Химия 8-9 класс: схемы, таблицы, справочная информация
учебно-методический материал по химии (8 класс) по теме

Опубликовано 11.06.2013 - 21:30 - Анна Валерьевна Дзенис

Данная разработка представляет собой своеобразную "памятку", которой ученики могут пользоваться в процессе изучения химии в 8 и 9 классах, а в 11 классе она будет полезна для быстрого повторения изученного ранее материала.

Скачать:

Вложение	Размер
himiya_8-9_klass_-_shemy_tablicy_spravochnaya_informaciya.docx	193.17 КБ

Предварительный просмотр:

Анна Валерьевна Дзенис

ХИМИЯ 8 – 9 класс:

схемы, таблицы, справочная информация

Дзенис А.В. , учитель химии

ЧАСТЬ 1 « ПЕРВОНАЧАЛЬНЫЕ ХИМИЧЕСКИЕ ПОНЯТИЯ»

 1  Массовая доля элемента в веществе

Пусть БХГY - формула любого бинарного соединения,

ω % – массовая доля , тогда:

, .

 2  Названия бинарных соединений

II II III

ЭxОy – оксиды ЭxSy – сульфиды ЭxNy – нитриды

I I I

ЭxCly – хлориды ЭxBry – бромиды ЭxFy – фториды

ЭxIy – иодиды

 3  Валентность некоторых элементов в химических соединениях

Валентность	Химические элементы с постоянной валентностью
I	H, Na, K, Li, Rb, Cs, F
II	O, Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Zn
III	B, Al

 4  Количество вещества

n – количество вещества (моль)

1 моль содержит 6 · 1023 частиц (число Авогадро)

М – молярная масса

, где m – масса вещества, m = М · n ;

 5  Простые вещества, молекулы которых двухатомны:

N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2, H2

 6  Газовые законы

а) DБ (А) - относительная плотность газа А по газу Б

б) Vm – молярный объём газа, Vm= 22,4 л/моль при н. у

, где V - объём газа; Mr ср. (воздуха) =29

 7  Типы химических реакций

а) А + Б АХБY (реакция соединения),

б) АХБY А + Б (реакция разложения),

в) АХБY + Г ГХБY + А (реакция замещения),

г) АХБY + ВХГY АХГY + ВХБY (реакция обмена).

 8  Схема решения базовых задач

В задачах такого типа обычно известна одна из следующих величин:

m(А) – масса вещества А, n(А) – количество вещества А,

V(А) – объем газа А.

По условию задачи нужно найти одну из величин:

m(В) – масса вещества В, n(В) - количество вещества В,

V(В) – объем газа В.

Вещества А и В связаны между собой уравнением реакции.

 9  Растворы. Массовая доля растворенного вещества

I.Приготовление растворов с определенной массовой долей растворенного вещества (w% (А))

w% (А) = , где «А» - растворенное в-во,

m (А) – масса растворенного в-ва, m (р-ра А) – масса раствора в-ва «А»

m(р-ра) = m(A) + m(Н2О)

а) m(A) = ; б) m(р-ра А) =

II. Задачи на разбавление, «концентрирование» и смешение растворов.

А). разбавление раствора

р-р А 1 + Н2О р-р А2

характеристики р-ра 1 : характеристики р-ра 2 :

m (р-ра А1) m (р-ра А 2)

m (А1) m (А2)

w% (А1) w% (А2)

Закономерность: а) m (А1) = m (А2)

б) m (р-ра А2) = m (р-ра А1) + m (Н2О) ,

Б) «концентрирование» раствора

р-р А 1 + р-р А 2

характеристики р-ра 1 : характеристики р-ра 2 :

m (р-ра А1) m (р-ра А 2)

m (А1) m (А2)

w% (А1) w% (А2)

