"Готовимся к экзамену по химии"
материал для подготовки к егэ (гиа) по химии (9 класс)

Слайд 1

Методическое пособие «Готовимся к экзамену по химии» 9 класс Составитель : учитель химии МБОУ СОШ №12 Нечаева Г.М.

Слайд 2

Повтори формулы и понятия

Слайд 3

Массовая доля(ω) компонента в смеси: Объёмная доля(φ) компонента в газовой смеси: Массовая доля(ω) растворённого вещества: ω(чистого вещества)=1- ω(примесей)

Слайд 4

Массовая доля(η) выхода продукта реакции: Объёмная доля( η ) выхода продукта реакции: Молярная концентрация( C ): n – количество вещества(моль, кмоль, моль, тмоль) m – масса(г, кг, мг, т) V – объём(л, , мл)

Слайд 5

Количество вещества - это физическая величина, прямо пропорциональная числу частиц, составляющих данное вещество и входящих во взятую порцию этого вещества. Единица количества вещества - моль - отвечает такому количеству вещества, которое содержит 6,02·10 23 частиц этого вещества (число Авогадро ). Если числу Авогадро приписать единицу измерения моль −1 , то получится физическая константа - постоянная Авогадро ( обозначение N А ): N А =6,02·10 23 моль −1

Слайд 6

МОЛЬ - это КОЛИЧЕСТВО ВЕЩЕСТВА, равное 6,02 . 10 23 структурных единиц данного вещества – молекул (если вещество состоит из молекул), атомов (если это атомарное вещество), ионов (если вещество является ионным соединением). 1 моль (1 М) воды = 6 . 10 23 молекул Н 2 О, 1 моль (1 М) железа = 6 . 10 23 атомов Fe, 1 моль (1 М) хлора = 6 . 10 23 молекул Cl 2 .

Слайд 7

Масса одного моля вещества называется МОЛЯРНОЙ МАССОЙ . Она обозначается буквой М и имеет размерность г/моль. Количество молей вещества n находят из отношения массы m этого вещества (г) к его молярной массе М (г/моль ). Молярная масса М – постоянная величина для каждого конкретного вещества .

Слайд 8

Справедлива формула, объединяющая основные расчёты с количеством вещества:

Слайд 9

Проверь себя! Формула вещества M N ν m V CaCO 3 ? ? 2 моль ? - MgO ? ? ? 4 г - NO газ - 3,01 • 10²³ ? ? ? H 2 S газ ? ? ? ? 5,6 л

Слайд 10

Расчеты по уравнению химической реакции

Слайд 11

Мольные соотношения участников реакции Рассмотрим уравнение реакции образования воды из простых веществ: 2H 2 + O 2 = 2H 2 O Можно сказать, что из двух молекул водорода и одной молекулы кислорода образуется две молекулы воды. С другой стороны, эта же запись говорит о том, что для образования каждых двух молей воды нужно взять два моля водорода один моль кислорода. Мольное соотношение участников реакции помогает производить важные для химического синтеза расчеты. Рассмотрим примеры таких расчетов.

Слайд 12

Задача Определим массу воды, образовавшуюся в результате сгорания водорода в 3,2 г кислорода. Чтобы решить эту задачу, сначала необходимо составить уравнение химической реакции и записать над ним данные условия задачи. Если бы мы знали количество вещества вступившего в реакцию кислорода, то смогли бы определить количество вещества воды. А затем, рассчитали бы массу воды, зная ее количество вещества и молярную массу . Чтобы найти количество вещества кислорода, нужно массу кислорода разделить на его молярную массу. Молярная масса численно равна относительной молекулярной массе . Для кислорода это значение составляет 32. Подставим в формулу: количество вещества кислорода равно отношению 3,2 г к 32 г/моль. Получилось 0,1 моль. Для нахождения количества вещества воды оставим пропорцию, используя мольное соотношение участников реакции: на 0,1 моль кислорода приходится неизвестное количество вещества воды, а на 1 моль кислорода приходится 2 моля воды. Отсюда количество вещества воды равно 0,2 моль. Чтобы определить массу воды, нужно найденное значение количества воды умножить на ее молярную массу, т.е. умножаем 0,2 моль на 18 г/моль, получаем 3,6 г воды.

