Подготовка к ОГЭ по химии

Теоретические основы для подготовки к ОГЭ по химии

№ 1. Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева.

1. Порядковый номер элемента численно равен заряду ядра его атома, числу протонов в ядре N и общему числу электронов в атоме.
2. Число электронов на последнем (внешнем) слое определяется по номеру группы химического элемента.
3. Число электронных слоев в атоме равно номеру периода.
4. Массовое число атома A (равно относительной атомной массе, округленной до целого числа) - это суммарное количество протонов и нейтронов.
5. Количество нейтронов N определяют по разности массового числа А и числа протонов Z.
6. Изотопы – атомы одного химического элемента, имеющие в ядре одинаковое число протонов, но разное число нейтронов, т.е. одинаковый заряд ядра, но разную атомную массу.

№ 2, 16. Периодический закон Д.И. Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в связи с положением в Периодической системе химических элементов.

№ 3. Строение молекул. Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая.

1. Ковалентная неполярная связь образуется между одинаковыми атомами неметаллов (то есть, с одинаковым значением электроотрицательности).
2. Ковалентная полярная связь образуется между атомами разных неметаллов (с разным значением электроотрицательности).
3. Ионная связь образуется между атомами типичных металлов и неметаллов и в солях аммония! (NH4Cl, NH4NO3 и т.д.)
4. Металлическая связь - в металлах и сплавах.

Длина связи и её прочность. Чем меньше длина связи, тем связь прочнее. Длина связи определяется:

1. радиусом атомов элементов: чем больше радиусы атомов, тем больше длина связи;
2. кратностью связи (одинарная длиннее, чем двойная).

№ 4, 14, 20. Валентность химических элементов. Степень окисления химических элементов. Окислитель и восстановитель. Окислительно-восстановительные реакции. Электронный баланс.

1. Степень окисления (С.О.) – условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что все связи в молекуле – ионные.

Правила подсчета степени окисления:

• Степень окисления элемента в составе простого вещества принимается равной нулю; если вещество в атомарном состоянии, то степень окисления его атомов также равна нулю.
• Ряд элементов проявляют в соединениях постоянную степень (пример фтор (-1), щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы, бериллий, магний и цинк (+2), алюминий (+3)).
• Кислород, как правило, проявляет степень окисления -2 (исключения: пероксид водорода Н2О2(-1) и фторид кислорода OF2 (+2)).
• Водород в соединениях с металлами (в гидридах) проявляет степень окисления -1; в остальных случаях как правило, +1(кроме SiH4, B2H6).
• Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов в молекуле должна быть равной нулю, а в сложном ионе – заряду этого иона.

2. Окислитель принимает электроны, происходит процесс восстановления. С.О. элемента при этом уменьшается.
3. Восстановитель отдает электроны, происходит процесс окисления. С.О. элемента возрастает.
4. Валентностью называют число химических связей, которые образует атом в химическом соединении. Часто значение валентности совпадает численно со значением степени окисления.

Правила расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР методом электронного баланса:

1. Составить схему реакции.

Al + HCl → AlCl3 + H2

2. Определить С.О. всех элементов, участвовавших в ОВР, и записать значения С.О. над знаками элементов (пишут сначала знак «+» или «-», а затем величину С.О.!!!!!).

Al0 + H+1Cl-1 → Al+3Cl3-1 + H20

3. Подчеркнуть элементы, изменившие С.О. в ходе реакции.

Al0 + H+1Cl-1 → Al+3Cl3-1 + H20

4. Составить схемы изменения С.О. для каждого элемента.

Al0          → Al+3

H+1         → H20

5. Уравнять число таких атомов с помощью коэффициентов.

Al0          → Al+3

2H+1         → H20

6. Уравнять заряды (из-за разностей С.О. заряды отличаются) путём прибавления или вычитания электронов.

Al0  – 3 ē → Al+3

2H+1  + 2 ē → H20

7. Определить элемент-окислитель и элемент-восстановитель.

Al0  – 3 ē → Al+3      - восстановитель, окисляется

2H+1  + 2 ē → H20    - окислитель, восстанавливается

8. Уравнять число отданных и принятых электронов (через наименьшее общее кратное), т.е. составить электронный баланс.

9. Определить коэффициенты в уравнении.

2Al +6HCl → 2AlCl3  + 3H2

№ 5. Простые и сложные вещества. Основные классы неорганических веществ. Номенклатура неорганических соединений.

