaCl2+H2O

3.Взаимодействие с основаниями 

H2SO4+Ca(OH)2=CaSO4+2H2O

2HCl+Ca(OH)2=CaCl2+2H2O

4.Взаимодействие с амфотерными оксидами

H2SO4+ZnO=ZnSO4+H2O

2HCl+ZnO=ZnCl2+H2O

5.Взаимодействие с солями, если образуется малорастворимое, летучее или малодиссоциирующее вещество

H2SO4+BaCl2=BaSO4+2HCl

2HCl+Na2CO3=2NaCl+H2O+CO2str_01

6.При нагревании

Слабые кислоты легко разлагаются
H
2SiO3=H2O+SiO2

H2S=H2+S

Номенклатура кислот:

приставка

ди(би, дву…)

в названии кислот, полученных сложением кислоты и её же оксида , например: Н2CrO4 + CrO3 = H2Cr2O7

корень

по русскому названию центрального атома

суффикс

н (ев, ов)

в высшей кислоте, если ст. ок.(Э) =№ группы

(н) ист

в низшей кислоте, если ст. ок.(Э) =№ группы-2

(н) оват

в низшей кислоте, если ст. ок.(Э) =№ группы-4

новатист

в низшей кислоте, если ст. ок.(Э) =№ группы-6

окончание

ая

+слово «кислота»

 



Предварительный просмотр:

СОЛИ. КЛАССИФИКАЦИЯ. ПОЛУЧЕНИЕ. СВОЙСТВА.

Соли - сложные вещества, состоящие из атомов металлов (иногда входит водород) и кислотных остатков.

Классификация солей.

схема

Названия солей.

Кислотный остаток (анион)

Название соли

Cl-

хлорид

Br-

бромид

F-

фторид

I-

иодид

NO3-

нитрат

NO2-

нитрит

S2-

сульфид

SO32-

сульфит

SO42-

сульфат

CO32-

карбонат

SiO32-

силикат

PO43-

фосфат

CN-

цианид

NCS-

тиоционат

ClO-

гипохлорит

ClO2-

хлорит

ClO3-

хлорат

ClO4-

перхлорат

СН3СОО_

ацетат

Если металл имеет переменную валентность, то она указывается после химического элемента римской цифрой, заключённой в скобки. Например CuSO4- сульфат меди (II).

Получение солей.

1.С использованием металлов

металл+неметалл

2Mg+Cl2=MgCl2

металл+кислота

Zn+2HCl=ZnCI2+H2s

металл+соль

Fe+CuSO4=FeSO4+Cu

2.С использованием оксидов

основной оксид+кислота

CaO+2HCl=CaCl2+H2O

кислотный оксид+основание

CO2+Ca(OH)2=CaCO3s+H2O

кислотный+основной оксиды

CaO+CO2=CaCO3

основной+амфотерный оксиды

Al2O3+CaO=Ca(AlO2)2

3.Реакция нейтрализации

кислота+основание

H2SO4+2NaOH=Na2SO4+2H2O

4.Из солей

соль+соль

AgNO3+NaCl=AgCls+NaNO3

соль+щелочь

CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2s+Na2SO4

соль+кислота

Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2s

Кислые соли получают такими же способами, что и средние, но при других мольных соотношениях(при избытке кислоты)

NaOH+H2SO4=NaHSO4+H2O

Основные соли образуются при взаимодействии некоторых солей со щелочами (при избытке щелочи)

ZnCl2+NaOH=ZnOHCls+NaCl

Химические свойства солей.

