Главная страница

пособие по химии 8 класса. пособие. Пособие по сложным темам химии 8 класса Оглавление


Скачать 1.03 Mb.
НазваниеПособие по сложным темам химии 8 класса Оглавление
Анкорпособие по химии 8 класса
Дата04.02.2022
Размер1.03 Mb.
Формат файлаpdf
Имя файлапособие.pdf
ТипПособие
#351679

С этим файлом связано 18 файл(ов). Среди них: VES_KOLOK.docx, Практическое задание 2 Меркулова Н. С. (1).doc, Курсач_Испытательные_стенды_для_ДВС.docx, Документ Microsoft Word.docx, монолог.docx, Задание 2. Тема революции в поэзии 20-х гг..docx, ACTIVE VS PASSIVE VOICE.docx, Мыслимость развития в различных вариантах пантеизма.docx, Histology.docx, Рацион.doc, общей.docx, Задание 2.docx, gingivit_istoria_bolezni.docx, Lab6.docx, KarnegiKakPriobretatDruzej.pdf, ...docx, Как Вы понимаете выражение «Под лежачий камень вода не течет».do, Документ.docx и ещё 8 файл(а).
Показать все связанные файлы
Подборка по базе: Учебно-методическое пособие_БД.docx, Учебное пособие Лукьянец Н.Г.1.pdf, Учебно-методическое пособие 1 часть_220901_220722.pdf, Методическое пособие по теме_ _Электрические измерения_.doc, BROW-МАСТЕР методическое пособие 2 печать.docx, Интерактивное пособие.pdf, Учебное пособие. маркетин.pdf, Вводное занятие порог химии.pptx, Итоговая контрольная работа по химии 9 класс.docx, №1 ПРЕДМЕТ ХИМИИ 8 ФГОС++.docx

Пособие по сложным темам химии 8 класса
Оглавление
Тема 1. Распределение электронов по энергетическим уровням. Электронная конфигурация атома. ......................... 2
Тема 2. Изменение числа электронов на ВЭУ. ....................... 5
Тема 3. Типы химических связей (ХС) и типы кристаллических решеток (КР)................................................ 6
Тема 4. Определение степеней окисления элементов в соединениях. ............................................................................. 7
Тема 5. Основные классы химических веществ. .................. 11
Тема 6. Химические свойства основных классов веществ. . 13
Тема 7. Условия протекания химических реакций. ............. 15
Тема 8. Основные формулы для решения химических задач.
.................................................................................................. 16
Тема 9. Окислительно-восстановительные реакции. ........... 17

2
Тема 1. Распределение электронов по энергетическим уровням. Электронная конфигурация атома.
Памятка:
1. На первом уровне любого атома не может располагаться более 2-х
электронов (атом водорода имеет всего 1 электрон, который и располагается на первом уровне. Все остальные атомы имеют по 2 электрона на первом энергетическом уровне).
2. На втором уровне не может располагаться более 8-ми электронов
(меньше – может, если общая сумма электронов в атоме меньше 10).
3. На третьем уровне не может находиться более 18-ти электронов
(меньше – может, если:
• Общая сумма электронов в атоме меньше 28, и при этом атом имеет больше 2-х энергетических уровней;
• Элемент относится к d-элементам).
4. Число электронов на внешнем энергетическом уровне равно номеру
группы элемента.
5. Число энергетических уровней равно номеру периода элемента.
Разберем пример того, как нужно рассуждать при расселении
электронов по энергетическим уровням:
15
P – фосфор.
Всего электронов в атоме – 15 (равно порядковому номеру элемента).
Элемент находится в 3-м периоде, в пятой группе, отсюда делаем вывод, что число энергетических уровней – 3, число электронов на внешнем уровне – 5.
Так как сумма электронов – 15, а 5 из них находится на внешнем энергетическом уровне (ВЭУ), остается расселить 10 электронов на 1-й и 2-й энергетические уровни. Таким образом, на первый сажаем 2 электрона, остается 8, которые и уходят на второй. Получаем:
15
P: 2e
-
8e
-
5e
-
Существует еще один подход к изучению распределения электронов по энергетическим уровням – расселение электронов по s-,p-,d-орбиталям.
Памятка:
1. Каждый новый уровень начинается с заполнения s-орбитали, которая способна вместить 2 электрона. Таким образом, первый уровень любого атома (за исключением водорода с 1-м электроном) содержит 2 электрона, которые способна вместить s-орбиталь. Первый уровень принимает вид 1s
2
(1s
1
для водорода)