	название кислоты	формула	кислотный остаток	название
с и л ь н ы е	азотная	НNO3	_I _ NO3	нитрат
	соляная	HCl	I_ Cl	хлорид
	серная	H2SO4	II_ SO4	сульфат
	бромоводородная	HBr	I_ Br	бромид
	иодоводородная	HI	I_ I	иодид
с л а б ы е	сероводородная	H2S	II_ S	сульфид
	сернистая	H2SO3	_ II__ SO3	сульфит
	азотистая	НNO2	__I _ NO2	нитрит
	угольная	H2СO3	II СO3	карбонат
	кремниевая	H2SiO3	_II_ SiO3	силикат
	ортофосфорная	H3РO4	Ш РO4	ортофосфат

Закономерность: а) m (А2) = m (А1) +

б) m (р-ра А2) = m (р-ра А1) +

В) «СМЕШЕНИЕ» РАСТВОРОВ

р-р А 1 р-р А 2 р-р А 3

характеристики р-ра 1 : характеристики р-ра 2 : характеристики р-ра 3 :

m (р-ра А1) m (р-ра А 2) m (р-ра А 3)

m (А1) m (А2) m (А3)

w% (А1) w% (А2) w% (А3)

Закономерность: а) m (А3) = m (А1) + m (А 2)

б) m (р-ра А3) = m (р-ра А1) + m (р-ра А 2) ,

ЧАСТЬ 2 «Основные классы неорганических веществ»

 1  Классификация неорганических веществ а) Оксиды – это сложные вещества, состоящие из двух химических

элементов, один из которых кислород (ЭхОy).

б) Основания - сложные вещества, в состав которых входят атомы

металлов, соединенные с одной или несколькими гидроксогруппами.

в) Кислоты – сложные вещества, которые состоят из атомов водорода,

способных замещаться на атомы металлов, и кислотных остатков

г) Соли - сложные вещества, образованные атомами металлов и

кислотными остатками.

 2  Классификация оксидов

 3  Химические свойства оксидов

 4  Химические свойства оснований

 5  Получение оснований

нерастворимое основание:

щелочь + р-р соли новая соль + новое основание ()

щелочь:

а) Н2О + активный металл щелочь + Н2

б) Н2О + оксид активного металла щелочь

 6  Ряд активности металлов

Li, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb (H2)

химическая активность уменьшается

(H2) Cu, Hg, Ag, Pt, Au

химическая активность уменьшается

 7  Химические свойства кислот

!!! карбонат + кислота СО2  + Н2О + новая соль.

сульфит + кислота SО2  + Н2О + новая соль.

сульфид + кислота Н2S  + Н2О + новая соль

 8  Особые свойства некоторых кислот (9 класс)

1) Взаимодействие конц. H2SO4 с малоактивными металлами

(Cu, Ag, Hg):

конц. H2SO4 + Ме cоль + SO2 + H2O

2) Взаимодействие HNO3 с металлами:

Ме

HNO3

активные Ме

(Ca, Mg, Zn)

Fe, Ni, Cr

малоактивные (Cu, Ag, Hg)

благородные

(Au, Os, Ir)

разбавленная

HNO3

N2O, N2 , NH4NO3

N2O, NO , NO2

не реагируют

конц. HNO3

не реагируют

NO2

не реагируют

 9  Получение кислот

А) нерастворимая кислота:

р-р соли + кислота новая кислота  + новая соль

Б) растворимая кислота:

а) кислотный оксид + Н2О кислота

б) взаимодействие водорода с некоторыми неметаллами

( с последующим растворением продукта в воде)

 10  Классификация солей

средние кислые основные двойные

Na3PO4 Na2HPO4 Mg(OH)Cl K2NaPO4

NaH2PO4

 11  Химические свойства солей

ПРАВИЛО: Каждый предыдущий металл вытесняет последующий металл из раствора его соли.