Разложение при прокаливании

CaCO3=CaO+CO2s

Cоль(р-р)+металл, стоящий в ряде металлов левее, но после магния

Fe+CuSO4=FeSO4+Cu

Соль(р-р)+соль, если получаются ,↓, H2O

AgNO3+NaCl=AgCls+NaNO3

Соль(р-р)+щелочь,  если получаются ,↓, H2O

CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2s+Na2SO4

Соль(р-р)+кислота(если кислота вытесняет более летучую кислоту из соли)

Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2s

Номенклатура солей 

приставки

гидро (дигидро)

в кислых солях, есть Н в кислотном остатке

гидроксо

в основных солях, есть ОН в катионе

корень

от латинского названия элемента

суффикс

ат

в солях высших кислот , если ст. ок. (Э)=№гр

ит

в солях высших кислот , если ст. ок. (Э)<№гр(Э)

ид

в бескислородных (бинарных) солях



Предварительный просмотр:

Степень окисления.    Окислительно-восстановительные реакции

  1. Степень окисления  

Степень окисления  СО - условный заряд  элемента, вычисленный в предположении, что все связи  в соединении   ионные.

Правила, используемые при вычислении  СО

  1. Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле равна нулю, а в сложном ионе (например, анионе кислотного остатка) -  заряду иона.

                                                                                                             0       0         0       0

  1. СО атомов в простых веществах равна нулю (H2,   N2,  Cu,   C…)
  2. Постоянную СО в соединениях имеют: щелочные металлы   Na, K, Li… (+1); почти все  металлы  II группы, в том числе щелочноземельные   Ca  и  Ba..  (+2);  алюминий  (+3);  фтор  (-1).
  3. CО водорода в соединениях (+1), кроме гидридов   -   NaH, KH, CaH2… -(-1)
  4. СО кислорода (-2), кроме ОF2  (+2)  и пероксидов   –  Na2O2, H2O2 – (-1).
  5. Высшая (наибольшая положительная) степень окисления элемента равна номеру его  группы (№группы)  в периодической  системе,  низшая       -(8 - №группы)
  6. СО элемента в простом ионе равна заряду этого иона: FeCl3-соль, по таблице растворимости можно узнать заряды ионов, а значит и степени окисления

                                                                                    +3                                                                                                         -1

Заряд иона  Fe3+        степень окисления    Fe                                                Заряд иона  Cl-          степень окисления     Cl 

Примеры расчетов:  

1.    Находим в формуле элементы  с  известной СО и записываем их над знаками    

       элементов

  1. «Неизвестную»   СО    х   рассчитываем по правилу 1

                                                      +1  x   -2                                         +1 x -2                                                      +2  x -2

KMnO4                                                HNO3                                                               CaSO4

1 + X +4(-2) =0                       1+x+3(-2)=0                               2+x+4(-2)=0

x=7 → CO(Mn)=+7          x=5→CO(N)=+5                        x=+6→CO(S)=+6

Fe2(SO4)3     заряд иона SO42-,    значит заряд железа Fe3+,тогда

                                                    +3    х  -2

Fe2S3О12           2(+3) + 3х+12(-2) = 0          х=6 →  СО(S)=+6

  1.  Окислительно-восстановительные реакции ОВР

ОВР - такие реакции, в ходе которых электроны от одних атомов переходят к другим (меняется степень окисления элементов).

Окислитель –  вещество, атомы или ионы которого, присоединяют электроны.

Восстановитель – вещество, атомы или ионы которого отдают электроны.

Повышение степени окисления СО, связано с  отдачей

атомом или ионом электронов, называют процессом окисления

-4     -3     -2     -1     0      +1     +2     +3     +4     +5     +6     +7      +8                СО

Понижение степени окисления СО, связано с присоединением (приобретением)

атомом или ионом электронов, называется процессом восстановления

Составление уравнений ОВР.

Расстановка коэффициентов методом электронного баланса. При использовании метода постулируют:  число электронов, отданным восстановителем равно числу электронов, присоединенных окислителем.

Последовательность действий.