3 2. Переходим на 2-й уровень. Если в атоме содержится более 4-х
электронов, заполнив s-орбиталь, переходим к заполнению p-
орбитали, на которую способны поместиться 6 электронов (сумма электронов на s- + p-обиталях не превышает 8). Таким образом, на втором уровне могут находиться только s- и p-орбитали (d-нет). При полном комплекте (8 электронов) второй уровень принимает вид
2s
2 2p
6
3. Третий уровень также начинаем с заполнения s-орбитали, при необходимости переходим к заполнению p-орбитали. Если на третьем
уровне больше 8-ми электронов, то, посадив максимальное
количество электронов на s- (2 электрона) и p- (6 электронов)
орбитали, переходим к заполнению d-орбитали, которая вмещает
максимум 10 электронов. При полном комплекте (18 электронов) 3-й уровень принимает вид 3s
2 3p
6 3d
10 4. Если атом элемента имеет больше 3-х энергетических уровней, то, первые 2 уровня заполняем в соответствии с правилами заполнения s-, p-обиталей. Переходим на третий, если на нем содержится больше 8-ми электронов, рассаживаем 8 на s-,p-орбитали и переходим к
заполнению 4s-орбитали, только после этого заполняем 3d-орбиталь, после чего, если необходимо, заполняем 4p-.
5. s-орбиталь энергетически более выгодна, чем p-, а p- более выгодна, чем d-.
Разберем пример:
35
Br – бром.
Первым делом распишем расселение электронов по энергетическим уровням. Бром – элемент 4-ого периода, 5-ой группы, значит, атом имеет 4 энергетических уровня и 7 электронов на внешнем – четвертом – энергетическом уровне. Первый уровень занимают 2 электрона, на второй
– можем вместить 8. Итого: 2 на первом, 8 на втором и 7 на внешнем.
Отнимем сумму от общего количества электронов: 35 -17 = 18. Третий уровень как раз позволяет нам вместить 18 электронов. Получаем:
35
Br: 2e
-
8e
-
18e
-
7e
-
Перейдем к записи s-, p-конфигурации атома. Итак, когда перед глазами есть расписанное распределение электронов по уровням, расселить их по орбиталям проще. Начнем рассуждение.
Первый уровень содержит 2 электрона, которые способна вместить s- орбиталь. Перейдем на второй, содержащий 8 электронов, 2 – снова отправляем на s-орбиталь, остается 6, которые как раз могут

4 расположиться на p-орбитали. 1-й и 2-й уровни заполнены. Третий уровень содержит 18 электронов, 8 из которых садятся на s- (2 электрона) и p- (6 электронов). Пока не затрагиваем 3d-орбиталь и переходим на
более энергетически выгодную 4s-орбиталь, на которую отправляем 2
из 7 имеющихся электронов. Возвращаемся на 3-й уровень с 18-тью электронами, 8 из которых уже расселены, а оставшиеся 10 как раз вмещает d-орбиталь. На последнем – 4-ом – уровне осталось 5 нерасселенных электронов, которые отправляются на 4p-орбиталь. Что получается в итоге:
35
Br: 1s
2 2s
2 2p
6 3s
2 3p
6 4s
2 3d
10 4p
5

5
Тема 2. Изменение числа электронов на ВЭУ.
1. Если атом отдает некоторое число электронов, тогда он становится
ионом (катионом) и приобретает положительный заряд, численно равный количеству отданных электронов:
X – 3e
-
X
3+
2. Если атом приобретает некоторое количество электронов, тогда он становится ионом (анионом) и приобретает отрицательный заряд, численно равный количеству отданных электронов:
X + 3e
-
X
3-
Каким образом записывается электронная конфигурация для ионов?
Разберем пример:
13
Al
3+
- катион алюминия.
Отметим, что порядковый номер иона, как и число протонов, остаются
неизменными, изменяется только число электронов. Смотрим на заряд – он положительный, это означает, что атом отдал 3 электрона. Рассуждаем: атом алюминия имел 13 электронов, после того, как отдал 3 и превратился в ион, число электронов уменьшилось на 3, то есть стало равно 10. Теперь перед нами стоит задача рассадить по энергетическим уровням не 13, а 10
электронов, так как мы работаем с ионом!
Алюминий – элемент 3-го периода, 3-ей группы, соответственно, атом имеет
3 энергетических уровня и 3 электрона на внешнем уровне. Мы знаем, что
изменение числа электронов связано только с внешним уровнем, выше было описано, что атом алюминия отдал 3 электрона, таким образом, понимаем, что алюминий отдал все электроны с внешнего уровня.
Заполняем 1-й уровень, на него помещаем 2 электрона. Остается всего 8, которые мы имеем право посадить на второй уровень, таким образом внешний уровень пустует.
13
Al
3+
: 2e
-
8e
-
13
Al
3+
: 1s
2 2s
2 2p
6