 12  Особые свойства некоторых солей (9 класс)

1) Сульфаты: SO42- + Ba2+ BaSO4 

2) Хлориды: Cl- + Ag+ AgCl 

3) Нитраты: разлагаются при нагревании

Ме левее Mg

MeNO2 + O2

MeNO3 Ме между Mg и Cu

MeO + NO2 + O2

Ме правее Cu

Me + NO2 + O2

4) Карбонаты:

а) разложение при нагревании (кроме карбонатов щелочных Ме):

МеСО3 t МеО + СО2

б) превращение в гидрокарбонат:

карбонат + СО2 + Н2О гидрокарбонат

в) превращение гидрокарбоната в карбонат:

- при нагревании: гидрокарбонат карбонат + СО2 + Н2О

- действие щелочи:

гидрокарбонат + щелочь карбонат + Н2О

5) Соли аммония:

а) разложение при нагревании,

б) взаимодействие со щелочью:

соль аммония + щелочь NH3 + H2O + новая соль

13 Генетическая взаимосвязь между основными классами

неорганических веществ

Простые вещества

Металлы Неметаллы

+ О2

+ О2 + О2

основной амфотерный кислотный

оксид оксид оксид

+ Н2О to - Н2О to - Н2О + Н2О

щелочь нераствор. амфотерный кислота

(для оксидов основание гидроксид (кроме SiO2 )

активных Ме)

СОЛЬ

ЧАСТЬ 3 «ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН. СТРОЕНИЕ АТОМА.

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА»

 1  Изменение свойств веществ в периоде и главной подгруппе

(по ПСХЭ)

А) В периоде:

простые Ме свойства ослабевают

вещества не Ме свойства усиливаются

оксиды и основные свойства ослабевают

гидроксиды кислотные свойства усиливаются

Б) В главной подгруппе:

 2  Состав атома

А Т О М

ЯДРО ЭЛЕКТРОНЫ

(е ; Z(e ) = -1;

р 0n m(e ) в 1840 раз  m( +1р) )

3  Физический смысл порядкового № элемента, № периода и

№ группы в ПСХЭ Д.И.Менделеева.

порядковый Z ядра число общее

№ элемента = (численно) = протонов в ядре = число е- в

атоме

№ периода = число энергетических уровней в атоме

№ группы = число валентных электронов

энергетический уровень - электроны, обладающие  одинако-

вым запасом энергии

валентные электроны - наиболее слабо связанные с ядром

электроны

4  Состояние электронов в атоме * )

А) электронная орбиталь — область пространства вокруг ядра, где

вероятность нахождения электрона наибольшая.

s – орбиталь (1); p – орбиталь (3); d – орбиталь (5); f - орбиталь (7)

Б) принципы заполнения атомных орбиталей (АО)

— принцип наименьшей энергии: сначала заполняются орбитали с

меньшей энергией

— принцип ПАУЛИ: на каждой орбитали может находиться не более

2-х электронов

— правило ГУНДА: если орбитали имеют равную Е, то сначала на

них располагается по одному электрону

В) последовательность заполнения АО

1s  2s  2p  3s  3p  4s  3d  4p  5s  4d  5p  6s  4f  5d  6p  7s  5f  6d  ...

 5  Периодичность как закономерное воспроизведение и

изменение строения электронной оболочки

(для элементов главных подгрупп)

А) В периоде:

сходство: заполняется один и тот же энергетический уровень

различия: Z ядра ; число валентных е- ; R атома

облегчается процесс присоединения электронов атомами;

неМе св-ва усиливаются

Б) В главной подгруппе:

сходство: одинаковое число валентных электронов

различия: Z ядра ; общее число е-. ;

число энергетических уровней ; R атома ;

облегчается процесс отдачи валентных электронов

атомами, Ме св-ва усиливаются

 6  План характеристики элемента

I. Положение элемента в ПС

 порядковый номер, символ элемента, относительная атомная масса

 № периода, № группы, подгруппа

II. Состав атома

 Z ядра,

 число протонов и нейтронов в ядре

III. Строение атома элемента

 общее число электронов, число энергетических уровней,

 схема строения атома, число валентных электронов

 электронная конфигурация *)

IV. Сравнение с соседями по периоду и подгруппе (Rат)

V. Простое вещество, формулы и характер соединений

 простое вещество

 формула летучего водородного соединения

 формула и характер высшего оксида

 формула и характер гидроксида

 написать 3 уравнения реакций, характеризующих химические

свойства высшего гидроксид.

 7  Электроотрицательность (ЭО)

А) Ряд электроотрицательности (ЭО) неметаллов

Si , As , H , P , C , Se , J , S , Br , Cl , N , O , F .