Слайд 13

Расчеты по термохимическим уравнениям. Вычисление количества теплоты по известной массе вещества. Пример. По термохимическому уравнению 2С u + О 2 = 2С u О + 310 кДж вычислите количество теплоты, выделяющейся в результате окисления порции массой 16 г.

Слайд 14

Последовательность выполнения действий Оформление решения задачи С помощью соответствующих обозначений запишем условие задачи, найдем молярную массу вещества, о котором идет речь в условии задачи Дано: m С u )=16г Q реакции =310кДж Q =? M(Cu)=64 г/моль Найдем количество вещества, масса которого дана в условии задачи Решение: n ( Cu )= =0, 25 моль Запишем термохимическое уравнение реакции 2С u +О 2 =2С u О+ 310 кДж Над формулами веществ надпишем сведения о количестве вещества, найденном из условия задачи, а под формулой — соотношение, отображаемое уравнением реакции 0,25 моль ? кДж 2С u + О 2 = 2СиО + 310 кДж 2 моль Вычислим количество вещества, массу которого требуется найти. Для этого составим пропорцию = откуда х=38,75. Следовательно, Q =38,75 кДж Запишем ответ Ответ: Q= 3 8 ,75 кДж

Слайд 15

Вычисление массы вещества в растворе по массе раствора и массовой доле растворенного вещества Пример. Вычислите массу гидроксида натрия, необходимого для приготовления 400 г 20%-го раствора гидроксида натрия.

Слайд 16

Последовательность выполнения действий Оформление решения задачи С помощью соответствующих обозначений запишем условие задачи. Выразим массовую долю вещества с помощью десятичной дроби (для этого значение массовой доли, выраженной в процентах, поделим на 1ОО, перенеся запятую на два знака влево) Дано: m р.ра ( NaOH )=400г wNaOH )=20%, или 0,2 ------------------- m в- ва (NaOH) =?г Запишем формулу для расчета массовой доли вещества в растворе Решение: w= Преобразуем данную формулу для расчета массы вещества m в-ва = m р-ра • w Подставим цифровые данные в эту формулу и произведем расчет m в.ва (МаОН)=400г•0,2=80 г Запишем ответ Ответ: m в.ва (МаОН)=80 г

Слайд 17

Расчет по химическому уравнению объемных отношений газов Пример. Вычислите объем кислорода, необходимого для сжигания порции ацетилена объемом 50 л.

Слайд 18

Последовательность выполнения действий Оформление решения задачи С помощью соответствующих обозначений запишем условие задачи Дано: V (С 2 Н 2 )=50 л ---------- V (0 2 )=? л Запишем уравнение реакции. Расставим коэффициенты Решение: 2С 2 Н 2 + 5О 2 = 4СО 2 + 2Н 2 О Над формулами веществ запишем данные об объемах газообразных веществ, известные из условия задачи, а под формулами — стехиометрические соотношения, отображаемые уравнением реакции, которые для газов, согласно закону Авогадро, равны их объемным отношениям 50л ?л 2С 2 Н 2 + 5О 2 = 4СО 2 + 2Н 2 О 2 моль 5 моль Вычислим объем вещества, который требуется найти. Для этого составим пропорцию = ,откуда х=125 л. Следовательно, V (О 2 )=125л. Запишем ответ Ответ: V ( O 2 ) = 1 25 л

Слайд 19

Повтори теорию

Слайд 21

Схема: Атом Ядро Электронная оболочка Протон ( p + ) Нейтрон ( n 0 ) Электрон ( ē ) 1; +1 1; 0 ≈0; -1 Вывод: Заряд ядра всегда положителен и равен числу протонов. Массовое число ( A) складывается из числа протонов и нейтронов. Атом в целом электронейтрален. Строение атома

Слайд 22

Пример: Характеристика атома фосфора Р +15 31 0 Заряд ядра атома Массовое число A Заряд атома Состав атома p = ē = n = +15 15 +15 15 0 15 31 31 - 15 15

Слайд 23

ТИПЫ КРИСТАЛЛИЧЕСКИХ РЕШЁТОК Ионная Молекулярная Атомная Металлическая

Слайд 24

Окислительно –восстановительные реакции

Слайд 25

Пример: 2Cu 0 + O 2 =2 Cu + 2 O -2 2H + CL - + Zn 0 = Zn 2+ CL 2 - + H 2 0 Реакции , протекающие с изменением степеней окисления атомов всех или некоторых элементов , входящих в состав реагирующих веществ , называют окислительно-восстановительными.