6
Тема 3. Типы химических связей (ХС) и типы кристаллических решеток (КР).
Таблица. Типы ХС
Тип ХС
Ионная химическая связь (ИХС)
Ковалентная полярная химическая связь
(КПХС)
Ковалентная неполярная химическая связь (КНХС)
Металлическая химическая связь
(МеХС)
Маркер
Металл + неметалл, металл + кислотный остаток из неметаллов
Различные неметаллы (с различными значениями электроотрицательности
(ЭО)
Одинаковые неметаллы
Металлы, сплавы, изделия из металлов
Пример
NaBr, CuO,
Li
3
PO
4
HCl, PCl
5
, H
2
SO
4
H
2
, F
2
, S
8,
P
4
Fe, Ag, Cu, Au, латунь, бронза
Важно: соединения, содержащие катион аммония NH
4
+
, имеют ИХС.
Таблица. Типы КР
Тип КР
Ионная кристаллическая решетка (ИКР)
Металлическая кристаллическая решетка (МеКР)
Атомная кристаллическая решетка (АКР)
Молекулярная кристаллическая решетка
(МКР)
Маркер
Вещества с ионной химической связью
(ИХС=ИКР)
Вещества с металлической химической связью
(МеХС=МеКР)
Запомнить: BeO,
SiO
2
, C
(алмаз),
B, SiC,
Ge
Все соединения с КПХС и
КНХС, кроме: SiO
2
,
C
(алмаз),
B, SiC (АКР)
Пример
CaO, AlCl
3
,
Be(OH)
2
Ni, Cr, Al, нионель
PCl
3
, H
3
PO
4
, ICl, SO2, P
4
,
H
2
Физ.свойства
Кристаллические вещества с довольно высокими
Т
плав. и Т
кип.
Вещества с характерными для металлов свойствами: металлическим блеском, ковкостью, плавкостью и т.п.
Чрезвычайно твердые и прочные вещества с очень высокими Т
плав. и
Т
кип.
Нестойкие вещества, чаще всего жидкости, газы, в редких случаях – твердые; обладают такими свойствами, как текучесть, летучесть и т.д, имеют относительно невысокие значения Т
плав. и Т
кип.

7
Тема 4. Определение степеней окисления элементов в соединениях.
Важно: степень окисления любого простого вещества равна 0!
Запишем общие правила, которые будут полезны при определении степени окисления элементов в соединениях.
1. Все металлы имеют только положительные степени окисления.
Таблица. Степени окисления металлов
Группа
I A,B
II A,B
III A,B
Группы – исключения
Металлы
Li, Na, K, Ag, Cu,
Au
Be, Ca, Mg,
Zn, Ba, Hg
Al
Pb – IV А гр., Fe – VIII В гр.,
Cr – VI В гр.
Степени окисления 0, +1 0, +2 0, +3
Pb: +2 (чаще), +4;
Fe: +2, +3;
Cr: +2, +3, +6
Исключения
Cu: +1, +2 (чаще);
Au: +1, +3 (чаще)
-
-
2. Водород в соединениях с металлами проявляет степень окисления -1, в соединениях с неметаллами +1.
3. Фтор во всех соединениях имеет степень окисления -1.
4. Кислород всегда проявляет степень окисления -2, кроме соединений
со фтором (например, OF
2
– в соединении кислород имеет степень окисления +2).
5. Высшая степень окисления (положительная) для каждого элемента
(как металла, так и неметалла) равна номеру группы элемента
(исключениекислород, высшая степень окисления которого не равна +6, в соединениях со фтором +2; фтор – высшая степень окисления не равна +7, единственная для него -1).
6. Низшая степень окисления (отрицательная) – касается только
неметаллов, так как металлы не проявляют отрицательных степеней окисления – определяется по правилу: № группы элемента – 8.
(Пример: фосфор – 5 группа, низшая степень окисления: 5-8 = -3;
кислород – 6 группа, низшая степень окисления: 6-8 = -2).
7. Суммарный заряд молекулы должен быть равен 0! (число плюсов
равно числу минусов).
Далее разделим все элементы условно на 3 типа и разберемся с определением степени окисления элементов на конкретных примерах.
1-й тип: соединения, состоящие из двух элементов – металла и
неметалла или водорода и металла/неметалла.
1. Пример: NaCl – хлорид натрия.