ЭО увеличивается

Б) Zя , R ат , ЭО

в периоде

Zя

R ат в главной

подгруппе

ЭО

 8  Виды химической связи

А) Ковалентная - осуществляется парой электронов

неполярная полярная

(электронная плотность распределена (общая электронная пара

симметрично относительно ядер смещена к атому с большей

взаимодействующих атомов) ЭО)

ЭО (А) = ЭО (А) ЭО (А) < ЭО (Б)

(где А, Б – неметаллы)

Б) Ионная - связь между ионами, осуществляемая за счет

электростатического притяжения.

ЭО (А) << ЭО (Б) (где А – Ме, Б – неМе)

В) Металлическая - связь между катионами металла и

обобществленными валентными

электронами («электронный газ»).

 9  Кристаллические решетки

 10  Степень окисления

А) Окисление — процесс отдачи электронов.

Восстановление — процесс присоединения электронов;

Окислитель — элемент, присоединяющий электроны.

Восстановитель — элемент, отдающий электроны.

Б) Степень окисления — это условный заряд, который возник бы

на атоме, если бы обобщенные

электроны были полностью смещены к более ЭО атому.

При окислении степень окисления повышается.

При восстановлении степень окисления понижается.

В) тах (+) c.о. = № группы (число валентных электронов)

( - ) с.о. = № группы - 8

(для элементов главных подгрупп определяется числом

электронов, которых не хватает атому для завершения внешне-

го энергетического уровня).

Г) C.о. элемента в простом веществе = 0.

 С.о. всех атомов в молекуле = 0.

 11  Окислительно - восстановительные реакции (ОВР)

А) ОВР - химические реакции, которые сопровождаются

изменением степеней окисления элементов вследст-

вие перераспределения электронов между атомами.

Б) Составление уравнений ОВР:

- записать формулы исходных веществ и продуктов реакции,

- определить СО элементов, подчеркнуть элементы,

изменившие СО в ходе реакции

- составить схему электронного баланса,

- на основе электронного баланса расставить коэффициенты,

уравнять число атомов элементов, не изменивших СО,

- обозначить окислитель, восстановитель.

 12  Зависимость свойств вещества от его строения

ЧАСТЬ 4 «СВОЙСТВА НЕОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ»

О С О Б Е Н Н О С Т И С Т Р О Е Н И Я И С В О Й С Т В М Е Т А Л Л О В и И Х С О Е Д И Н Е Н И Й

Щелочные металлы

Металлы II группы гл п/гр

Алюминий

Железо

Особенности строения атомов

а) ns1 с.о.= +1

Rат и восст.св-ва

б) Li увеличиваются Cs

а) ns2 с.о. = +2

Rат и восст.св-ва

б) Ве увеличиваются Ва

…3s23p1 с.о. = +3

…. 4s23d6 с.о. = +2, +3

Изменение металлических свойств

С увеличением Zядра уменьшается Rатома

Восстановительные свойства уменьшаются

Физич. св-ва

простых в-в

Мягкие металлы, режутся ножом

Отличаются от щелочных металлов большей твердостью

Легкий, пластичный, обладает высокой тепло- и электропроводностью

Серый мягкий ковкий металл, α-железо обладает магнитными свойствами

Химические свойства простых веществ

1) Очень активны, хранят под

слоем керосина.

2) Реагируют с О2, галоге-

нами, N2, S, Н2, Н2О,

НCl (разб).

3) Только Li образует оксид

при взаимодействии с

кислородом, остальные -

пероксиды.

1) Кальций хранят под слоем

керосина.

2) Реагируют с О2, галогенами, N2,

S, Н2, Н2О (кроме Ве), НCl,

H2SO4 (разб).

3) Мg, Са могут восстанавливать

некоторые металлы из их оксидов

и солей.

4) Ве растворяется в щелочах.

1) Поверхность покрыта защитной

оксидной пленкой.

2) Реагирует с О2, галогенами, N2, S, Н2О,

НCl , Fe3О4 , р-ры солей.

