Кружок по химии
методическая разработка по химии (9 класс)

План кружка для подготовки к ЕГЭ по химии

1. Периодическая система Д.И.Менделеева
2. Химические формулы
3. Относительная атомная и молекулярная масса
4. Массовая доля элемента в веществе
5. Простые и сложные вещества. Металлы и неметаллы
6. Степень окисления и методика ее расстановки в формулах веществ
7. Классификация веществ
8. Единицы измерения вещества. Количество вещества. Молярная масса. Молярный объем газов. Решение задач
9. Основы физической химии. Решение задач
10. Состав вещества. Способы его выражения. Растворы и смеси. Решение задач
11. Химические реакции и уравнения. Типы химических реакций и принципы составления уравнений для каждого типа. Правила протекания химических реакций с органическими веществами. Химические свойства классов веществ
12. Расчеты по химическим уравнениям. Решение задач
13. Задачи на химические реакции с участием растворов и смесей.
14. Тепловые эффекты химических реакций. Решение задач
15. Задачи на выход продукта реакции
16. Задачи на избыток и недостаток
17. Задачи на вывод формул веществ

Конспект уроков

1. Периодическая система Д.И.Менделеева

Период – горизонтальный ряд химических элементов

Ряд – составная часть периода. Малые периоды (1,2,3) содержат по одному ряду, большие периоды (остальные) содержат по два ряда (может и больше). Номер ряда может быть 1 и или 2.

Группа – вертикальный ряд химических элементов

Подгруппа: главная (знаки относящихся к ней элементов написаны в левом углу ячейки); побочная подгруппа (знаки относящихся к ней элементов написаны в правом углу ячейки); подгруппа лантаноидов и подгруппа актиноидов (вынесены вниз, подразумеваются, что элементы этих подгрупп идут после лантана и актиния соответственно).

Порядок определения положения химического элемента в ПС: написать знак элемента; № (указать порядковый номер элемента); период (указать номер и тип); группа (указать номер); подгруппа ( указать тип). Типы цифр указывать как в ПС

Например: Са: №20; 4 период; 1 ряд; II группа; главная подгруппа

Задание: определите положение в ПС для В, Ra, Ti

2. Химические формулы

Для простых веществ атомарного строения используют формулы в виде знаков без индексов. Например, Fe. Если есть перед знаком коэффициенты, то они будут показывать число атомов. Например, 5 Fe – 5 атомов железа.

Для веществ молекулярного строения (состоят из молекул – частиц, включающих два и более атомов, соединенных сильной химической связью) используют формулы в виде знаков с индексами. Например, Н2. Индекс будет показывать число атомов в молекуле. Если есть перед формулой коэффициенты, то они будут показывать число молекул. Например, 6Н2 – шесть молекул водорода. То же и для сложных веществ молекулярного строения.

Есть сложные вещества ионного и атомарного строения. Для них формулы называют «формульные единицы». Коэффициенты будут показывать число формульных единиц. Например, 6SiO2 - шесть формульных единиц оксида кремния (IV).

Задание: определить, что показывают формулы: 6 СО2, 7Na, 8 NaСl

3. Относительная атомная и молекулярная масса

Относительная атомная масса – величина, которая показывает, во сколько раз масса данного химического элемента больше 1/12 массы атома С. Значение относительной атомной массы записано в ПС под номером элемента. Это значение следует округлить до целого числа. Если после запятой стоит 4 или 5, то поставить «пять десятых». Единиц измерения нет.

Аr(Sn)=119

Относительная молекулярная масса – величина, которая показывает, во сколько раз масса данной молекулы больше 1/12 массы атома С. Рассчитывается путем сложения относительных атомных масс каждого химического элемента, образующего вещество, помноженных на индексы в формуле вещества. Единиц измерения нет.