8
В подобных соединениях всегда начинаем определять степень окисления с
металла. Смотрим, в какой группе находится натрий – I А группа, металл не относится к исключениям, откуда делаем вывод, что его степень окисления
равна номеру группы +1. Далее смотрим пункт 7 правил, которой гласит, что число плюсов и минусов в молекуле должно быть равно. Отсюда следует, что степень окисления хлора в соединении -1. Получим: Na
+
Cl
-
2. Разберем еще один пример: PbI
2
– иодид свинца.
Снова начинаем определение степеней окисления с металла: свинец находится в IV А группе, однако относится к элементам-исключениям и чаще всего проявляет степень окисления +2. Осталось уравнять плюсы и минусы. В молекуле 2 атома иода – об этом говорит индекс – соответственно, если каждый атом будет иметь степень окисления -1, то в сумме мы и получим -2, за счет чего плюсы и минусы будут уравнены.
Получим: Pb
+2
I
2
-
(всегда выполняем проверку: +2 + (-1*2) = +2 – 2 = 0 – все верно). Таким образом делаем вывод, что степень окисления умножается
на индекс элемента!
3. Рассмотрим пример, в случае, когда соединение состоит из водорода
и металла. GeH
4
– гидрид германия.
В случае, когда вещество состоит из двух элементов, один из которых
водород, рекомендуется начать определение степеней окисления именно
с водорода. Первым делом обращаем внимание на то, с каким элементом
он связан, в данном случае – с металлом, поэтому степень окисления водорода в соединении -1. Не забываем умножить степень окисления на
индекс, и таким образом понимаем, что степень окисления германия равняется +4.
Получаем: Ge
+4
H
4
-
(выполняем проверку: +4 + (-1*4) = +4 – 4 = 0 – все верно).
4. Соединение состоит из водорода и неметалла. AsH
3
– газ арсин.
В данном соединении водород связан с неметаллом – мышьяком, поэтому проявляет степень окисления +1. Не забываем умножить на индекс и понимаем, что три водорода дают нам три плюса, остается поставить три минуса мышьяку. Получаем: As
-3
H
3
+
(выполняем проверку: -3 + (3*+1) = -3 +
3 = 0 – все верно).
2-й тип: соединения, состоящие из 2-х или более неметаллов.
В чем состоит основная сложность при определении степеней окисления элементов в подобных соединениях? Мы знаем, что металлы проявляют только лишь положительные степени окисления, а что насчет неметаллов?

9
Они способны проявлять как положительные, так и отрицательные
степени окисления. Сложность состоит в том, чтобы определить какой из
неметаллов будет иметь отрицательную степень окисления, а какой –
положительную.
В таких случаях приходит на помощь так называемый ряд
электроотрицательности неметаллов (ряд ЭО).
Разберемся с самим понятием ЭО. Электроотрицательность – это способность атомов одних элементов забирать электроны у атомов других элементов. То есть проще говоря, одни атомы «сильнее» других и вынуждают «более слабых» отдать им электроны. Глядя на ряд, можно сделать вывод: водород самый «слабый» - самый менее электроотрицательный неметалл, а фтор – самый «сильный». Именно это объясняет, почему в соединениях с неметаллами водород проявляет степень окисления +1 – любой неметалл способен отобрать его единственный электрон, а фтор во всех случаях имеет степень окисления -1: все неметаллы вынуждены отдавать ему свои электроны.
Каким образом помогает ряд электроотрицательности при определении степеней окисления в рассматриваемых нами соединениях? Разберемся на
примерах.
1. PCl
5
– пентахлорид фосфора.
Для начала необходимо определить, какой элемент проявит
отрицательную, а кокой положительную степень окисления. Для этого находим оба элемента в ряде ЭО, видим, что электроотрицательность
хлора выше, чем у фосфора. Это означает, что хлор забирает электроны у фосфора, и, соответственно приобретает отрицательный заряд. Осталось определить, какой именно отрицательный заряд будет иметь хлор. Для этого воспользуемся правилом низшей степени окисления (пункт 6 общих правил): номер группы хлора – 7, тогда 7-8 = -1 – низшая степень окисления.
Понимаем, что 5 хлоров дадут нам 5 минусов, тогда фосфор будет иметь степень окисления +5. Получим: P
+5
Cl
5
-
(выполним проверку: +5 + (-1*5) = +5
– 5 = 0 – все верно).
2. Еще один пример: CS
2
– сероуглерод.
Ряд электроотрицательности показывает нам, что электроотрицательность
серы выше, чем электроотрицательность углерода. Таким образом делаем вывод, что сера в соединении будет иметь отрицательную степень