3) Взаимодействие с водой (после снятия

оксидной пленки):

2 Al + 6 Н2О → 2 Al(ОН)3 + 3 Н2

4) Взаимодействие со щелочью:

2 Al + 2 NaOH + 6 H2O →

→ 2 Na[Al(OH)4] + 3 Н2

5) Пассивируется в конц. H2SO4 и HNO3

1) Fe0 → Fe2+ при взаимодействии с

S, НCl, H2SO4 (оч. разб), р-рами солей;

2) Fe0 → Fe3+ при взаимодействии с

О2, Cl2, H2SO4 и HNO3.

3) Взаимодействие с водой:

3 Fe + 4 Н2О → Fe3О4 + 4 H2

4) Коррозия:

4 Fe + 3 О2 + 6 Н2О → 4 Fe(ОН)3

5) Пассивируется в конц. H2SO4 и HNO3 .

Получение простых в-в

Электролиз расплавов солей (хлоридов)

Мg, Са, Sr - электролизом

расплавов солей (хлоридов)

Электролиз Al2O3 в расплаве криолита:

2 Al2O3 эл. ток 4 Al + 3 O2

в расплаве Na3[AlF6]

Восстановление водородом или оксидом углерода (II) из Fe2O3

Свойства оксидов

Э2О – основные оксиды

а) ВеО – амфотерный оксид,

б) МgO, СаО, SrO, BaO – основные

оксиды

Al2O3 - амфотерный оксид, реагирует и с кислотами и с щелочами:

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

б) Al2O3 + 2 NaOH → 2 NaAlO2 + H2O

(сплавление)

1) FeО – основный оксид

2) Fe2О3 – преобладают основные свойства

Свойства гидроксидов

ЭОН - щелочи

а) Ве(ОН)2 – амфотерный гидроксид,

б) Мg(ОН)2 – нерастворимое

основание,

в) Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ba(ОН)2 –

щелочи

Al(ОН)3 - амфотерный гидроксид, реагирует и с кислотами и с щелочами:

Al(ОН)3 + NaOH → Na[Al(OH)4]

1) Fe(ОН)2 - нерастворимое основание,

легко окисляется на воздухе:

4 Fe(ОН)2 + О2 + 2 Н2О → 4 Fe(ОН)3

2) Fe(ОН)3 – амфотерен с преобладанием

основных свойств

О С О Б Е Н Н О С Т И С Т Р О Е Н И Я И С В О Й С Т В Н Е М Е Т А Л Л О В

Углерод и кремний

Азот и фосфор

Кислород и сера

Галогены

Особенности строения атомов

ns2nр2 с.о.= - 4, 0, + 2, + 4

с.о. (N) = - 3, 0, +1, +2, +4, +5

ns2 nр3 с.о. (Р) = - 3, 0, +3, +5

с.о.(О) = -2, (-1 в перекисях), 0

ns2 nр4 с.о.( S) = -2, 0, +4, +6

ns2 nр5 с.о.( F) = -1, 0

с.о.( Сl, Br, I) = -1, 0, +1, +3, +5, +7

Изменение неметаллических свойств

С увеличением Zядра уменьшается Rатома

Окислительные свойства усиливаются

Физические свойства

простых в-в

Аллотропные модификации углерода:

- графит (sp2),

- алмаз (sp3),

- карбин (sp)

а) Азот – б\ц газ, 78% в воздухе;

б) Аллотропные модификации

фосфора: - белый (Р4);

- красный;

- черный

а) Аллотропные модификации

кислорода: О2 и О3 (газы)

б) Аллотропные модификации серы:

- ромбическая (желтая, S8)

- пластическая (коричневая, Sn)

а) F2, Сl2 - газы желто-зеленые,

б) Br2 - бурая жидкость,

в) I2 - темно-серые кристаллы

Химические свойства простых веществ

1) Углерод:

а) реагирует со F2, О2, S, Н2, Al, Ca.

б) С + Н2О ↔ СО + Н2

(пар)

2) Кремний:

а) реагирует со F2, О2, С, Li, Mg, Ca.