1. Простые вещества образованы атомами только одного какого-либо элемента. Na, O3, S8, Cl2.
2. Сложные вещества – вещества, в состав которых входят атомы различных химических элементов.
3. Кислоты — сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток: HCl, H3РO4
4. Основания – сложные вещества, в состав которых входят ионы металла и гидроксид-ионы ОН-   : NaOH, Ca(OH)2
5. Соли средние – сложные вещества, состоящие из катионов металла и анионов кислотных остатков (CaCO3). В составе кислых солей есть еще атом(-ы) водорода (Ca(HCO3)2). В составе основных солей – гидроксид-ионы ((CuOH)2CO3).
6. Оксиды – сложные вещества, в состав которых входят атомы двух элементов, один из которых обязательно кислород в степени окисления (-2). Оксиды классифицируются на солеобразующие (основные, кислотные, амфотерные) и несолеобразующие.

№ 6. Химическая реакция. Условия и признаки протекания химических реакций. Химические уравнения. Сохранение массы веществ при химических реакциях. Классификация химических реакций по различным признакам: количеству и составу исходных и полученных веществ, изменению степеней окисления химических элементов, поглощению и выделению тепла.

1. Химические реакции – явления, при которых из одних веществ образуются другие вещества.
2. Признаки протекания химической реакции – выделение света и тепла, образование осадка, газа, появление запаха, изменение цвета.
3. Сохранение массы веществ при химических реакциях.

Сумма коэффициентов в уравнении реакции: Fe +2HCl = FeCl2 +Н2     (1+2+1+1=5)

4. Классификация химических реакций.

По числу и составу исходных и полученных веществ различают реакции:

• Соединения А+В = АВ
• Разложения АВ = А+ В
• Замещения А + ВС = АС + В
• Обмена АВ + СD = AD + CB

Реакции обмена между кислотами и основаниями – реакции нейтрализации.

По изменению степеней окисления химических элементов:

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР), в процессе которых происходит изменение степеней окисления химических элементов.

• Если в реакции участвует простое вещество – это всегда ОВР!!!
• Реакции замещения – это всегда ОВР!!!

Не окислительно-восстановительные реакции, в процессе которых не происходит изменения степеней окисления химических элементов.

• Реакции обмена всегда не ОВР!!!

По поглощению и выделению энергии:

• экзотермические реакции идут с выделением тепла (это все реакции горения, обмена, замещения, большинство реакций  соединения);
• эндотермические реакции идут с поглощением тепла (реакции разложения)

По направлению процесса: обратимые и необратимые.

По наличию катализатора: каталитические и некаталитические.

№ 7. Электролиты и неэлектролиты. Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей (средних).

1. Электролиты – вещества, которые в водных растворах и расплавах распадаются на ионы, вследствие чего их водные растворы или расплавы проводят электрический ток.

2. Кислоты – электролиты, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуется только катионы Н+. Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато.
3. Основания – электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуется только гидроксид-анионы ОН-. Многокислотные основания диссоциируют ступенчато.
4. Соли средние – электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металла и анионы кислотного остатка. Средние соли диссоциируют нацело.
5. Катионы имеют положительный заряд; анионы – отрицательный.
6. Диссоциация описывается уравнением диссоциации.
7. Существуют сильные и слабые электролиты (по степени диссоциации)

№ 8. Реакции ионного обмена и условия их осуществления.

1. Реакции с участием электролитов, протекающие в растворах (вещества находятся в виде ионов), называются ионными.
2. Реакции ионного обмена идут до конца, если образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество, например вода.
3. В ионных уравнениях вещества-электролиты записывают в виде ионов, в неизменном виде надо оставлять формулы неэлектролитов, нерастворимых веществ, слабых электролитов, газов.

Правила составления ионных уравнений:

• составить молекулярное уравнение реакции (коэффициенты!);
• проверить возможность протекания реакции;
• отметить вещества (подчеркнуть), которые будут записываться в молекулярном виде (простые вещества, оксиды, газы, нерастворимые вещества, слабые электролиты);
• записать полное ионное уравнение реакции;
• вычеркнуть из левой и правой части одинаковые ионы;
• переписать сокращённое ионное уравнение.

№ 9, 19. Химические свойства простых веществ: металлов и неметаллов.

1. Металлы – вещества, образованные элементами-металлами. Обладают сходными физическими свойствами.
2. Неметаллы – вещества, образованные элементами-неметаллами. Обладают различными физическими свойствами, для них характерно явление аллотропии.

Свойства металлов

С кислотами взаимодействуют только металлы, которые находятся в ряду активности левее водорода. Т.е. неактивные металлы Cu, Hg, Ag, Au, Pt с кислотами не реагируют.

Исключение составляют  HNO3 (конц, разбавл.), H2SO4 (конц.)