10
окисления, которую можно легко найти по правилу низшей степени
окисления: 6-8 = -2. Две серы дают четыре минуса (каждая по 2 минуса), тогда степень окисления углерода равна +4. Получим: C
+4
S
2
2-
(проверка: +4 +
(-2*2) = +4 – 4 = 0 – все врено).
3. Если вещество состоит более, чем из двух неметаллов. Пример:
SOCl
2
В таких случаях на ряде ЭО находим самый менее электроотрицательный элемент, среди указанных трех, делаем вывод, что он будет иметь
положительную степень окисления. Среди данных элементов меньшей электроотрицательностью обладает сера, в этом случае определяем низшие
степени окисления для двух других – кислорода и хлора. Для кислорода:
6-8 = -2, для хлора: 7-8 = -1. Получаем в сумме четыре минуса, ставим сере заряд +4. S
+4
O
-2
Cl
2
-
(проверка: +4 + (-2) + (-1*2) = +4 -2 -2 = +4 – 4 = 0 – все верно).
3-й тип: соединения, состоящие более чем из 2-х элементов и содержащие в составе катион водорода/ катион металла, кислород и
средний элемент.
Пример: H
4
P
2
O
7
– пирофосфорная кислота.
В данных соединениях рекомендуется начинать определение степеней окисления элементов с 2-х крайних, и только потом рассчитать степень окисления центрального элемента. Подытожим все изученные выше правила. Первым делом, можем определить степень окисления кислорода – так как он не соединен со фтором, она равна -2. Перейдем к водороду, в данном веществе он связан с неметаллами, отсюда делаем вывод, что его степень окисления +1. Подсчитаем имеющиеся плюсы и минусы. 7 кислородов (каждый по -2) дадут в сумме 14 минусов. От четырех водородов получаем 4 плюса. Итого в сумме 10 минусов. Нужно еще 10 плюсов, которые приходятся на 2 фосфора, таким образом на каждый по 5. Получаем:
H
4
+
P
2
+5
O
7
2-
(проверяем: +4 + (+5*2) + (-2*7) = 0 – все верно).

11
Тема 5. Основные классы химических веществ.
Таблица. Основные классы химических веществ
Класс
Оксиды
Летучие водородные соединения
Основания
Кислоты
Соли
Маркер
2 элемента, один из которых
кислород в степени окисления -2, а второй –
любой – металл или неметалл
2 элемента, один из которых водород в степени окисления +1, а второй - неметалл
Катион металла + гидроксо-группа,
OH
-
Катион
водорода + кислотный остаток
(находятся в
таблице
растворимости)
Катион
металла + кислотный остаток
Пример
CaO, CO
2
,
SO
3
, Na
2
O
CH
4
, NH
3
, H
2
S
NaOH, Be(OH)
2
,
Al(OH)
3
HCl, H
2
SO
4
,
H
3
PO
4
AgF, Cu(NO
3
)
2
,
AlPO
4
, CaCO
3
Название «оксид» + какого элемента
(MgO – оксид магния)
«гидрид» + какого элемента, однако название гидриды используется крайне редко – ЛВС имеют
тривиальные названия:
CH
4
– метан, SiH
4
– силан,
NH
3
– аммиак, PH
3
– фосфин, H
2
O – вода, H
2
S
– сероводород, HF – фтороводород, HCl – хлороводород, HBr – бромоводород, HI – иодоводород гидроксид + какого элемента
(Sr(OH)
2
- гидроксид стронция) названия кислот и солей приведены в следующей таблице названия кислот и солей приведены в следующей таблице
(название кислотного остатка + какого элемента: NaCl
– хлорид натрия)
Таблица. Названия кислот и солей
Кислота
Название
Соответствующая соль
Название
HF
Фтороводородная (плавиковая) кислота
AgF
Фторид серебра
HCl
Хлороводородная (соляная) кислота
PbCl
2
Хлорид свинца (2)
HBr
Бромоводородная кислота
CaBr
2
Бромид кальция
HI
Иодоводородная кислота
MgI
2
Иодид магния
H
2
S
Сероводородная кислота
CuS
Сульфид меди (2)
H
2
S
+4
O
3
Сернистая кислота
K
2
SO
3
Сульфит калия
H
2
S
+6
O
4
Серная кислота
BaSO
4
Сульфат бария
HN
+3
O
2
Азотистая кислота
NH
4
NO
2
Нитрит аммония
HN
+5
O
3
Азотная кислота
LiNO
3
Нитрат лития
H
3
P
+3
O
3
Фосфористая кислота
Na
3
PO
3
Фосфит натрия
H
3
P
+5
O
4
Ортофосфорная кислота
FePO
4
Ортофосфат железа (3)
H
2
CO
3
Угольная кислота
SrCO
3
Карбонат стронция
H
2
SiO
3
Кремниевая кислота
BeSiO
3
Силикат бериллия
CH
3
COOH Уксусная кислота
CH
3
COONa
Ацетат натрия