б) растворяется в щелочах:

Si + 2 NaOH + Н2О → Na2SiO3 + Н2

1) Азот:

реагирует со F2, О2, Н2, Li, Ca

N2 + О2 ↔ 2 NO

N2 + 3 F2 → 2 NF3

N2 + 3 Н2 ↔ 2 NН3 (аммиак)

2) Фосфор:

а) реагирует со F2, О2, Ca

б) P+5HNO3 →H3PO4 +5NO2 + Н2О

1) Кислород и сера (как окислители)

реагируют со многими Ме, Н2.

2) Сера как восстановитель:

а) S + О2 → SО2

б) S + 3 F2 → SF6

в) S + 2 H2SО4(конц) → 3 SО2 + 2 Н2О

1) Взаимодействуют со многими Ме,

Н2 , Р.

2) Реагируют с водой (кроме иода):

а) 2 F2 + 2 Н2О → 4 НF + О2

б) Сl2 + Н2О ↔ НСlО + НСl

3) Более активный галоген вытесняет

менее активный из раствора его

соли

Получение простых в-в

Кремний:

а) SiO2 + 2 C t Si + 2 CO

б) SiO2 + 2 Mg t Si + 2 MgO

1) Азот:

а) из жидкого воздуха (в пр-ти);

б) NH4NO2 t N2 + 2 Н2О

2) Фосфор:

5 С + 3 SiO2 + Ca3(PO4)2 t

5 CO + 3 CaSiO3 + 2 P

Кислород:

а) из жидкого воздуха (в пр-ти);

б) 2 Н2О2 MnO2 2Н2О + О2

в) 2 КMnO4 t К2MnO4 + О2 + MnO2

1) F2 - электролиз жидкого НF

2) Хлор:

а) MnO2 + 4 НСl → MnСl2 + Сl2 +2Н2О

б) 2NaCl + 2Н2ОЭл. ток 2NaОН +Н2 + Сl2

О С О Б Е Н Н О С Т И С В О Й С Т В С О Е Д И Н Е Н И Й Н Е М Е Т А Л Л О В

Соединения

углерода и кремния

Соединения

азота и фосфора

Соединения

кислорода и серы

Соединения

галогенов

Водородные соединения

1) СН4 - метан - не проявляет

кислотно- основных свойств;

горит:

СН4 + 2 О2 → СО2 + 2 Н2О

2) SiН4 - силан – сильный

восстановитель

SiН4 + 2 О2 → SiО2 + 2 Н2О

1) NН3 – газ б\ц, с характерным запахом,

в водном растворе – основание:

а)NН3 + Н2О ↔NН3 ·Н2О ↔NН4+ + ОН-

б) NН3 + кислота → соль аммония

NН3 – восстановитель:

4 NН3 + 3 О2 → 2 N2 + 6 Н2О

4 NН3 + 5 О2 кат 4 NО + 6 Н2О

2) РН3 – фосфин: не реагирует с водой,

сильный восстановитель,

менее сильное основание, чем NН3

1) Н2О – амфотерный оксид,

2) Н2S – газ б\ц, с характерным

запахом, в водном растворе –

слабая кислота;

восстановитель:

а) 2 Н2S + 3 О2 → 2 SО2 + 2 Н2О

(сгорание на воздухе)

б) 2 Н2S + О2 → 2 S + 2 Н2О (на свету)

(насыщ)

1) Водные растворы этих веществ

проявляют общие свойства кислот.

2) HF – HCl – HBr – HI

Сила кислот растет

3) Особенности:

а) 6HCl + 2НNО3 → 2NО + 3Сl2 + 4Н2О

(конц) (конц)

б) 4 HCl + О2 → 2 Н2О + Сl2

(t, kat)

Изменение св-в водородных соединений

Основные свойства водородных соединений о с л а б е в а ю т , а кислотные - у с и л и в а ю т с я

Оксиды

1) СО – «угарный газ» - ядовит, несолеобразующий оксид, сильный восстановитель:

2 СО + О2 → 2 СО2

СО + CuО → Cu + СО2

2) СО2 – «углекислый газ»,

свойства кислотного оксида,

окислитель:

СО2 + С → 2 СО

СО2 + 2 Mg → С + 2 MgО

3) SiО2 – кислотный оксид,

не реагирует с водой

1) N2О, NО - несолеобразующие оксиды,

реагируют как с окислителями, так и с

восстановителями:

