Формулы для экзамена по химии

Основные формулы для решения задач по химии

05-Авг-2012 | комментариев 450 | Лолита Окольнова

Все, все основные задачи по химии решаются с помощью

нескольких основных понятий и формул.

У всех веществ разная масса, плотность и объем. Кусочек металла одного элемента может весить во много раз больше, чем точно такого же размера кусочек другого металла.

Моль (количество моль)

обозначение: моль, международное: mol — единица измерения количества вещества. Соответствует количеству вещества, в котором содержится N_A частиц (молекул, атомов, ионов). Поэтому была введена универсальная величина — количество моль. Часто встречающаяся фраза в задачах — «было получено… моль вещества»

N_A = 6,02 · 10²³ 

N_A — число Авогадро.  Тоже «число по договоренности». Сколько атомов содержится в стержне кончика карандаша? Несколько миллионов. Оперировать такими величинами не удобно. Поэтому химики и физики всего мира договорились — обозначим 6,02 · 10²³ частиц (атомов, молекул, ионов) как 1 моль вещества.

1 моль =  6,02 · 10²³ частиц 

Это была первая из основных формул для решения задач.

Молярная масса вещества

Молярная масса вещества — это масса одного моль вещества. Обозначается как M

Есть еще молекулярная масса — Mr

Находится по таблице Менделеева — это просто сумма атомных масс вещества.

Например, нам дана серная кислота — H₂SO₄. Давайте посчитаем молярную массу вещества: атомная масса H =1, S-32, O-16.
Mr(H₂SO₄)=1•2+32+16•4=98 гмоль.

Вторая необходимая формула для решения задач —

формула массы вещества:

Т.е., чтобы найти массу вещества, необходимо знать количество моль (n), а молярную массу мы находим из Периодической системы.

Закон сохранения массы — масса веществ, вступивших в химическую реакцию, всегда равна массе образовавшихся веществ.

Если мы знаем массу (массы) веществ, вступивших в реакцию, мы можем найти массу (массы) продуктов этой реакции. И наоборот.

Третья формула для решения задач по химии —

объем вещества:

Откуда взялось число 22.4?  Из закона Авогадро:

в равных объёмах различных газов, взятых при одинаковых температуре и давлении, содержится одно и то же число молекул.

Согласно закону Авогадро, 1 моль идеального газа при нормальных условиях (н.у.) имеет один и тот же объём V_m = 22,413 996(39) л

Т.е., если в задаче нам даны нормальные условия, то, зная количество моль (n), мы можем найти объем вещества.

Итак,  основные формулы для решения задач по химии

 Число Авогадро N_A

6,02 · 10²³ частиц

Количество вещества n (моль)

n=mM

n=V22.4 (лмоль)

Масса вещества m (г)

m=n•Mr

Объем вещества V(л)

V=n•22.4 (лмоль)

или вот еще удобная табличка:

 Это формулы. Часто для решения задач нужно сначала написать уравнение реакции и (обязательно!) расставить коэффициенты — их соотношение определяет соотношение молей в процессе.

---

В ОГЭ и ЕГЭ по химии задач , в которых нужно было бы найти только объем массу кол-во моль нет — это обычно ЧАСТЬ решения задачи. Однако, чтобы легко решать более сложные задачи, нужно тренироваться на таких вот небольших упражнениях.

Находим количество вещества по массе

 
1 Какое количество вещества алюминия содержится в образце металла массой 10.8 г?

2 Какое количество вещества содержится в оксиде серы (VI) массой 12 г?

3 Определите количество моль брома, содержащееся в массе 12.8 г.

Находим массу по количеству вещества:

4. Определите массу карбоната натрия количеством вещества 0.25 моль.

Объем по количеству вещества:

 
5. Какой объем будет иметь азот при н.у., если его количество вещества 1.34 моль?

6. Какой объем занимают при н.у. 2 моль любого газа?
 

