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

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)

Характерные реакции на катионы и анионы

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.

Классификация оксидов. 

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.

Химические свойства оксидов.

ОСНОВАНИЯ. КЛАССИФИКАЦИЯ. ПОЛУЧЕНИЕ. СВОЙСТВА.

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

По номенклатуре основания называют гидроксидами:

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.

Химические свойства оснований.

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.

                 HCN                                      циановодородная кислота

Классификация кислот.

Сила кислот:

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

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

Получение кислот.

Химические свойства.

Номенклатура кислот:

СОЛИ. КЛАССИФИКАЦИЯ. ПОЛУЧЕНИЕ. СВОЙСТВА.

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

Классификация солей.

Названия солей.

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

Получение солей.

Химические свойства солей.

Номенклатура солей 

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

2. СО атомов в простых веществах равна нулю (H2,   N2,  Cu,   C…)
3. 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).
4. CО водорода в соединениях (+1), кроме гидридов   -   NaH, KH, CaH2… -(-1)
5. СО кислорода (-2), кроме ОF2  (+2)  и пероксидов   –  Na2O2, H2O2 – (-1).
6. Высшая (наибольшая положительная) степень окисления элемента равна номеру его  группы (№группы)  в периодической  системе,  низшая       -(8 - №группы)
7. 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

2. «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

3.  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

2. Определяют элементы, которые поменяли степень окисления

                                                                         0                -2                                 -1              +6

Cl2  +  H2S  +  H2O  →  HCl  +  H2SO4

3. 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.

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

 восстановителя  H2S) в  левую часть уравнения

4Cl2  +  H2S  +  H2O  →  HCl  +  H2SO4

6.  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