В помощь ученику

В этом разделе представлены материалы по химии необходимые ученикам при изучении химии и при подготовке к ОГЭ

Скачать:


Предварительный просмотр:

1. Освойте химический язык.

Правила составления формул и названий в  химии  — общие, универсальные. Выучить надо только несколько латинских названий элементов и правила постановки суффиксов в названиях. И вы сможете «узнать» любую незнакомую формулу, определить класс вещества, а также предсказать его свойства.

2. Научитесь пользоваться тремя главными таблицами.

Три справочных таблицы: таблица Менделеева, таблица растворимости и ряд активности металлов. Это огромный подарок для человека, который умеет этими таблицами пользоваться!

70% всей химической информации можно получить их этих таблиц. Поэтому —  изучайте  их, ищите закономерности, пытайтесь с помощью этих таблиц описывать совершенно незнакомые элементы. Они заиграют для вас своими гранями и дадут массу нужной информации.

3. Задачи по  химии  — это не страшно.

Поверьте, что математический аппарат для решения химических задач нужен гораздо более примитивный, чем для экзаменов по математике и физике. Ваших навыков обязательно должно хватить! Тем более, что большинство химических задач максимально приближены к реальности и могут быть заменены задачами на расчёты — например, рецепта торта или приготовления раствора для аккумулятора автомобиля.

Активно применяйте свои математические навыки!

4. Но главное — посещайте занятия, а если пропустили - обращайтесь за консультацией! Материала очень много! Необходима система в получении знаний!



Предварительный просмотр:

Некоторые сведения о важнейших кислотах

Молекулярная формула

Название кислоты

Сила

Кислотный остаток и его заряд

Название солей

HCl

соляная или хлороводородная

сильная

-Cl-

хлориды

H2 S

сероводородная

слабая

-HS-

=S2 -

гидросульфиды

сульфиды

H2SO3

сернистая

слабая

-HSO3 -

=SO3 2 -

гидросульфиты

сульфиты

HNO3

азотная

сильная

-NO3 -

нитраты

H2SO4

серная

сильная

-H2SO4 -

=SO4 2 -

гидросульфаты

сульфаты

H2SiO3

кремниевая

слабая

=SiO3 2 -

силикаты

H2CO3

угольная

слабая

-HCO3 -

=CO3 2 -

гидрокарбониты

карбонаты

H3PO4

фосфорная

(ортофосфорная)

слабая

-H2PO4 -

=HPO4 2 -

=PO4 3 -

дигидрофосфаты

гидрофосфаты

фосфаты

 

 

CH3COOH

уксусная

слабая

CH3COOH-

ацетаты

HNO2

азотистая

слабая

-NO2 -

нитриты

Обратите внимание: многоосновные кислоты образуют два вида солей: средние и кислые, причем трехосновная фосфорная образует кислые соли двух типов: дигидрофосфаты и гидрофосфаты.

В порядке уменьшения силы наиболее распространенные кислоты располагаются так:

 

HNO3

H2SO4 H2SO3 H3PO4 CH3COOH      H2CO3 H2S      HClO      H2SiO3

HCl



Предварительный просмотр:

ТАБЛИЦА РАСТВОРИМОСТИ
СОЛЕЙ, КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ В ВОДЕ

Катион
анион

H+

NH4+

K+

Na+

Ag+

Ba2+

Ca2+

Mg2+

Zn2+

Cu2+

Hg2+

Pb2+

Fe2+

Fe3+

Al3+

OH-

P

P

P

P

M

M

H

H

H

H

H

H

NO3-

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

Cl-

P

P

P

P

H

P

P

P

P

P

P

M

P

P

P

S2-

P

P

P

P

H

P

H

H

H

H

H

H

SO32-

P

P

P

P

M

M

M

P

M

H

M

SO42-

P

P

P

P

M

H

M

P

P

P

M

P

P

P

CO32-

P

P

P

P

H

H

H

H

H

H

H

H

SiO32-

H

P

P

H

H

H

H

H

H

H

PO43-

P

P

P

P

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

H

CH3COO-

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P

P - растворимое ( >1 г в 100 г воды);
M - малорастворимое (0,001 г - 1г в 100 г воды);
H - нерастворимое (< 0,001 г в 100 г воды);
 - разлагается водой или не существует.



