Опорные конспекты по химии (9 класс)

МКОУ Тополинская СОШ

ОПРОНЫЕ КОНСПЕКТЫ

ПО ХИМИИ

8 КЛАСС

Составитель

Сумцова О.В.

Учитель информатики-химии

2011г.

Электролитическая диссоциация.

Процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении называют электролитической диссоциацией.

Особенно осторожно необходимо растворять серную кислоту, так как из-за повышения температуры часть воды может превратиться в пар и под его давлением выбросить кислоту из сосуда. Чтобы этого избежать, серную кислоту тонкой струей наливают в воду (но не наоборот) при постоянном помешивании.

Растворение – это физико-химический процесс.

Гидратация – это присоединение воды к ионам, атомам или молекулам. Продукты такого процесса называют гидратами.

Кристаллические вещества, в состав которых входит связанная вода, называют кристаллогидратами. Воду входящую в состав кристаллов, называют кристаллизационной водой.

Основные положения теории электролитической диссоциации были сформулированы в 1887 году шведским ученым С.Аррениусом. в настоящее время их можно сформулировать следующим образом:

1. Электролиты – это вещества, которые при растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются на ионы. Ионы – это атомы или группы атомов, обладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) зарядом.

2. Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам.

3. В растворе и расплаве электролита ионы движутся хаотично. При пропускании постоянного электрического тока через этот раствор или расплав положительно заряженные ионы (катионы) движутся к катоду, а отрицательно заряженные иона (анионы) – к аноду.

Диссоциация кислот, оснований и солей.

Кислотой называется вещество, которое при взаимодействии с водой (при растворении в воде) образует ионы оксония Н₃О⁺ (или, упрощая, ионы водорода Н⁺)

СИЛЬНЫЕ: HNO₃, H₂SO₄, HI, HBr, HCl, H₃PO₄

СЛАБЫЕ: H₂SO_3, CH₃COOH, H₂CO₃, H₂S

МАЛОДИССОЦИИРУЮЩИЕ ИЛИ ОЧЕНЬ СЛАБЫЕ: H₂SiO₃

Формулы кислот	Специфический реагент	Образующиеся соединения и внешние эффекты
H2SO4	Ион Ba2+(соли, щелочь)	BaSO4 белый осадок
HCl	Ион Ag+(соли серебра)	AgCl белый творожистый осадок
H2CO3	Известковая вода Ca(OH)2	CaCO3 , помутнение прозрачного раствора известковой воды
HNO3	Cu в присутствии H2SO4	Выделение бурого газа NO2

Химические свойства кислот обеспечиваются ионами водорода, в некоторых реакциях участвуют анионы кислотных остатков( такие реакции специфичны для каждой кислоты и называются качественными).

Основания – это сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве анионов в водных растворах в качестве анионов отщепляются гидроксид-ионы.

Соли – это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Кислые соли – это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и водорода и анионы кислотных остатков.

Алгоритм составления

полных и сокращенных ионных уравнений реакций.

1. Напишите уравнение диссоциации электронов, вступающих в реакцию (обратите внимание на запись обозначения зарядов ионов).

2. Отметьте, при соединении каких ионов могут образовываться малодиссоциирующие соединения, и расставьте коэффициенты (если нужно).

3. Напишите формулу малодиссоциирующего вещества и обозначения ионов, не участвующих в реакции, в правой части уравнения.

4. Внимательно проверьте написанное! Сумма положительно заряженных ионов в левой и правой частях уравнения реакции должна равняться нулю.

5. Допишите знак равенства.

6. Напишите сокращенное ионное уравнение реакции, отражающее суть реакции ионного обмена (образование малодиссоциирующих веществ). Учтите, что вначале пишут катион, а потом анион.

Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов, называют окислительно-восстановительными.

При составлением уравнений окислительно-восстановительных реакций пользуются следующим алгоритмом.

1. Пишем формулы реагирующих веществ, ставим стрелку, а за ней пишем формулы веществ, которые образуются при данной реакции.

2. Проставляем степень окисления над знаками элементов, у которых она меняется.

3. Выписываем химические знаки элементов, атомы или ионы которых меняют степень окисления.

4. Находим, сколько электронов отдают или принимают соответствующие атомы или ионы.

5. Находим наименьшее общее кратное чисел отданных и присоединенных электронов (их число должно быть одинаково)

6. Найденные коэффициенты ставим перед соответствующими формулами в правой части уравнения.

7. Соответственно найденным коэффициентам в правой части уравнения находим коэффициенты для формул всех остальных веществ.

8. Проверяем, соответствует ли число атомов всех элементов в левой части уравнения числу атомов в правой части уравнения.