12
Таблица. Классификация оксидов.
Тип оксида
Основный оксид
Кислотный оксид
Амфотерный оксид
Несолеобразующий оксид
Маркер
Оксиды металлов в невысоких степенях окисления: +1, +2
(металлы I и II групп). Основным
оксидам соответствуют
основания
(гидроксиды)
Оксиды неметаллов
(IV – VII групп).
Кислотным оксидам соответствуют
кислоты
Оксиды металлов в степенях окисления +3
(реже +2 и +4)
Оксид, которому
не соответствует
ни кислота, ни
основание.
Несолеобразующие оксиды не относятся ни к основным, ни к кислотным, ни к амфотерным
Пример
Na
2
O, CuO, CaO
SO
2
, CO
2
, Cl
2
O
7
Запомнить: BeO, ZnO,
Al
2
O
3
, Fe
2
O
3
, Cr
2
O
3
,
MnO
2
Запомнить: N
2
O,
NO, CO
Таблица. Классификация оснований
Основание
Растворимые
Нерастворимые
Амфотерные
Маркер
Носят название щелочи.
Растворяются в воде. В таблице растворимости у растворимого основания стоит буква Р
Не растворяются в воде. В таблице растворимости у нерастворимых оснований стоит буква Н
Основания, которые соответствуют
амфотерным оксидам
Пример
NaOH, NH
3
*H
2
O, KOH,
Ca(OH)
2
Ni(OH)
2
, Cu(OH)
2
, Mg(OH)
2
Be(OH)
2
, Zn(OH)
2
,
Al(OH)
3
, Fe(OH)
3,
Cr(OH)
3
, Mn(OH)
4
Таблица. Классификация кислот
Кислота
Устойчивые
Неустойчивые
Сильные
Слабые
Маркер
Стабильные в водном растворе
Распадаются в водном растворе на
соответствующий
оксид и воду
В водном растворе дают большое количество ионов
водорода (хорошо
диссоциируют)
В водном растворе дают
малое количество протонов водорода
(слабо диссоциируют). В химических реакциях такие кислоты не
расписывают на ионы, а записывают в виде целой
молекулы
Пример
Все, кроме
H
2
SO
3
и H
2
CO
3
H
2
SO
3
= SO
2
+ H
2
O
H
2
CO
3
= CO
2
+ H
2
O
Все, кроме H
2
S,
H
2
SO
3
, CH
3
COOH,
H
2
SiO
3,
HNO
2
,
H
2
CO
3
H
2
S, H
2
SO
3
, CH
3
COOH,
H
2
SiO
3,
HNO
2
, H
2
CO
3

13
Таблица. Классификация солей
Соль
ОснОвные
Кислые
Средние
Двойные
Маркер
Соли, содержащие в составе помимо кислотного остатка
гидроксо-группы.
Продукт неполного
превращения основания в соль
Соли, содержащие в составе помимо кислотного остатка катионы водорода.
Продукт неполного замещения катиона водорода на катион металла в кислотах
Соли, в составе которых есть катионы металла и кислотный остаток
Соли, в составе которых 2 или более катионов металла, связанных с кислотным остатком
Пример
Mg(OH)Cl, Al(OH)
2
NO
3
Na
2
HPO
4
, NaH
2
PO
4
MgCl
2
, Li
3
PO
4
KAl(SO)
4
гидроксохлорид магния,
дигидроксонитрат алюминия
гидроортофосфат натрия,
дигидроортофосфат натрия хлорид магния, ортофосфат лития сульфат калия- алюминия
Тема 6. Химические свойства основных классов веществ.