Слайд 26

Восстановитель - это вещество , в состав которого входит элемент , отдающий электроны. Mg 0 – 2e - = Mg 2+ А процесс , который при этом происходит , называется процессом окисления. Степень окисления атома при этом повышается.

Слайд 27

Окислитель - это вещество , в состав которого входит элемент, принимающий электроны. Cu +2 + 2e - =Cu 0 А процесс который при этом происходит называется процессом восстановления Степень окисления атома при этом понижается

Слайд 29

Восстановителями могут быть Окислителями могут быть Простые вещества-металлы. Сложные вещества - восстановители , если в их состав входит атом элемента в минимальной степени окисления . Например: H +1 2 S -2 ; N -3 H +1 3 Простые вещества –неметаллы - только кислород и фтор (кроме реакции кислорода с фтором): Сложные вещества-окислители , если в их состав входит атом элемента в максимальной степени окисления. Например: H +1 N +5 O -2 3 ; H +1 2 S +6 O -2 4

Слайд 30

Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ , например: H +1 2 S -2 +CL 2 0 =S 0 + 2H +1 CL -1 Виды окислительно-восстановительных реакций: Внутримолекулярны е — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например: 2 H +1 2 O -2 =2H 2 0 + O 2 0

Слайд 31

План составления окислительно -восстановительной реакции Записываем схему химической реакции Ca + O 2 2 . Расставляем степени окисления атомов , у частвующих в химической реакции Ca 0 + O 2 0 Ca + 2 O -2 3.Находим атомы , которые изменяют свою степень окисления Ca 0 и O 2 0 Далее :

Слайд 32

5 . Ca 0 – 2e - =Ca 2+ O 2 0 + 4e - = 2O 2- 4 2 2 1 восстановитель окислитель 6 . Расставляем цифры, полученные в электронном балансе в химическое уравнение 2Ca + O 2 = 2CaO 4.Составляем электронный баланс , записывая процесс отдачи и присоединения электронов Ca 0 – 2e - = Ca + 2 O 2 0 + 4e - = 2O - 2

Слайд 33

Запомни!

Слайд 34

Индикаторы 34

Слайд 35

Название индикатора Окраска индикатора в нейтральной среде Окраска индикатора в кислотной среде Окраска индикатора в щелочной среде Лакмус Метиловый оранжевый Фенолфталеин 35

Слайд 36

Гидролизом соли называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого изменяется рН среды. В процессе гидролиза соли в водном растворе появляется избыток катионов Н+ или анионов ОН- ГИДРОЛИЗ – это реакция обмена между некоторыми солями и водой приводящая к образованию слабого электролита.

Слайд 37

В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания, образовавших соль, выделяют 4 типа солей. Соли, образованные катионом сильного основания и анионом слабой кислоты. Они подвергаются гидролизу по аниону. К таким солям относятся: Na 2 CO 3 , Na 2 S, K 2 SO 3 , CH 3 COOK, NaCN, Ba(NO 2 ) 2 и т. д. Их растворы имеют щелочную реакцию среды, рН > 7. Лакмус в таких растворах синий, фенолфталеин приобретает малиновую окраску, метилоранж - жёлтый. Na 2 S ↔ 2Na + + S 2- S 2- + H 2 O ↔ HS - + OH - Na 2 S + H 2 O ↔ NaHS + NaOH

Слайд 38

FeCl 2 ↔ Fe 2+ + 2Cl - Fe 2+ + H 2 O ↔ (FeOH) + + H + FeCl 2 + H 2 O ↔ FeOHCl + HCl 2. Cоли, образованные катионом слабого основания и анионом сильной кислоты. Они подвергаются гидролизу по катиону. К таким солям относятся: Zn Cl 2 , FeCl 3 , CuCl 2 , NH 4 I, Al 2 (SO 4 ) 3 и др.. Их растворы имеют кислую реакцию среды, рН < 7. Лакмус и метилоранж в таких растворах имеют красный цвет, фенолфталеин не изменяет окраски.