Аналогично для относительной массы формульной единицы, но в настоящее время для веществ немолекулярного строения используется то же понятие: относительная молекулярная масса. Следует учитывать все индексы. Если какой-то индекс стоит за скобкой, то он относится к каждому элементу в скобке. Если в скобке есть элементы с индексами, то общий индекс умножается на индексы элементов в скобке.

Мr(Н2О) = 18

Задание: определить относительную атомную массу галлия и относительную молекулярную массу гидроксида кальция

4. Массовая доля элемента в веществе

ᾠ (эл./в-во)=Аr(эл.)*n/Мr(в-во)

ᾠ (эл./в-во) – массовая доля элемента в веществе

n – индекс элемента в формуле вещества

ᾠ (Na/Na2O)=23*2/62=0,74 или 74 %

Задание: рассчитайте массовую долю кремния в оксиде кремния (IV)

5. Простые и сложные вещества. Металлы и неметаллы

Простые вещества – вещества, образованные атомами одного химического элемента. Например, О2. К ним относятся металлы и неметаллы. Металлы в соединениях с неметаллами обладают склонностью отдавать электроны с внешнего энергетического уровня до завершения предвнешнего. Неметаллы в соединениях с металлами обладают склонностью принимать электроны до завершения внешнего энергетического уровня. Металлы и неметаллы также отличаются по физическим свойствам (см. учебник).

Для металлов формулы записываются как одноатомные. Например, Fe

Для неметаллов формулы разные. Для инертных газов – одноатомные: Не, Nе, Аr, Кr, Хе, Rn. Для галогенов – двухатомные: F2, Cl2, Вr2, I2, At2. Для бора, углерода, кремния, фосфора, серы, мышьяка, селена, теллура – одноатомные: В, С, Si, Р, S, Sе, Те. Для водорода, азота, кислорода – двухатомные: Н2, N2, О2.

6. Степень окисления и методика ее расстановки в формулах веществ

Степень окисления – условный заряд атома химического элемента в веществе. Степень окисления равна по значению числу отданных или присоединенных электронов в результате образования ионной связи или числу оттянутых электронов к одному из атомов или от одного из атомов в случае ковалентной связи. Если элемент отдает электроны или от него оттянуты электроны, то его степень окисления положительная; если элемент принимает или притягивает электроны, то его степень окисления отрицательная. Степень окисления элемента в формуле ставится над знаком элемента (по середине).

Степень окисления простых веществ равна 0, т.к. процессов принятия, отдачи, притяжения и отталкивания электронов при этом не происходит. Например, степень окисления элемента кислорода в простом веществе «кислород» равна 0.

Если перед нами бинарное соединение (образованное двумя элементами), то для расстановки степеней окисления надо сначала определить, ионное или ковалентное это соединение. Если ионное, то металл будет отдавать электроны и приобретать положительную степень окисления, а неметалл будет принимать электроны и приобретать отрицательную степень окисления. Например, в соединении Na2O натрий имеет степень окисления +1, а кислород -2. Обратите внимание, степень окисления относится всегда только к одному атому и ставится по отношению к одному атому, а не к тому количеству, которое показывает индекс; сумма степеней окисления элементов, помноженных на индексы в формулах, равна 0.

Если перед нами ковалентное бинарное соединение, то надо определить, какой неметалл будет более электроотрицательным. Он будет притягивать электроны от другого неметалла и соответственно приобретать отрицательную степень окисления, а другой элемент – соответственно будет отталкивать электроны и приобретать положительную степень окисления. Обычно неметаллы приобретают степень окисления, как в случае ионных соединений, то есть в зависимости от того, сколько электронов надо им принять или отдать до завершения внешнего энергетического уровня. Но бывает, что один неметалл в разных соединениях может приобретать разные степени окисления. В таких случаях в тексте указывается, о каком соединении идет речь. Например, степень окисления азота в оксиде азота (V) N2O5 равна +5.

Переменные степени окисления имеют также некоторые металлы. Например, медь может иметь степень окисления +2 в оксиде меди (II) СuO и +1 в оксиде меди (I) Сu2О. Обратите внимание, при назывании соединения указывается степень окисления элемента римской цифрой.