14
Класс
соединения
основный
оксид, Na
2
O
кислотный
оксид, SO
3
амфотерный
оксид, Al
2
O
3
основание, NaOH
амфотерное основание,
Zn(OH)
2
кислота, HNO
3
соль, K
2
SO
4
основный
оксид, Na
2
O
Na
2
SO
4
- соль
NaAlO
2
- солеобразное вещество
Na
2
ZnO
2
+ H
2
O - при сплавлении;
Na
2
[Zn(OH)
4
] - в растворе
NaNO
3
+ H
2
O - соль
+ вода
кислотный
оксид, SO
3
Na
2
SO
4
- соль
Al
2
(SO
4
)
3
- соль
Na
2
SO
4
+ H
2
O - соль + вода
ZnSO
4,
+ H
2
O - соль + вода
амфотерный
оксид, Al
2
O
3
NaAlO
2
- двойной оксид
Al
2
(SO
4
)
3
- соль
NaAlO
2
+ H
2
O - при сплавлении;
Na
3
[Al(OH)
6
] - в водном растворе
Al(NO
3
)
3
+ H
2
O - соль + вода
основание,
NaOH
Na
2
SO
4
+
H
2
O - соль
+ вода
NaAlO
2
+
H
2
O - при сплавлении;
Na
3
[Al(OH)
6
]
- в растворе
Na
2
ZnO
2
+H
2
O - при сплавлении;
Na
2
[Zn(OH)
4
] - в растворе
NaNO
3
+ H
2
O - соль
+ вода реакция идет, если выполняется хотя бы одно условие протекания
амфотерное
основание,
Zn(OH)
2
Na
2
ZnO
2
+
H
2
O - при сплавлении;
Na
2
[Zn(OH)
4
] - в растворе
ZnSO
4
+
H
2
O - соль
+ вода
Na
2
ZnO
2
+ H
2
O - при сплавлении;
Na
2
[Zn(OH)
4
] - в растворе
Zn(NO
3
)
2
+ H
2
O - соль + вода реакции идет, если выполняется хотя бы одно условие протекание
кислота,
HNO
3
NaNO
3
+ H
2
O - соль + вода
Al(NO
3
)
3
+
H
2
O - соль + вода
NaNO
3
+ H
2
O - соль + вода - реакция нейтрализация
Zn(NO
3
)
2
+ H
2
O - соль + вода - реакция нейтрализации реакция идет, если выполняется хотя бы одно условие протекания
соль, K
2
SO
4
реакция идет, если выполняется хотя бы одно условие протекания реакция идет, если выполняется хотя бы одно условие протекания реакция идет, если выполняется хотя бы одно условие протекания реакция идет, если выполняется хотя бы одно условие протекания

15
Тема 7. Условия протекания химических реакций.
Реакция протекает, если:
1. В результате ее образуется осадок;
2. В результате выделяется газ;
3. Образуется малодиссоциирующее вещество;
4. Изменяется цвет.
Конкретно для оксидов:
Реакция оксида с водой протекает только в том случае, если в результате ее образуется растворимое вещество (щелочь или растворимая в воде кислота)
Конкретно для солей:
Реакция между двумя солями возможна только в случае, если выполняется хотя бы одно условие хим. реакции и обе исходные соли
растворимые вещества