а) 2 NО + О2 → 2 NО2

б) 2 NО + 2 SО2 → N2 + 2 SО3

2) N2О5 , Р2О5 - кислотные оксиды

3) NО2 , N2О5 - сильные окислители:

а) 4 NО2 + О2 + 2 Н2О → 4 НNО3

б) Оба оксида реагируют с медью с

образованием CuО и N2

1) SО2 и SО3 - кислотные оксиды

2) SО2 - газ б\ц, с резким запахом,

окислительно-восстановительная

двойственность:

а) 2 SО2 + О2 → 2 SО3

б) SО2 + 2 Н2S → 3 S + 2 Н2О

1) Сl2О – разлагается на свету;

сильный окислитель;

кислотный оксид,

Сl2О + Н2О → 2 HClO

2) Сl2О7 - окислитель;

кислотный оксид,

Сl2О7 + Н2О → 2 HClO4

Высшие гидроксиды

Н2СО3 и Н2SiО3 - слабые

кислоты

1) Н3РО4 – кислота средней силы;

2) НNО2 – слабая кислота, о-в свойства;

3) НNО3 - сильная кислота, сильный

окислитель, особенности:

а) + Ме → водород НЕ выделяется!

б) конц НNО3 пассивирует Al, Cr, Fe

1) Н2SО3 (SО2 · Н2О) – слабая кислота;

2) Н2SО4 - сильная кислота в разб.

р-ре; сильный окислитель в конц.

р-ре, особенности:

конц Н2SО4 пассивирует Ве, Мg, Fe

1) a) HClO - слабая кислота;

б) HClO3 , HClO4 - сильные кислоты

2) HClO, HClO3 , HClO4 - окислители

Изменение св-в

оксидов и гидроксидов

К и с л о т н ы е свойства о к с и д о в и г и д р о к с и д о в у с и л и в а ю т с я

Распознавание ионов

определяемая частица	реактив	результат
Н+	универсальный индикатор	красный цвет
ОН-	а) универсальный индикатор б) фенолфталеин	→ синий цвет → малиновый цвет
SO42-	Ba2+	Ba2+ + SO42- → BaSO4↓ (белый)
Cl-	Ag+	Ag+ + Cl- → AgCl ↓ (белый творожистый)
I-	Ag+	Ag+ + I- → AgI↓(желтый)
Br-	Ag+	Ag+ + Br- → AgBr↓(желтоватый)
F-	Ca2+	Ca2+ + 2 F- → CaF2↓ (белый)
CO32-	Н+	2 Н+ + CO32- → СО2 ↑ + Н2О
РО43-	Ag+	3 Ag+ + РО43- → Ag3РО4 ↓ (желтый)
Аl3+ (аналогично Zn2+)	ОН-	а) Аl3+ + 3 ОН- → Аl(ОН)3 ↓ б) Аl(ОН)3 + ОН- → Аl(ОН)4- (растворение осадка в избытке щелочи)
Сu2+	ОН-	Сu2+ + 2 ОН- → Сu(ОН)2 ↓ (синий)
NH4+	ОН-	NH4+ + ОН- → NH3 ↑ + Н2О (резкий запах)

ЧАСТЬ 5 « ОСНОВНЫЕ ТИПЫ расчетных ЗАДАЧ»

Задачи,

когда одно из исходных веществ взято в избытке

Особенность задач данного типа: известны массы (или объемы) двух исходных веществ.

Последовательность действий :

Находят количество (n) каждого из двух исходных веществ.

2 . По коэффициентам в уравнении реакции определяют, какое из исходных веществ взято в избытке.

А1 + А2 → Б

n(А1)по коэф . n(А1)по коэф.

Пусть n(А1)необх = х, тогда

А1 + А2 → Б

n(А1)по коэф . n(А2)по коэф.

х n(А2)по условию

х• n(А2)по коэф = n(А1)по коэф • n(А2)по усл

х= n(А1)по коэф · n(А2)по усл : n(А2)по коэф

Если n(А1)необх < n(А1)по условию , то вещество А1 взято в избытке.