Предварительный просмотр:

ОТНОСИТЕЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТИ ЭЛЕМЕНТОВ

I

II

III

a

IV

a

V

a

VI

a

VII

a

VIII a

I

a

II

a

III

IV

V

VI

VII

VIII

H

2,1

He

Li

0,97

Be

1,47

B

2,02

C

2,50

N

3,07

O

3,50

F

4,10

Ne

Na

1,01

Mg

1,23

Al

1,47

Si

1,74

P

2,10

S

2,60

Cl

2,83

Ar

K

0,91

Ca

1,04

Sc

1,20

Ti

1,32

V

1,45

Сr

1,56

Mn

1,60

Fe

1,64

Co

1,75

Ni

1,75

Cu

1,76

Zn

1,66

Ga

1,82

Ge

2,02

As

2,20

Se

2,48

Br

2,74

Kr

Rb

0,89

Sr

0,99

Y

1,11

Zr

1,22

Nb

1,23

Mo

1,30

Tc

1,36

Ru

1,42

Rh

1,45

Pd

1,35

Ag

1,42

Cd

1,46

In

1,49

Sn

1,72

Sb

1,82

Te

2,01

I

2,21

Xe

Cs

0,86

Ba

0,97

La

1,08

Hf

1,23

Ta

1,33

W

1,40

Re

1,46

Os

1,52

Ir

1,55

Pt

1,44

Au

1,42

Hg

1,44

Tl

1,44

Pb

1,55

Bi

1,67

Po

1,76

At

1,96

Rn

Fr

0,86

Ra

0,97

Ac

1,00


ПРИМЕЧАНИЯ:

  1. Лантаноиды имеют значения относительных электроотрицательностей в области 1,08 – 1,14;
  2. Актиноиды имеют значения относительных электроотрицательностей в области 1,11 – 1,20;
  3. Элементы VIII группы периодической системы (благородные газы) имеют нулевую электроотрицательность;
  4. Условной границей между металлами и неметаллами считается значение относительной электроотрицательности равное 2.



Предварительный просмотр:

КАТОДНЫЙ  ПРОЦЕСС


Li+, K+, Ca2+, Na+, Mg2+, Al 3+

2H2O + 2e  H2 + 2OH-

H+

2H+ + 2e  2[H]  H2

Zn2+, Fe2+, Fe 3+, Ni2+, Sn2+, Pb2+, Cu2+, Hg2+, Ag+

Metn+ + ne  Met0



Предварительный просмотр:

ИЗМЕНЕНИЕ ОКРАСКИ
КИСЛОТНО-ОСНОВНЫХ ИНДИКАТОРОВ
В ЗАВИСИМОСТИ ОТ
pH РАСТВОРА

Название

Окраска  индикатора  в  среде

Кислая
[H+] > [OH-]
рН
 < 7

Нейтральная
[H+] = [OH-]
рН
 = 7

Щелочная
[OH-] > [H+]
рН
 > 7

Лакмус

красный

фиолетовый

синий

Фенолфталеин

бесцветный

бесцветный

малиновый

Метилоранж

розовый

оранжевый

желтый


Для более точного определения значения
pH растворов используют сложную смесь нескольких индикаторов, нанесенную на фильтровальную бумагу (так называемый "Универсальный индикатор Кольтгоффа"). Полоску индикаторной бумаги обмакивают в исследуемый раствор, кладут на белую непромокаемую подложку и быстро сравнивают окраску полоски с эталонной шкалой для pH:

Реакция
раствора

сильно-
кислая

слабо-
кислая

слабо-
щелочная

сильно-
щелочная

нейтральная

Усиление кислотности среды

Усиление основности среды



Предварительный просмотр:

ХАРАКТЕРНЫЕ РЕАКЦИИ НА
КАТИОНЫ  И 
АНИОНЫ


КАТИОНЫ

Катионы

Реактив, уравнение реакции, признаки присутствия данного катиона,  открываемый  минимум
(чувствительность  реакции)

Калий

К+ 

В нейтральной или уксуснокислой среде:

  1. Кобальтинитрит натрия Na3[Co(NO2)6] образует желтый  кристаллический осадок:

2K+ + Na+ + [Co(NO2)6]3-  K2Na[Co(NO2)6]

Микрокристаллоскопическая реакция с Na2Pb[Cu(NO2)6] – образуются черные кристаллы кубической формы (открываемый минимум - 0,15 µг К+; предельное  разбавление 1:7,5.104).

  1. Окрашивает пламя в фиолетовый цвет.

Натрий  

Na+

  1. Микрокристаллоскопическая реакция с цинкуранилацетатом  Zn(UO2)3(C2H3O2)8 – образуется зелетовато-желтый кристаллический осадок, имеющий форму тетраэдров или октаэдров; открываемый минимум - 12,5 µг Na+; предельное разбавление 1:5.103

Na++Zn(UO2)3(C2H3O2)8 + CH3COO- + 9H2O  NaZn(UO2)3(C2H3O2)9 .  9H2O

  1. Окрашивание пламени – желтое

Аммоний  

NH4+

  1. При действии щелочей при нагревании выделяется аммиак, который обнаруживают по характерному запаху, по посинению влажной лакмусовой бумаги или по почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли ртути (I). Чувствительность  реакции - 0,05 µг; предельное разбавление 1:106.