16
Тема 8. Основные формулы для решения химических задач.
Таблица. Основные формулы для решения задач
Формула
M(X
n
Y
m
) = Ar(X) *n + Ar(Y)* m n = m/M n = V/V
м n = N/N
A
ꙍ = m р.в.
/ m р-ра
*
100%
φ = V
р.в.
/ V
р-ра
*
100%
Параметры, входящие в формулу
M – молярная (молекулярная масса) масса вещества X
n
Y
m
;
Ar – атомные массы – даны в таблице Менделеева; n,m - индексы n – количество вещества; m – масса вещества;
M – молярная масса вещества
V – объем вещества;
V
м
– молярный объем
N – число молекул в веществе;
N
A
– число
Авогадро
ꙍ - массовая доля; m р.в
– масса растворенного вещества; m р-ра
– масса раствора
φ – объемная доля;
V
р.в
– объем растворенного вещества;
V
р-ра
– объем раствора
Единицы измерения
M – если молекулярная масса – без единиц измерения; молярная – г (кг)/моль; Ar – без единиц измерения n – моль; m – г
(кг); М – г (кг)/ моль
V – л (м
3
);
V
м
– константа
= 22,4 л/моль
N – молекул/моль;
N
A
– константа =
6,02*10^23 молекул/моль
ꙍ - измеряется в долях или в процентах; m
р.в
– г (кг); m
р-ра
– г (кг)
φ – в долях или в процентах;
V
р.в
– л (м
3
);
V
р-ра
– л (м
3
)

17
Тема 9. Окислительно-восстановительные реакции.
Таблица. Типичные окислители и восстановители
Типичные окислители
Типичные восстановители
KMnO
4
H
2
S
K
2
Cr
2
O
7
Fe
+2
MnO
2
Cu
+
CrO
3
NH
3
HNO
3
(конц.) металлы
O
2
Окислитель – элемент, который принимает электроны.
Восстановитель – элемент, который отдает электроны.
Рассмотрим пример уравнивания ОВР-реакции:
KMnO
4
+ H
2
S + H
2
SO
4
= K
2
SO
4
+ MnSO
4
+ S + H
2
O
1. Определяем степени окисления всех элементов.
K
+
Mn
+7
O
4 2-
+ H
+
2
S
2-
+ H
+
2
S
+6
O
4 2-
= K
+
2
S
+6
O
4 2-
+ Mn
+2
S
+6
O
4 2-
+ S
0
+ H
+
2
O
2-
2. Определяем элементы, степень окисления которых изменилась. В данном случае это марганец и сера.
3. Находим окислитель и восстановитель. Элемент, степень окисления которого уменьшилась, является окислителем (приобретает электроны
=> положительный заряд уменьшается => степень окисления становится численно меньше). Соответственно, элемент, степень окисления которого увеличивается, - восстановитель.
4. Составляем электронный баланс:
Mn
+7
+ 5 e
-
=> Mn
+2
S
2-
- 2 е
-
=> S
0
5. Уравниваем электроны, для этого находим наименьшее общее кратное двух чисел и домножаем каждое на необходимый множитель:
Mn
+7
+ 5 e
-
=> Mn
+2
* 2
S
2-
- 2 е
-
=> S
0
* 5
6. Расставляем коэффициенты в уравнении химической реакции:
2 KMnO
4
+ 5 H
2
S + 3 H
2
SO
4
= K
2
SO
4
+ 2 MnSO
4
+ 5 S + 8 H
2
O

18
Форма
существования
Свойство
Изменение свойств
В главных подгруппах
В периодах
Атомы
Заряд ядра
Возрастает ↓
Возрастает →
Число электронных уровней
Возрастает ↓
Не изменяется (равно № периода)
Число электронов на внешнем уровне
Не изменяется (равно № группы)
Возрастает →
Радиус атома
Возрастает ↓ (за счет увеличения электронных слоёв)
Убывает → (за счёт уплотнения слоёв)
Восстановительные свойства
Возрастают ↓
Убывают →
Окислительные свойства
Убывают ↓
Возрастают →
Высшая степень окисления
Постоянна и равна номеру группы
Увеличивается от +1 до +8 (в высших оксидах в т.ч)
Низшая степень окисления
Не изменяется и равна: (8 - № группы)
Для НеМе: - (8- № группы)
Уменьшается от -4 до -1
Электроотрицательность
Убывает ↓
Возрастает →
Простые вещества
Металлические свойства
Усиливаются ↓
Ослабевают →
Неметаллические свойства
Ослабевают ↓
Усиливаются →

19
Соединения
элементов
Высший оксид
Свойства кислотные уменьшаются ↓ основные увеличиваются ↓
Основный - амфотерный - кислотный усиление кислотных и ослабление основных свойств →
Высший гидроксид
Свойства кислотные уменьшаются ↓ основные увеличиваются ↓
Щелочь - основание - амфотерный гидроксид - кислота усиление кислотных и ослабление основных свойств →
Летучие водородные соединения
Валентность = B - № группы кислотные усиливаются ↓
Валентность убывает от 4 до 1

20

21


написать администратору сайта