• HNO3 (конц.), H2SO4 (конц.) пассивируют Fe, Al, Сr (при н.у.)
• Cu,Hg, Ag восстанавливают кислоты до следующих продуктов:

Химические свойства неметаллов

Неметаллы реагируют с металлами и между собой.

1) H2+Ca →CaH2

2) N2+ 3Ca → Ca3N2

3) N2+ O2 ↔ 2NO

4) S + O2 → SO2

5) N2+ 3H2 →  2NH3

6) 2P + 3Cl2 →  2PCl3 или 2P + 5Cl2 →  2PCl5

Свойства галогенов можно объединить:

1) реагируют со щелочами:

Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O (в холодном растворе)

3Cl2 + 6NaOH → NaCl + 5NaClO3 + H2O (в горячем растворе)

2) более активный галоген (вышестоящий в группе, кроме фтора, так как он реагирует с водой)  вытесняет менее активные галогены из растворов галогенидов.

Cl2 + 2KBr →Br2 + 2KCl, но Br2 + KCl  ≠

3) 2F2 + O2 → 2O+2F2 (фторид кислорода)

4) Запомнить: 2Fe + 3Cl2 →  2Fe+3Cl3    и   Fe + 2HCl →  Fe+2Cl2 + H2

Окислительные свойства галогенов усиливаются по группе снизу вверх.

№ 10, 19. Химические свойства оксидов: оснόвных, амфотерных, кислотных.

Обозначим активные металлы (Me*): щелочные и щелочно-земельные

Металлы, образующие амфотерные соединения, обозначим МеА (Zn2+, Be2+, Al3+, Fe3+)

Э – элементы-неметаллы и металлы в высокой степени окисления.

№ 11, 19. Химические свойства оснований. Химические свойства кислот.

№ 12, 19. Химические свойства солей (средних).

Химические свойства СОЛЕЙ:

1. Соль раств. + Соль раств.→ если образуется ↓

2. Соль раств. + основание раств.→ если образуется ↓или ↑(NH3)

3. Соль. + кислота.→ если образуется ↓или ↑

4. Соль раств. + Ме → если Ме более активен, чем в соли, но не Ме*

5. Карбонаты, сульфиты образуют кислые соли

               CаCO3 + CO2 +Н2О → Cа(НCO3)2

6. Некоторые соли разлагаются при нагревании:

А) Карбонаты, сульфиты и силикаты (кроме щелочных металлов)     CuCO3=CuO+CO2↑

Б) Нитраты (разных металлов разлагаются по-разному)    

В) Соли аммония разлагаются с образованием газообразных продуктов:

NH4NO3  → N2O↑ + 2H2O                                NH4NO2 → N2↑ + 2H2O

№ 13. Чистые вещества и смеси. Правила безопасной работы в школьной лаборатории. Лабораторная посуда и оборудование. Человек в мире веществ, материалов и химических реакций. Проблемы безопасного использования веществ и химических реакций в повседневной жизни. Разделение смесей и очистка веществ. Приготовление растворов. Химическое загрязнение окружающей среды и его последствия.

Чистые вещества и смеси.

• Чистое вещество имеет определенный постоянный состав или структуру, физические свойства (соль, сахар).
• Смесь – это система, состоящая из двух и более компонентов (чистых веществ).
• Вещества в смесях сохраняют свои свойства, поэтому смеси можно разделить, используя различия в этих свойствах.
• Смеси могут быть однородными (нельзя обнаружить частицы веществ даже вооруженным глазом) и неоднородными.

Разделить смеси можно, используя их физические свойства:

• Железо, сталь притягиваются магнитом, остальные вещества – нет.
• Песок и др. нерастворим в воде.
• Измельченная сера, опилки всплывают на поверхность воды.
• Несмешивающиеся жидкости можно разделить с помощью делительной воронки.
• Однородную смесь жидкостей разделяют дистилляцией.

Некоторые правила безопасной работы в лаборатории:

• Работать с едкими веществами надо в перчатках.
• Получение таких газов, как SO2, Cl2, NO2, NH3 надо проводить только под тягой.
• Нельзя нагревать легковоспламеняющиеся вещества на открытом огне.
• При нагревании жидкости в пробирке, надо сначала прогреть всю пробирку и держать ее под углом 30-450 C.

Правила безопасности при работе с бытовой химией:

• Применять химические товары нужно, используя индивидуальные средства защиты - повязку и перчатки.
• «Химию» необходимо применять только по назначению.
• Химическую продукцию нельзя подвергать воздействию прямых солнечных лучей или открытого пламени.
• При использовании бытовой химии рекомендации по дозировке и периодичности применения являются обязательными к соблюдению.
• Химические средства с просроченным сроком годности категорически запрещено использовать.
• Не оставляйте бытовую химию без присмотра или в доступном для детей месте.
• Не храните бытовую химию в открытом виде.
• Не используйте и не храните бытовую химию в непосредственной близости с пищевыми продуктами.