NH4Cl + NaOH  NaCl + NH3 + H2O

(NH4+ + OH- → NH3 + H2O)

  1. Реактив Несслера K2[HgI4] в щелочной среде образует оранжево-коричневый осадок; чувствительность реакции - 0,25 µг иона аммония; предельное разбавление 1:2.107 

Магний  

Mg2+

  1. Магнезон–I (или Магнезон–II) в отсутствие NH4+ дают синее окрашивание; открываемый минимум  - 0,9 µг (или 0,2 µг соответственно).
  2. Оксихинолин (при рН = 10 – 12) дает зеленовато-желтый кристаллический осадок  (чувствительность реакции - 0,1 µг иона магния)
  3. Карбонаты щелочных металлов дают белый осадок карбоната магния, легко растворимый  в кислотах:
    Mg2+ + CO32-  MgCO3

Кальций

Са2+ 

  1. Окрашивает пламя в кирпично-красный цвет.
  2. Щавелевокислый аммоний (оксалат аммония) в уксуснокислом растворе образует белый кристаллический осадок (в отсутствие Ва2+ и Sr2+); чувствительность – 1 µг Са2+

CaCl2 + (NH4)2C2O4 → 2NH4Cl + CaC2O4

(Сa2+ + C2O42-  CaC2O4)

  1. Микрокристаллоскопическая реакция с H2SO4: характерная форма кристаллов в виде длинных игл или пластинок  (чувствительность -  0,1 µг  Са 2+)

Барий  

Ва2+ 

  1. В уксуснокислой среде хромат калия  К2СrО4  или  К2Cr2O7 + CH3COONa  дают  ярко-желтый осадок  хромата бария.
  2. Серная кислота и ее соли  образуют  белый кристаллический осадок сульфата бария, нерастворимого в кислотах и щелочах:

     Ba2+ + SO4 2- BaSO4

(Открываемый минимум - 0,4 µг; предельное разбавление 1:1,25.105).
Гипсовая вода (насыщенный раствор
СаSO4) с Ва2+ на холоде вызывает медленное образование осадка (тогда как для ее взаимодействия с ионами Sr2+ требуется  нагревание).

  1. Окрашивает пламя в желто-зеленый цвет.

Алюминий  

Al3+

  1. Гидроксиды щелочных металлов образуют белый студенистый осадок Al(OH)3, растворимый в кислотах с образованием соли соответствующей кислоты; он также растворим в растворах щелочей с образованием комплексных ионов [Al(OH)4]-:

Al3+ + 3OH-  Al(OH)3         Al(OH)3 + OH-  [Al(OH)4]-

(Гидроксид алюминия проявляет амфотерные свойства)

В отличие от гидроксида цинка, Al(OH)3 не растворяется в NH4OH.

  1. Прокаливание гидроксида алюминия с солью кобальта дает синее  окрашивание  (“тенарову синь” - Со(AlO2)2).
  2. Оксихинолин дает желтый осадок; Ализарин красный S, Хинализарин или Алюминон - красные осадки.       

Хром

Cr 3+

  1. Окислители (например, перманганат калия, пероксид водорода, бромная вода)  превращают зеленые или фиолетовые соединения хрома (III) в соединения хрома (VI)- хроматы СrO42- (желтого цвета) в щелочной среде или дихроматы  Cr2O72- (оранжевого цвета) в кислой среде.
  2. Гидроксиды щелочных металлов образуют серо-голубой осадок Сr(OH)3, проявляющий амфотерные свойства - растворяется в растворах кислот и в избытке щелочей и NH4OH.

Железо

Fe 3+

  1. Гексацианоферрат (II) калия K4[Fe(CN)6] (желтая кровяная соль) образует темно-синий осадок берлинской лазури; чувствительность реакции 0,05 µг Fe3+, предельное разбавление 1:106:

4K4[Fe(CN)6] + 4Fe3+ 12К+ + 4КFeIII[FeII(CN)6]   (а)

  1. Гидроксиды щелочных металлов и NH4OH образуют гидроксид железа (III)  красно-бурого цвета, растворимый в кислотах и нерастворимый в избытке щелочей (отличие от гидроксидов алюминия и хрома). Открываемый минимум - 10 µг железа; предельное разбавление 1:1,6.105.