Слайд 39

4. Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты не подвергаются гидролизу . К таким солям относятся K 2 SO 4 , NaNO 3 . Их растворы имеют нейтральную реакцию среды, рН = 7. Окраска индикаторов в таких растворах не изменяется. 3. Соли, образованные катионом слабого основания и анионом слабой кислоты. Они подвергаются гидролизу по катиону и по аниону одновременно . К таким солям относятся: CH 3 COONH 4 , (NH 4 ) 2 S, NH 4 CN. Реакция среды их растворов может быть нейтральной, слабо щелочной или слабо кислотной в зависимости константы диссоциации образующихся продуктов. CH 3 COONH 4 ↔ CH 3 COO- + NH 4 + CH 3 COO - + NH 4 + + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH CH 3 COONH 4 + H 2 O ↔ CH 3 COOH + NH 4 OH К Д (СН 3 СООН) = К Д ( NH 4 O Н) , поэтому рН раствора =7

Слайд 40

Для большинства солей гидролиз обратимый процесс. Однако есть соли, продукты гидролиза которых выводятся из сферы реакции, и гидролиз становится необратимым. Такими солями являются: Al 2 S 3 , (NH 4 ) 2 S, Fe 2 (CO 3 ) 3 , (NH 4 ) 2 SiO 3 В уравнениях необратимого гидролиза солей ставится знак равенства: Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓+ 3H 2 S↑. Необратимому гидролизу подвергаются также бинарные соединения: Mg 3 N 2 , CaC 2 , Р 2 S 5 Необратимый гидролиз

Слайд 41

Реакции ион ного обмена идут до конца: Если выделится газ - Это раз ; И получится вода - Это два ; А еще - нерастворимый Осаждается продукт… "Есть осадок " - говорим мы. Это третий важный пункт. Химик правила обмена Не забудет никогда: В результате - непременно Будет газ или вода , Выпадет осадок - Вот тогда - порядок !

Слайд 42

Выпадает осадок Молекулярное уравнение : AgNO 3 + NaCL = AgCL ↓ + NaNO 3 Полное ионное уравнение : Ag + + NO 3 + Na + +CL - = AgCL↓ + Na + + NO 3 – Сокращенное ионное уравнение : Ag + + CL - = AgCL

Слайд 43

Выделяется газ Na 2 С O 3 + 2HCL =2NaCL + С O 2 + H 2 O 2Na + + С O 3 2- + 2H + + 2CL - = 2Na + + 2CL - + С O 2 ↑ + H 2 О С O 3 2- + 2H + = С O 2 ↑ + H 2 О

Слайд 44

Образуется вода KOH + H NO 3 = К NO 3 + H 2 O K + + OH - + H + + NO 3 = К + +NO 3 - + H 2 O K + + OH - + H + + NO 3 - = К + + NO 3 - + H 2 O OH - + H + = H 2 O

Слайд 45

Давайте-ка повторим номенклатуру неорганических веществ Вот анионы кислородных кислот хлора: ClO 4 -- - перхлорат-анион ClO 3 -- - хлорат-анион ClO 2 -- - хлорит-анион ClO -- - гипохлорит-анион В хлориде хлор совсем один. Зато себе он господин.

Слайд 46

А вот анионы кислот, содержащих серу: S 2-- - сульфид-анион HS -- - гидросульфид-анион SO 3 2-- - сульфит-анион HSO 3 -- - гидросульфит-анион SO 4 2-- - сульфат-анион HSO 4 -- - гидросульфат-анион Сульфит не путайте с сульфидом , Чтоб места не было обидам: Сульфиды - сероводорода Родня. И нет в них кислорода! А вот сульфит . Скорей смотри: В нем кислорода сразу три! Добавим кислорода атом - И познакомимся с сульфатом !

Слайд 47

Запоминательные стихи ...ПРО ГАЛОГЕНЫ Хлор хвалился: "Нет мне равных! Галоген я самый главный. Зря болтать я не люблю: Всё на свете отбелю!" Иод красой своей гордился, Твердым был, но испарился. Фиолетовый, как ночь, Далеко умчался прочь. Бром разлился океаном, Хоть зловонным, но - румяным. Бил себя он грозно в грудь: "Я ведь бром! Не кто-нибудь!.." Фтор молчал и думал: "Эх!.. Ведь приду - окислю всех…"