  1. Записывают схему реакции  (формулы исходных веществ и продуктов реакции без коэффициентов)  

Cl2  +  H2S  +  H2O  →   HCl  +  H2SO4

  1. Определяют элементы, которые поменяли степень окисления

                                                                         0                -2                                 -1              +6

Cl2  +  H2S  +  H2O  →  HCl  +  H2SO4

  1. Записывают эти элементы в две строки и определяют число электронов, приобретенных окислителем и отданных восстановителем (число атомов обычно берут из левой части  схемы реакции).  Дополнительные  уравнения называют уравнениями электронного баланса, иногда полуреакциями    окисления    и    восстановления

                                                                                               -2                           +6

S    -    8ē  →  S

                                                                                               0                               -1

Cl2  +   2ē  →  2Cl

4.      Уравнивают число приобретаемых и отдаваемых электронов

                   -2                          +6                        

                       S    -    8ē  →  S               1  (надо взять  один  атом  серы, он  отдаст 8ē)                                          

                              0                             -1       8

               Cl2  +  2ē   →  2Cl           4  (надо взять четыре молекулы хлора, они приобретут 8ē)  

             

Оформление полуреакций:

     

                                                                           -2                         +6                      

                                     восстановитель    S    -    8ē  →  S                 1   окисление                

                                                             0                               -1      8

                              окислитель          Cl2   +  2ē   →  2Cl             4   восстановление

 

Полученные числа 1 и 4   представляют соотношение исходных   атомов серы (в составе H2S)

и молекул хлора и являются коэффициентами для левой части уравнения.

  1.  Запишем  полученные  коэффициенты  перед  формулами  двух  веществ (окислителя Cl2  и  

 восстановителя  H2S) в  левую часть уравнения

4Cl2  +  H2S  +  H2O  →  HCl  +  H2SO4

  1.  Правую часть уравниваем по левой

4Cl2  +  H2S  +  4H2O  =  8HCl  +  H2SO4

                                    В тетради результаты вашей работы выглядят так:

                                                          0               -2                                   -1             +6

                                          4Cl2  +  H2S  +  4H2O  =  8HCl  +  H2SO4

                                                -2                         +6                      

                                восстановитель    S    -    8ē  →  S                1   окисление

                                                                                   0                              -1        8

                        окислитель            Cl2  +  2ē   →  2Cl            4    восстановление

                                                  Никакие другие записи не нужны

 Пример 1.

                               0            0           +3 -1

1,2                                                                                Al    +    Cl2   →   AlCl3

                                                                                     0                        +3

3,4                                       восстановитель             Al    -   3ē    →   Al              2      окисление

                                                                                     0                         -1     6

                                            окислитель                    Сl2   +  2ē    →   2Cl            3      восстановление

5,6                                                                                2Al   +   3Cl2  =  2AlCl3

Пример  2.

                                                                             0          +1            +3              0

1,2                                                                                Al    +   HCl   →   AlCl3   +   H2

                                                                                     0                       +3

 3,4                                      восстановитель             Al    -  3ē     →   Al             1      окисление

                                                                                   +1                        0       3                          

                                            окислитель                    H     +  1ē    →   H               3      восстановление

5,6        Al    +  3HCl   →   AlCl3   +   3/2H2   -  промежуточные коэффициенты.  После умножения всех коэффициентов на 2 получим:

2Al    +  6HCl    =   2AlCl3   +   3H2


По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Подготовка обучающихся к изучению химии средствами пропедевтического курса «Введение в химию вещества»

Совершенствование школьного химического образования на современном этапе приводит к ряду проблем, с которыми сталкиваются в своей работе учителя химии.     Именно поэтом...

Диагностические материалы по неорганической химии для подготовки к ЕГЭ по химии. Галогены.

Представлены тематические тесты для подготовки к ЕГЭ по химии по теме галогены...

Материалы для подготовки к ЕГЭ. (По материалам ФИПИ)

Примерные материалы для  подготовки к ОГЭ учащихся 9 класса. Взяты из материалов ФИПИ....

Методические материалы для подготовки к ОГЭ по химии.

Методические материалы для подготовки к ОГЭ по химии , содержат блок тренировочных заданий из разных вариантов. Здесь же даётся шкала балов и соответствующих оценок. Есть готовые ответы , критерии...

РАБОЧАЯ ПРОГРАММА по химии 9 класс «Основные вопросы химии» (подготовка к ОГЭ по химии 9 класс)

Программа «Основные вопросы химии» (Подготовка к ОГЭ по химии 9 класс) составлена в соответствии со спецификацией контрольно-измерительных материалов для проведения в 2024 году основного г...