Fe3+ + 3OH-  Fe(OH)3

  1. Роданид калия или аммония вызывает кроваво-красное окрашивание раствора

FeCl3 + 3NH4SCN  3NH4Cl + Fe(SCN)3

Открываемый минимум - 0,25 µг, предельное разбавление – 1:2.105

Железо

Fe2+

  1. Гексацианоферрат (III) калия K3[Fe(CN)6] (красная кровяная соль) образует темно-синий осадок турнбулевой сини; чувствительность реакции 0,1 µг железа, предельное разбавление 1:5.107 

3K3[Fe(CN)6] + 3Fe2+  3KFeII[FeIII(CN)6] + 6K+   (б)

Недавно было установлено, что берлинская лазурь и турнбулева синь – это одно и то же вещество, т.к. комплексы, образующиеся в реакциях (а) и (б)  находятся  между собой  в равновесии:

KFeIII[FeII(CN)6]  KFeII[FeIII(CN)6]

(В разделе “Железо и его соединения” упомянутые выше реакции (а) и (б)  приведены  в традиционной старой записи).

Цинк

Zn2+

  1. Гидроксиды щелочных металлов образуют белый амфотерный осадок  Zn(OH)2, который растворим в NH4OH c образованием комплексных соединений:

Zn2+ + 2OH-  Zn(OH)2        Zn(OH)2 + 4NH3  [Zn(NH3)4](OH)2

При прокаливании гидроксида цинка с соединениями кобальта образуется  окрашенная в зеленый цвет масса - “ринманова зелень”, представляющая собой цинкат кобальта СоZnO2.

  1. H2S при рН = 2,2 дает белый осадок ZnS

Никель

Ni2+

  1. Гидроксид натрия образует бледно-зеленый студенистый осадок Ni(OH)2; открываемый минимум - 300 µг никеля, предельное разбавление 1:3.105. Осадок растворим в кислотах и в NH4OH и нерастворим в избытке щелочи.
  2. Сероводород не осаждает NiS из сильнокислых растворов; черный осадок сульфида никеля образуется только при рН 4 – 5.
  1. Диметилглиоксим (реактив Чугаева) образует красно-фиолетовый осадок; открываемый минимум - 0,5 µг никеля, предельное разбавление 1:1.106.    

Серебро

Ag+

  1. Соляная кислота дает белый творожистый осадок, растворимый в аммиаке, при подкислении HNO3 аммиачного раствора снова выпадает белый осадок; чувствительность реакции - 0,01 µг Ag+, предельное разбавление 1:105.

Ag+ + Cl- → AgCl

AgCl + 2NH4OH  [Ag(NH3)2]+ + Cl- + 2H2O

 [Ag(NH3)2]+ + Cl- + 2H+ → AgCl + 2NH4+

  1. Сероводород осаждает черный сульфид серебра; открываемый минимум - 1 µг серебра, предельное разбавление 1:5.106.

Медь

Cu2+ 

  1. Растворы солей Сu2+ окрашены в голубой цвет; Cu2+ окрашивает пламя в зеленый цвет.
  2. Сероводород образует черный осадок сульфида меди CuS; открываемый минимум - 1 µг меди, предельное разбавление 1:5.106. Осадок нерастворим в соляной и серной кислотах, но растворяется в горячей конц. НNO3.
  3. Гидроксиды щелочных металлов осаждают  голубой  осадок  Сu(OH)2, который при нагревании дегидратируется и превращается в черный осадок оксида меди CuO:

Cu2+ + 2OH- → Cu(OH)2       Cu(OH)2  CuO + H2O

Открываемый минимум - 80 µг меди, предельное разбавление 1:5.104.
Гидроксид меди растворяется в концентрированных растворах аммиака, образуя аммиакат меди интенсивно синего цвета (реактив Швейцера; растворяет целлюлозу):

Cu(OH)2 + 4NH3 [Cu(NH3)4]2+ + 2OH-




АНИОНЫ

Анион

Реактив, уравнение реакции, признаки присутствия данного аниона,  открываемый  минимум
(чувствительность  реакции)

F- 

  1. AgNO3 не образует осадка, т.к. фторид серебра растворим в воде (в отличие от других галогенидов серебра).
  2. Хлорид кальция дает белый осадок фторида кальция.

Cl- 

  1. В азотнокислой среде AgNO3 дает белый осадок, растворимый в NH4OH. Открываемый минимум - 1 µг Cl-, предельное разбавление  1:105.