Ответы:/p>
 

1. 0.4 моль
2. 0.15 моль
3. 0.08 моль
4. 26.5 г
5. 30 л
6. 44.8 л

---

Категории:
|

Обсуждение: «Основные формулы для решения задач по химии»

(Правила комментирования)

Химия

В помощь сдающим ОГЭ

методическое пособие по химии

для учащихся 9-х классов,

Тема №1: «Строение атомов первых 20 химических элементов

ПСХЭ Д. И. Менделеева».

Обязательный минимум знаний.

Строение атома: ядро (протоны и нейтроны) + электроны.

Число протонов (p⁺) – равно порядковому номеру химического элемента (Z).

Число нейтронов (n⁰) – равно A-Z, где А – массовое число.

Число электронов (е^—) — равно порядковому номеру химического элемента (Z).

Заряд ядра = число протонов = число электронов (+Z = p⁺ = е^—).

Номер периода показывает – число электронных слоев в электронной оболочке атома.

Номер группы показывает – число электронов на внешнем электронном слое атома + число валентных электронов.

Валентные электроны – электроны, участвующие в образовании химической связи.

Распределение электронов по энергетическим уровням: на 1-м максимум 2 электрона, на 2-м – 8 электронов, на 3-м – 18 электронов (если уровень последний – то число электронов на нём равно номеру группы или высчитывается как разница общего числа электронов и электронов на предыдущих уровнях). Если последний (внешний) уровень атома имеет максимальное число электронов, то такой электронный слой называется завершенным (его имеют атомы благородных газов – элементы 8 группы).

Тема №2: «Периодический закон и ПСХЭ Д. И. Менделеева».

Обязательный минимум знаний.

Закономерности изменения свойств элементов и их соединений.

В периоде слева направо:

1. Радиус атома уменьшается;

2. Металлические свойства ослабевают;

3. Неметаллические свойства возрастают;

4. Восстановительные свойства ослабевают;

5. Окислительные свойства возрастают;

6. Электроотрицательность возрастает;

7. Число валентных электронов возрастает;

8. Основные оксиды через амфотерные сменяются кислотными.

В группе сверху вниз:

1. Радиус атома возрастает;

2. Металлические свойства возрастают;

3. Неметаллические свойства ослабевают;

4. Восстановительные свойства возрастают;

5. Окислительные свойства ослабевают;

6. Электроотрицательность уменьшается;

7. Число валентных электронов постоянно и равно номеру группы.

Тема №3: «Химическая связь».

Обязательный минимум знаний.

Типы химических связей:

1. Ковалентная полярная химическая связь (образуется между атомами неметаллов с разным значением электроотрицательности или между атомами металла и неметалла с небольшой разностью в значении электроотрицательности). Например: H₂S, NH₃.

2. Ковалентная неполярная химическая связь (образуется между атомами неметаллов с одинаковым значением электроотрицательности). Например: H₂, O₂, P₄, S₈.

3. Ионная химическая связь (образуется между атомами неметалла и металла). Например: NaCl, CaO, K₂S.

4. Металлическая химическая связь – характерна для металлов и сплавов. Например: Al, Cu, бронза, чугун, латунь.

Тема №4: «Степень окисления химических элементов».

Обязательный минимум знаний.

Правила расчета степени окисления:

1. С.о. водорода = +1 в соединениях с неметаллами и = -1 в соединениях с металлами (гидриды металлов);

2. С.о. кислорода = -2, кроме пероксидов (-1) и фторидов (+2);

3. С.о. металла = заряду его иона (в таблице растворимости);

4. С.о. простого вещества = 0;

5. Сумма с.о. всех элементов в сложном веществе = 0;

6. С.о. иона = заряду иона (в таблице растворимости).

Алгоритм определения степени окисления элементов в бинарных соединениях:

1. Выбрать более электроотрицательный элемент и найти его степень окисления, как № группы – 8. Написать над ним степень окисления.

2. Умножить степень окисления на индекс у этого элемента. Полученное число со знаком «минус» подписать под другим элементом.

3. Такое же число со знаком «плюс» подписать под другим элементом.

4. Разделить это число на индекс другого элемента. Полученную степень окисления написать над элементом.

Алгоритм определения степени окисления неметалла в кислотах и солях:

1. Отделить кислород вертикальной чертой, записать сверху его степень окисления – 2 и умножить на индекс. Полученное число написать под кислородом.