С водой не реагируют соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, так как ионы таких солей не могут связываться с ионами Н⁺ и ОН^-.

С водой реагируют соли, образованные или слабым основанием и сильной кислотой, или сильным основанием и слабой кислотой. Это объясняется тем, что в составе таких солей имеются ионы, которые могут связываться с ионами Н⁺ и ОН^-.

Гидролиз соли – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих электролитов.

Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, в водном растворе не существуют, потому что они или выпадают в осадок, или разлагаются водой.

Гидролиз соли – это обратимая реакция. Гидролиз усиливается при нагревании и сильном разбавлении раствора.

Кислород и сера.

Явление, когда один и тот же химический элемент образует несколько простых веществ, называют аллотропией. Простые вещества, образованные одним и тем же химическим элементом, называют аллотопными видоизменениями этого элемента.

Химические свойства серы.

Окислительные свойства	Восстановительные свойства
При нагревании сера горит почти со всеми металлами. С некоторыми металлами, например Na, K, Hg сера взаимодействует даже без нагревания. При пропускании паров серы в смеси с водородом через трубку, нагретую до 150-200°С, образуется сероводород.	На воздухе сера горит с образованием сернистого газа (SO2 При обычных условиях сера реагирует с фтором с образованием очень устойчивого соединения (SF6) – гексафторид серы.

Сероводород.

Сероводород – бесцветный газ, тяжелее воздуха, с неприятным запахом тухлых яиц. Сероводород очень ядовит. Уже 0,1% объема сероводорода в воздухе вызывает тяжелые отравления. Однако в малых количествах сероводород полезен: при некоторых заболеваниях в медицине используют сероводородные ванны.

Сероводород образуется при разложении без доступа воздуха многих природных органических веществ, содержится в вулканических газах, в воде минеральных источников.

Все опыты с сероводородом нужно проводить в вытяжном шкафу!

Сероводород легко можно получить в лаборатории действием разбавленной серной кислоты на сульфид железа (II):

FeS +H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂S↑

Эта реакция проводится в аппарате Киппа, который используют для получения водорода.

Сероводород горит на воздухе голубым пламенем, при этом образуется сернистый газ, или оксид серы (IV):

2H₂S + 3O₂ = 2H₂O +2SO₂

При недостатке кислорода образуются пары воды и сера:

2H₂S + O₂ = 2H₂O +2S

Сероводород обладает свойствами восстановителя. Если в пробирку с небольшим количеством сероводородной воды прилить бромную воду, то раствор обесцвечивается. На поверхности раствора появляется сера:

H₂S + Br₂ = 2HBr +S

Сероводород малорастворим в воде. При 20° в одном объеме воды растворяется 2,4 объема сероводорода. Водный раствор сероводорода проявляет свойства слабой кислоты:

H₂S ↔HS^- + H⁺

HS^-↔ S^2- + H⁺

Сероводородная кислота вступает со щелочами в реакцию нейтрализации:

H₂S + NaOH = NaHS + H₂O

^{избыток}

H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O

^{избыток}

Средние соли сероводородной кислоты называют сульфидами, а кислые – гидросульфидами. В воде растворимы сульфиды щелочных металлов и большинство гидросульфидов.

Сернистый газ. Сернистая кислота.

При горении серы на воздухе образуется сернистый газ, или оксид серы (IV) SO₂. Это бесцветный газ с резким характерным запахом, более чем в 2 раза тяжелее воздуха, хорошо растворяется в воде, ядовит.

SO₂кислотный оксид.

H₂O + SO₂ ↔ H₂SO₃ реакция обратимая.

Сернистая кислота – неустойчивое соединение, легко распадается на оксид серы (IV) и воду. Эта кислота средней силы. Она образует два ряда солей: средние – сульфиты и кислые гидросульфиты.

Качественной реакцией на сульфиты является взаимодействие соли с сильной кислотой, при этом выделяется газ SO₂ с резким запахом.

Сернистый газ как кислотный оксид взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

Серная кислота (разбавленная)

Химическая формула H₂SO₄

Структурная формула

‌‌ О

│ ‌

HO – S – OH

│

О

Уравнение диссоциации

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2- сильный электролит

Правила техники безопасности при приготовлении раствора серной кислоты

Кислоту нужно небольшими порциями вливать в воду.

Химические свойства

Me (в ряду активности до Н₂)

MeSO₄ + H₂↑

MeO

MeSO₄ + H₂O

MeOH

H₂SO₄ + MeSO₄ + H₂O

(разб.) MeR (в случае ↑ или ↓)

MeSO₄ + HR

BaR (качественная реакция)

Белый осадок BaSO₄↓ + HR

Производство серной кислоты:

FeS₂ → SO₂ → SO₃ → H₂SO₄

Скорость химических реакций. Химическое равновесие.