Если n(А1)необх > n(А1)по условию , то вещества А1 недостаточно для взаимодействия с количеством другого исходного вещества (А2), то есть в избытке взято вещество А2.

- под формулами исходных веществ

(А1 и А2) указываем количества

этих веществ по коэффициентам

в уравнении (n(А1)по коэф .и

n(А2)по коэф.);

- принимаем за «х» количество

одного из исходных веществ,

например А1, необходимое для

взаимодействия с количеством

другого исходного вещества (А2),

заданным по условию задачи;

- составляем и решаем пропорцию

относительно «х»;

- так как «х» - это n(А1)необх ,

сравниваем количество вещества

А1 необходимое (найденное из

пропорции) с количеством

вещества А1, заданным по

условию задачи

3 .Дальнейшие вычисления ведут по второму веществу.

«Комбинированные» задачи

(Вычисление массы (количества вещества или объема) продукта реакции, если для его получения дан раствор с определенной массовой долей исходного вещества, и обратные задачи)

Особенность задач данного типа: известны два из следующих данных:

1 тип 2 тип

𝝎% (А) m (р-ра А) m (В)

исходный р-р продукт

3 тип

Дано: Найти:

m(А) =

1 тип преобразуя (*) по схеме решения (*)

формулу базовых задач

𝝎% (А)=

(*)

2 тип по схеме решения по формуле (*)

базовых задач

m(р-раА) =

(*)

3 тип по схеме решения преобразуя (*)

базовых задач формулу

Схемы решения задач «на выход продукта»

Особенность задач данного типа: известны два из следующих данных:

1 тип 2 тип

m (или V) m (или V)  продукта

исходного вещества продукта реакции

практическая

3 тип

Дано: Найти:

η (пр-та)= m(пр-та практич) ۰ 100%

m(пр-та теоретич)

1 тип (*)

по схеме решения по формуле (*)

базовых задач

m(пр-та теор) =

2 тип преобразуя (*) по схеме решения (*)

формулу базовых задач

(*)

m(пр-та практич) =

3 тип по схеме решения преобразуя (*)

базовых задач формулу

Схемы решения задач «на примеси»

Особенность задач данного типа: известны два из следующих данных:

1 тип 2 тип

m (или V) m (или V) w% (примесей)

исходного вещества продукта реакции в исходном веществе

с примесями

3 тип

Дано: Найти:

1 тип

как разность

составляем и

по схеме решения решаем

базовых задач пропорцию (*)

(*)

Дано: Найти:

2 тип как разность

составляем и

решаем пропорцию

(*)

по схеме решения

базовых задач

(*)

Дано: Найти:

как разность по схеме решения

3 тип

составляя и решая базовых задач

пропорцию

(*)

По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Мне нравится

Навигация

Библиотека

Химия 8-9 класс: схемы, таблицы, справочная информация
учебно-методический материал по химии (8 класс) по теме

Скачать:

Предварительный просмотр:

По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Портфолио школьного библиотекаря: методические рекомендации, справочная информация.

Справочная информация по биологии (6 класс)

Справочная информация

Мастер-класс. Структурно-логические технологиии(применение на уроках биологии схем,таблиц, разноуровневых заданий).

Команды получения справочной информации об объекте. Возможности команды Массив

справочная информация и ресурсы

Местоимение в английском языке в схемах и таблицах. Справочный материал.

Навигация

Библиотека

Химия 8-9 класс: схемы, таблицы, справочная информацияучебно-методический материал по химии (8 класс) по теме

Скачать:

Предварительный просмотр:

По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Портфолио школьного библиотекаря: методические рекомендации, справочная информация.

Справочная информация по биологии (6 класс)

Справочная информация

Мастер-класс. Структурно-логические технологиии(применение на уроках биологии схем,таблиц, разноуровневых заданий).

Команды получения справочной информации об объекте. Возможности команды Массив

справочная информация и ресурсы

Местоимение в английском языке в схемах и таблицах. Справочный материал.

Химия 8-9 класс: схемы, таблицы, справочная информация
учебно-методический материал по химии (8 класс) по теме