Есть необычные случаи, например в случае пероксидов (Н2О2, К2О2, СаО2 и т.п.). У кислорода в пероксидах степень окисления -1.

В случае веществ, образованных тремя и более элементами, степени окисления расставляются разными способами, некоторые будут рассмотрены в след. пункте.

Поскольку при расстановки степеней окисления учитывается тип химической связи в соединении, то часто (особенно в случае веществ сложного строения, например, многие органические вещества) полезно составить структурную формулу вещества с обозначением электронов, участвующих в образовании химической связи (подробно об этом на уроках)

Задание: расставьте степени окисления элементов в формулах: NaF, CaO, NH3, N2O3

7. Классификация веществ

По составу:

1. Простые: металлы и неметаллы
2. Сложные вещества (хим. соединения)

А) оксиды – соединения, образованные двумя элементами, один из которых кислород со степенью окисления -2. При назывании оксида сначала пишется (читается) слово «оксид», а потом в родительном падеже указывают «какого элемента». Иногда римской цифрой в скобках указывают степень окисления последнего.

Классификация оксидов

- несолеобразующие – которым не соответствуют кислотные остатки, кислоты и которые солей не образуют.

- солеобразующие – реагирующие с кислотами или щелочами и образующие соли.

Среди солеобразующих: основные – оксиды металлов, которым соответствуют основания; кислотные – оксиды неметаллов, которым соответствуют кислотные остатки и кислоты.

Б) пероксиды – соединения, образованные двумя элементами, один из которых кислород со степенью окисления -1.

В) гидриды –бинарные  соединения металлов и водорода (твердые). Например, NaH. (Какая степень окисления у водорода?)

Г) летучие водородные соединения – бинарные соединения водорода с неметаллами. Например, NH3. В ПС есть особые «периоды» для оксидов и летучих водородных соединений – можно легко составить формулы для оксидов и летучих водородных соответствующих элементов. (Какова степень окисления водорода в летучих водородных соединениях?). Названия для летучих водородных соединениц дается аналогично, как например для НСl – хлороводород.

Чтобы составить формулу оксида, гидрида или летучего водородного соединения, надо расставить степени окисления каждого элемента, найти наименьшее общее кратное от модулей степеней окисления, поделить наименьшее общее кратное на модули степеней окисления, в результате получить индексы и поставить их под соответствующими знаками.

Д) основания – соединения, состоящие из ионов металлов и гидроксид-ионов. Например, NaOH – гидроксид натрия. (Расставьте степень окисления элементов в этом веществе). Если посчитать суммарную степень окисления гидроксид-иона…-2+1=-1. Формулы для оснований можно составить по тому же алгоритму, как для бинарных соединений, учитывая степень окисления металла и суммарную степень окисления для гидроксид-иона (для кислорода не надо учитывать). Если к гидроксид-иону идет индекс 2 и больше, то надо заключить гидроксид-ион в скобки и поставить после него этот индекс (то есть мы учитывали суммарную степень окисления гидроксид-иона и поставили для него суммарный индекс). Для называния оснований надо указать слово «гидроксид» и указать какого элемента в родительном падеже. Если это нужно, указать степень окисления металла. Например, Сu(OH)2 – гидроксид меди (II).

Е) кислоты – соединения, состоящие из ионов водорода и ионов кислотного остатка.

Классификация кислот:

-  Бескислородные: НF–фтороводородная кислота (плавиковая), HCl – хлороводородная кислота (соляная), HBr – бромоводородная кислота, HI – йодоводородная кислота, Н2S – сероводородная кислота.

- Кислородсодержащие. Н2SО4 – серная кислота, Н2SО3 – сернистая кислота, НNО3 – азотная кислота, НNО2 – азотистая кислота, Н2SiО3 – кремниевая кислота, Н3PO4 – фосфорная кислота, H2CO3 – угольная кислота

Для составления формул кислородсодержащих кислот надо учитывать суммарную степень окисления кислотного остатка (есть в таблице растворимости), а дальше как для оснований.