Скорость химической реакции определяется изменением концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени.

Условия, влияющие на скорость химических реакций.

1. Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ.

2. Для веществ в растворенном состоянии и газов скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ.

3. Для веществ в твердом состоянии скорость реакции прямо пропорциональна поверхности реагирующих веществ.

4. При повышении температуры на каждые 10°С скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

5. Скорость химических реакций зависит от присутствия некоторых веществ. (катализаторов, ингибиторов).

Вещества, которые ускоряют химические реакции, но сами при этом не расходуются, называют катализаторами.

Вещества, которые замедляют скорость химических реакций, называют ингибиторами.

Химические реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном, - называю обратимыми реакциями.

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.

Принцип Ле Шателье: при изменении внешних условий химическое равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет это внешнее воздействие.

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермического процесса.

При повышении давления равновесие смещается в сторону меньшего объема.

При увеличении концентрации одного из исходных веществ равновесие смещается в сторону образования новых веществ.

При увеличении концентрации продукта реакции равновесие смещается в сторону исходных вещества.

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия, они способствуют более быстрому достижению равновесия.

Азот.

Молекула азота – N₂, структурная формула N Ξ N, электронная формула :N: :N:

В молекуле азота одна σ-связь и две π-связи.

Азот находится в воздухе в свободном виде – 78% по объему.

Физические свойства. Азот – газ без цвета и запаха, немного легче воздуха. Растворимость его в воде незначительна. Азот в твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку, поэтому у него низкие температуры плавления и кипения.

Химические свойства. При обычных условиях азот малоактивен

Аммиак.

Молекулярная формула – NH₃

Физические свойства – бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха, очень хорошо растворим в воде. При повышении давления аммиак сжижается. Жидкий аммиак имеет большую теплоту испарения, поэтому его применяют в холодильных устройствах.

Химические свойства.

1. При нагревании разлагается:

2NH₃ ↔ N₂ + 3H₂

2. Горит в кислороде:

4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O

3. В присутствии катализатора (сплав платины и родия) окисляется кислородом воздуха

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

4. Реагирует с водой

NH₃ + H₂O→ NH₄⁺ + OH^-

5. Реагирует с кислотами, образуя нормальные и кислые соли

NH₃ + HCl → NH₄Cl

NH₃ + H₂SO₄ → NH₄HSO₄

2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄

Соли аммония.

Физические свойства. Все соли аммония – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимы в воде.

Химические свойства.

1. Сильные электролиты, диссоциируют на ионы

NH₄R → NH₄⁺ + R

2. Реагируют с кислотами

NH₄R + HR₁ → NH₄R₁+ HR

3. Реагируют с другими солями

NH₄R + MeR₁ → NH₄R₁ + MeR

4. Подвергаются гидролизу

5. При комнатной температуре разлагаются

NH₄R → NH₃↑ + HR

6. Реагируют со щелочами

NH₄R + MeOH → MeR + NH₃↑ + H₂O

Оксиды азота.

Признаки	N2O	NO	NO2	N2O3	N2O5
Агрегатное состояние	Газ			Жидкость	Твердое вещество
Цвет	Бесцветный		Бурый	Темно синяя	Белое
Токсичность для организма	---	+
Отношение к воде	Малорастворим		Химически взаимодействует
Кислотно-основные свойства	Восстановительные		Окисли-тельно восстано-вительные	Окислительные
Особые свойства	Разлагается	Окисляется кислородом, восстанав-ливается водородом	+ Н и МеОН	Разлагается
Получение	Из NH4NO3	Окислением N2, NH3, из HNO3 (разб.) и Cu	Из HNO3 (конц.) и, Cu окислением NO	Из NO2 и NO	Обезво-живани-ем HNO3, окис-лением NO2
Применение	Медицина	Замедление цепных реакций, получение NO2	Производство HNO3	Промышленного значения не имеет

Азотная кислота.

Физические свойства. Чистая азотная кислота – бесцветная дымящаяся жидкость с резким, раздражающим запахом. Концентрированная азотная кислота обычно окрашена в желтый цвет.

Химические свойства.

Me

MeNO₃ + (различные оксиды азота, азот, аммиак)

MeO

MeNO₃ + H₂O

MeOH

HNO₃ + MeNO₃ + H₂O

(разб.) MeR (более слабых кислот)

MeNO₃ + HR

Белок (качественная реакция)

Вещество ярко-желтого цвета.

Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

Cu⁰ – 2e^- → Cu⁺² 1

N⁺⁵ + e^- → N⁺⁴ 2

3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

Cu⁰ – 2e^- → Cu⁺² 3

N⁺⁵ +3e^- → N⁺⁴ 2

Производство азотной кислоты: NH₃ → NO→ NO₂ → HNO₃

Соли азотной кислоты.

Соли азотной кислоты называют нитратами.

Нитраты образуются при взаимодействии: 1) металлов основных оксидов, оснований, аммиака и некоторых солей с азотной кислотой; 2) оксида азота (IV) со щелочами.

Физические свойства. Все нитраты – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Химические свойства.

Me находится левее Mg MeNO₂ + O₂↑

MeNO₃ t Me находится между Mg и Cu MeO + NO₂↑ + O₂↑

Me находится правее Cu Me + NO₂↑ + O₂↑

_t

NH₄NO₃ → N₂O↑ + 2H₂O

Для качественного определения нитрат ионов в пробирку помещают исследуемое вещество, добавляют медных стружек, приливают концентрированную азотную кислоту и нагревают. Выделение газообразного оксида азота (IV) бурого цвета свидетельствует о наличии нитрат-ионов NO₃^-.

Фосфор.

В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных видоизменений: красный, белый и черный фосфор. а – молекулы белого фосфора, б – кристаллическая решетка черного фосфора, в – кристаллическая решетка красного фосфора.

Из-за большой активности фосфор в природе встречается только в соединениях.

Фосфор получают из фосфоритов и апатитов, нагревая их в электрической печи без доступа воздуха в присутствии оксида кремния (IV) и угля.

Физические свойства.

Белый фосфор. Кристаллическое вещество, можно резать ножом (под водой). Бесцветный с желтоватым оттенком. Имеет чесночный запах. Плотность 1,8г/см³. В воде не растворяется. Хорошо растворяется в сероуглероде. Температура плавления. 44°С. Температура воспламенения 40°С. В измельченном состоянии воспламеняется при обычной температуре. В темноте светится. Сильный яд.

Красный фосфор. Аморфное или кристаллическое вещество. Темно-красного цвета. Без запаха. Плотность 2,3г/см³. В воде и сероводороде не растворяется. При сильном нагревании превращается в пары белого фосфора. Температура воспламенения примерно 260°С. Не светится, не ядовит.

Химические свойства.

O₂ → P₂O₅

Р + H₂ → PH₃

Me → MeP

Оксид фосфора (V).

Физические свойства. Оксид фосфора (V) = белый рыхлый порошок, чрезвычайно гигроскопичный. Поэтому его следует хранить в герметически закрытых сосудах.

Химические свойства. По химическим свойствам сходен с другими кислотными оксидами.

_t

P₂O₅ + H₂O → 2HPO₃ P₂O₅ + H₂O → 2H₃PO₄

Ортофосфорная кислота и ее соли.

Физические свойства. Твердое кристаллическое вещество, бесцветное, хорошо растворимое в воде.

Химические свойства.

Водный раствор кислоты изменяет окраску индикатора. Диссоциация происходит ступенчато.

H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄^- H₂PO₄ ↔ H⁺ + HPO₄^- HPO₄ ↔ H⁺ + PO₄^-

Me

MeРO₄ + Н₂↑

MeO

MeРO₄ + H₂O

MeOH

H₃PO₄ + MeРO₄ + H₂O

MeR (более слабых кислот)

MeРO₄ + HR

AgNO₃ (качественная реакция)

Желтый осадок.

При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту.

2H₃PO₄ → H₄P₂O₇ (дифосфорная кислота) + H₂O

H₄P₂O₇ → 2HPO₃ (метафосфорная кислота) + H₂O

Ортофосфорная кислота играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Ее остатки входят в состав аденозинтрифосфорной кислоты АТФ.

При разложении АТФ выделяется большое количество энергии.

Ортофосфаты.

Ортофосфорная кислота образует три ряда солей.

MeРO₄ – ортофосфаты

MeНРO₄ – гидроортофосфаиы

Me Н₂РO₄ – дигидроортофосфаты

Вместо иона одновпалентного металла в состав ортофосфатов может входить ион аммония:

(NH₄)₃PO₄ - ортофосфат аммония,

(NH₄)₂ HPO₄ - гидроортофосфат аммония,

NH₄H₂PO₄ - дигидроортофосфат аммония.

Ортофосфаты и гидроортофосфаты кальция и аммония широко используются в качестве удобрений, ортофосфат и гидроортофосфат натрия – для осаждения из воды солей кальция.