Br- 

  1. В азотнокислой среде AgNO3 образует светло-желтый осадок. Чувствительность реакции - 20 µг  Br -, предельное разбавление 1:2.105.
  2. Хлорная вода окисляет бромид-анион до свободного брома, который окрашивает органический растворитель в соломенно-желтый цвет. Фуксин, обесцвеченный гидросульфитом, окрашивается свободным бромом в синий цвет. Чувствительность реакции 50 µг Br-. 2Br- + Cl2  2Cl- + Br2

I-

  1. Нитрат серебра образует темно-желтый осадок AgI, нерастворимый в растворах HNO3, и NH4OH (в отличие от хлоридов и бромидов серебра, растворимых в аммиаке).
  2. Хлорная вода окисляет йодид-анион до йода: 2I- + Cl2 → I2 + 2Cl-
  3. Открываемый минимум - 40 µг I-; предельное разбавление 1:2,5.104 Выделившийся йод можно открыть с помощью крахмала, который окрашивается йодом в синий цвет, или взбалтывая раствор с органическим растворителем, который приобретает красновато-фиолетовую окраску. При прибавлении избытка хлорной воды окраска исчезает, т.к. свободный йод окисляется до бесцветной йодноватой кислоты:

I2 + 5Cl2 + 6H2O 2HIO3 + 10H+ + 10Cl- 

Другие окислители (перманганат калия, дихромат калия и др.) в кислом растворе также окисляют йодид-анион до йода:

Cr2O7 2- + 2I- + 14H+ → 2Cr3+ + 3I2 + 7H2O

2MnO4- + 10I- + 16H+  2Mn2+ + 5I2 + 8H2O

S2-

  1. Хлористоводородная и др. кислоты при взаимодействии с сульфидами  выделяют  сероводород, который имеет запах тухлых яиц:

S2- + 2H+  H2S

  1. Сульфид-анион с катионами многих тяжелых металлов образует разноцветные осадки: ZnS (белый), CdS (желтый), CuS, PbS, NiS (черный), HgS (красный) и др.
  2. Нитропруссид натрия в щелочном растворе дает красно-фиолетовое окрашивание.

SO32-

  1. Йодная  вода или раствор перманганата калия обесцвечивается.
  2. Разбавленные минеральные кислоты выделяют сернистый газ SO2, который обесцвечивает  раствор KMnO4  или йода.

SO42-

  1. Хлорид  бария  дает  белый осадок, нерастворимый в HNO3:

Ba2+ + SO42-  BaSO4

CO32-

  1. Минеральные кислоты разлагают карбонаты (и гидрокарбонаты) с образованием углекислого газа СO2, который с известковой водой образует белый осадок:

CO32- + 2H+ → H2O + CO2           Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3

SiO32-

  1. Минеральные кислоты выделяют гель кремниевой кислоты

СН3СОО-

  1. При растирании в ступке уксуснокислой соли с гидросульфатом калия появляется характерный запах уксусной кислоты (сильная кислота вытесняет из соли слабую):

CH3COOK + KHSO4 → CH3COOH + K2SO4

  1. Хлорид железа (III) дает на холоде интенсивно-красное окрашивание (вследствие гидролиза до основной соли), при нагревании бурый осадок (образуется конечный продукт гидролиза - гидроксид железа (III)).
  2. Этиловый спирт (в присутствии конц. Н2SO4) образует сложной эфир, имеющий специфический фруктовый запах.



Предварительный просмотр:

ЭЛЕКТРОХИМИЧЕСКИЙ  РЯД  НАПРЯЖЕНИЙ  МЕТАЛЛОВ


Li

Cs

K

Ba

Ca

Na

Mg

Al

Zn

Fe

Co

Ni

Sn

Pb

H2

Cu

Ag

Hg

Pt

Au

-3,04

-3,01

-2,92

-2,90

-2,87

-2,71

-2,36

-1,66

-0,76

-0,44

-0,28

-0,25

-0,14

-0,13

0

+0,34

+0,80

+0,85

+1,28

+1,5

Li+

Cs +

K+

Ba2+

Ca2+

Na+

Mg2+

Al3+

Zn2+

Fe2+

Co2+

Ni2+

Sn2+

Pb2+

2 H

Cu2+

Ag+

Hg2+

Pt2+

Au3+

Восстановительная активность металлов (свойство отдавать электроны) уменьшается, а окислительная способность их катионов (свойство присоединять электроны) увеличивается в указанном ряду слева направо.



Предварительный просмотр:

АНОДНЫЙ  ПРОЦЕСС


S2-, I-, Br-, Cl-

Xn- – ne  X0

OH-

4OH- – 4e  O2 + 2H2O

NO3-, CO32-, SO42-, PO43-

2H2O – 4e  O2 + 4H+