Проблемы химического загрязнения планеты. Некоторые из этих проблем:

• Кислотные осадки (SO2, NO2, CO2)
• Парниковый эффект (CH4, CO2)
• Общее загрязнение атмосферы, воды, почвы (соли Pb2+, Cd2+, Cu2+, Hg2+ и чистая ртуть)
• Озоновая дыра (фреоны)
• Радиоактивное загрязнение.

№ 15. Вычисление массовой доли химического элемента в веществе.

Массовая доля химического элемента в общей массе соединений равна отношению массы данного элемента к массе всего соединения (выражают в долях единицы или в процентах).

ω = n Ar(элемента) / Mr(вещества)(×100%);   где n – число атомов элемента (индекс)

Для бинарных соединений вычисляют по формуле долю одного из элементов, доля второго элемента рассчитывается путем вычитания из 100% массовой доли первого элемента.

Если вещество состоит из трех элементов, то по формуле рассчитывают значения массовых долей двух элементов, а массовую долю третьего – вычитанием из 100% известных двух.

№ 17. Первоначальные сведения об органических веществах: предельных и непредельных углеводородах (метане, этане, этилене, ацетилене) и кислородсодержащих веществах: спиртах (метаноле, этаноле, глицерине), карбоновых кислотах (уксусной и стеариновой). Биологически важные вещества: белки, жиры, углеводы.

1. ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ – химия, изучающая соединения С, кроме оксидов, угольной кислоты и ее солей.

2. ОСОБЕННОСТИ ОРГАНИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ:

• Содержат углерод.
• Горят и (или) разлагаются с образованием углеродсодержащих продуктов.
• Связи в молекулах органических веществ ковалентные.
• Миллионное количество.
• Многообразие благодаря  явлению изомерии органических соединений.

3. ИЗОМЕРЫ - вещества, имеющие качественный и количественный состав, но обладающие различными свойствами.

4. ГОМОЛОГИ – вещества сходные по строению и химическим свойствам и отличающиеся друг от друга на одну или несколько групп – СН2 –.

5. РАДИКАЛ – частица, образованная в результате гомолитического разрыва связи С – Н в молекуле углеводорода.

6. УГЛЕВОДОРОДЫ

7. КИСЛОРОДСОДЕРЖАЩИЕ ОРГАНИЧЕСКИЕ СОЕДИНЕНИЯ.

Углеводородный радикал соединен с ФУНКЦИОНАЛЬНОЙ группой (определяет отношение к классу веществ и отвечает за химические свойства).

№ 18. Определение характера среды раствора кислот и щелочей с помощью индикаторов. Качественные реакции на ионы в растворе (хлорид-, сульфат-, карбонат-ионы, ион аммония). Получение газообразных веществ. Качественные реакции на газообразные вещества (кислород, водород, углекислый газ, аммиак).

Индикаторы – вещества, меняющие цвет в присутствии кислот и щелочей.

Качественные реакции на ионы в растворе.

Получение газов.

№ 21. Вычисление массовой доли растворенного вещества в растворе. Вычисление количества вещества, массы или объема вещества по количеству вещества, массе или объему одного из реагентов или продуктов реакции.

№ 22 (23). Химические свойства простых веществ. Химические свойства сложных веществ. Взаимосвязь различных классов неорганических веществ. Реакции ионного обмена и условия их осуществления.

Правила безопасной работы в школьной лаборатории. Лабораторная посуда и оборудование. Получение и изучение свойств основных классов неорганических веществ.

Алгоритм выполнения задания.

1. Составить цепочку взаимных превращений веществ, отражая генетическую связь.

Для составления цепочки превращений целесообразно отталкиваться от формулы вещества, которое необходимо получить («начать с конца»). Затем подобрать в списке исходных веществ то, которое могло бы являться «родоначальником» цепочки. Проанализировать, какие вещества способны к взаимодействию с предполагаемым исходным веществом. Причем, продукт этого взаимодействия мог бы послужить реагентом для получения конечного продукта.

2. Записать соответствующие уравнения реакций, расставить в них коэффициенты, указать тип реакций, условия их протекания (например, выделение газа или выпадение осадка).

3. В произвольной форме охарактеризовать (записать) вещества-реагенты и вещества-продукты реакции (класс веществ) и указать признаки реакций.

4. Составить сокращенное ионное уравнение в соответствии с заданием.

5. Провести эксперимент в лаборатории, комментируя свои действия.