В вашем браузере отключен JavaScript. Из-за этого многие элементы сайта не будут работать. Как включить JavaScript?

8-800-1000-299

опроные конмпекты химия 9 кл.doc (Опорные конспекты по химии (9 класс))

Ольга Сумцова
Файл прикреплен к материалу: Опорные конспекты по химии (9 класс)
Войдите для скачивания файлов

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: H2SO3, 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

  1. При нагревании сера горит почти со всеми металлами.

  2. С некоторыми металлами, например Na, K, Hg сера взаимодействует даже без нагревания.

  3. При пропускании паров серы в смеси с водородом через трубку, нагретую до 150-200°С, образуется сероводород.

  1. На воздухе сера горит с образованием сернистого газа (SO2

  2. 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:

H2SHS- + H+

HS-S2- + 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 + SO2H2SO3 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

│ ‌

HOSOH

О


Уравнение диссоциации

H2SO4 = 2H+ + SO42- 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:

FeS2SO2SO3 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

  1. Горит в кислороде:

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O

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

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O

  1. Реагирует с водой

NH3 + H2O→ NH4+ + OH-

  1. 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

  1. Реагируют с кислотами

NH4R + HR1 → NH4R1+ HR

  1. Реагируют с другими солями

NH4R + MeR1 → NH4R1 + MeR

  1. Подвергаются гидролизу

  2. При комнатной температуре разлагаются

NH4R → NH3↑ + HR

  1. Реагируют со щелочами

NH4R + MeOHMeR + 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: NH3NONO2HNO3

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.

H3PO4H+ + H2PO4- H2PO4H+ + HPO4- HPO4H+ + 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.

2H3PO4H4P2O7 (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.


Дистанционное обучение педагогов по ФГОС по низким ценам

Вебинары, курсы повышения квалификации, профессиональная переподготовка и профессиональное обучение. Низкие цены. Более 6000 образовательных программ. Диплом госудаственного образца для курсов, переподготовки и профобучения. Сертификат за участие в вебинарах. Бесплатные вебинары. Лицензия.

Рекомендуем

Литература, которая может вам помочь.

Отправка ошибки

Текст ошибки:
Комментарий:
Используйте вашу учетную запись Яндекса для входа на сайт.
Используйте вашу учетную запись Odnoklassniki.ru для входа на сайт.
Используйте вашу учетную запись Google для входа на сайт.
Используйте вашу учетную запись VKontakte для входа на сайт.
@mail.ru