Ж) соли – соединения, состоящие из ионов металлов и ионов кислотных остатков.

Классификация солей

- бескислородные. Название кислотного остатка содержит суффикс ид.

Карбиды – бинарные соединения углерода с металлами. Например, СаС2 – карбид кальция (расставьте степени окисления элементов)

Нитриды - бинарные соединения азота с металлами. Например, Са3N2 – нитрид кальция

Фториды - бинарные соединения фтора с металлами. Например, NаF – фторид натрия

Силициды - бинарные соединения кремния с металлами. Например, К4Si – силицид калия

Фосфиды - бинарные соединения фосфора с металлами. Например, Са3Р2 – фосфид кальция

Сульфиды - бинарные соединения серы с металлами. Например, Na2S – сульфид натрия

Хлориды - бинарные соединения хлора с металлами. Например, NaCl – хлорид натрия.

Арсениды - бинарные соединения мышьяка с металлами. Например, Са3Аs2 – арсенид кальция

Бромиды - бинарные соединения брома с металлами. Например, КВr – бромид калия

Йодиды - бинарные соединения йода с металлами. Например, КI – йодид калия.

- кислородсодержащие.

Обращайте внимание на суффиксы

Заряды кислотных остатков посмотрите в таблице растворимости

При составлении формулы соли надо так же учитывать суммарный заряд кислотного остатка, а дальше как для кислот и оснований.

Задания: А) составить формулы веществ и определить степени окисления каждого элемента в веществе, включая суммарные для кислотных остатков: оксида алюминия, гидрид кальция, пероксид натрия, сульфид железа (II), сульфит калия, гидроксид бария, фосфат бария, силицид алюминия, йодоводород. Определите класс каждого вещества Б) назвать вещества: Ba(NO3)2, Na3As, НF (дайте два варианта названий), Al(OH)3, NaCl, BaO2, BaO, FeH2. Расставьте степени окисления, включая суммарные.

8. Единицы измерения вещества. Количество вещества. Молярная масса. Молярный объем газов. Решение задач

Вещество- любая совокупность частиц.

Химические величины и единицы измерения

Моль – такое количество вещества, в котором содержится 6,02*10^23 частиц (атомов, ионов, электронов и пр.). Величина 6,02*10^23 частиц называется постоянной Авогадро NA(показывает, сколько частиц находится в 1 моле вещества)

Молярная масса – масса одного моль вещества. Молярная масса равна по значению относительной молекулярной массе вещества.

Закон Авогадро: В равных объемах различных газов при одинаковых условиях содержится одинаковое число молекул.

Следствие из закона Авогадро: 1 моль любого газа при одних и тех же условиях занимает одинаковый объем.

Выделяют нормальные условия: Р=1 атм=760 мм рт.ст.=101,325 кПа и t=0 °C (T=273 К).

При н.у. 1 моль любого газа занимает объем 22,4 л (22,4 л/моль). Этот объем  называют молярным объемом газов при н.у.

Основные формулы:

ρ = m/ v; n= m/ М; n=N/ NA; n=V/Vm (последняя формула только для газов при н.у.)

Задание: решить задачи.

1. Рассчитайте количество атомов водорода в 7 л воды (жидкой). Плотность воды 1 г/мл.

2. Рассчитайте массу кислорода в 60 г оксида ртути (II).

3. Рассчитайте объем, который займут 70 г азота при н.у.

4. Рассчитайте плотность 8 л кислорода при н.у.

П. 9. – дополнительно, на ЕГЭ нет.

П.10. – см. уроки 11 класса

П11. Общие понятия -  см. уроки 11 класса.

Типы хим. реакций и принципы их составления – см. конспекты с уроков (8 класс)