2. Такое же число с противоположным знаком записать под левой частью формулы.

3. Вычесть из него число атомов водорода (для кислот) или заряд металла*индекс металла (для солей). Полученное число написать над знаком центрального элемента.

Тема №5: «Простые и сложные вещества. Основные классы неорганических веществ. Номенклатура органических соединений».

Обязательный минимум знаний.

Классификация веществ

Вещества

Простые Сложные

Металлы Неметаллы Оксиды Основания Кислоты Соли

Оксиды – бинарные соединения кислорода, в котором он проявляет степень окисления –2 (CaO, Al₂O₃).

Классификация оксидов.

Оксиды

несолеобразующие солеобразующие

CO, N₂O, NO, SiO, S₂O

основные амфотерные кислотные

Несолеобразующие оксиды – не взаимодействуют с кислотами и щелочами и, как следствие, не образуют солей. Основные оксиды – образованы металлом в с.о.+1 и +2 (Na₂O, MgO). Амфотерные оксиды – образованы металлами в с.о. +3 и +4 (Al₂O₃, PbO₂). Исключения: ZnO, PbO, SnO, BeO (у них с.о. металла равна +2). Кислотные оксиды – образованы металлом в с.о.+5,+6,+7 или неметаллов, исключая несолеобразующие (SO₃, CO₂).

Основания – сложные соединения, в составе которых катион металла соединен с гидроксид-анионами: Me(OH)_n. Например: NaOH, Ca(OH)₂. Основания могут быть растворимыми и нерастворимыми. Растворимые в воде основания – щелочи (они окрашивают индикаторы).

Кислоты – сложные соединения, в составе которых атом водорода соединен с кислотным остатком (HCl, H₂SO₄). Кислотный остаток может состоять из одного элемента (Cl^—) и быть сложным (SO₄^—).

Соли – сложные вещества, в составе которых катион металла соединен с кислотным остатком (NaCl, CaSO₄).

Формулы и названия кислот и солей.

Формула кислоты	Название кислоты	Название соли	Пример соли
HF	Фтороводородная (плавиковая)	Фторид	FeF3, фторид железа (III)
HCl	Хлороводородная (соляная)	Хлорид	CuCl2, хлорид меди (II)
HBr	Бромоводородная	Бромид	MgBr2, бромид магния
HI	Йодоводородная	Йодид	NaI, йодид натрия
H2S	Сероводородная	Сульфид	FeS, сульфид железа (II)
H2SO3	Сернистая	Сульфит	Na2SO3, сульфит натрия
H2SO4	Серная	Сульфат	BaSO4, сульфат бария
HNO2	Азотистая	Нитрит	KNO2, нитрит калия
HNO3	Азотная	Нитрат	Cu(NO3)2, нитрат меди (II)
H2CO3	Угольная	Карбонат	CaCO3, карбонат кальция
H2SiO3	Кремниевая	Силикат	Na2SiO3, силикат натрия
H3PO4	Фосфорная	Фосфат	Ca3(PO4)2, фосфат кальция

Тема №6: «Условия и признаки протекания химических реакций. Химические уравнения».

Обязательный минимум знаний.

Физические явления – явления, при которых состав вещества остается постоянным, а изменяется лишь его агрегатное состояние или форма и размеры тел. Примеры: плавление парафина, таяние льда, испарение воды.

Химические явления (химические реакции)– явления, при которых одни химические вещества превращаются в другие. Примеры: горение древесины, ржавление металлов, скисание молока.

Химическое уравнение – это условная запись химической реакции с помощью химических формул и коэффициентов.

Признаки химических реакций:

1. Изменение цвета;

2. Выделение тепла и света;

3. Выделение газа;

4. Растворение осадка;

5. Изменение запаха;

6. Выпадение осадка.

.

Тема №7: «Классификация химических реакций».

Обязательный минимум знаний.

Типы химических реакций по числу и составу исходных и полученных веществ:

1. Реакция разложения – это реакции, при которых из одного вещества образуется несколько других. Например: Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

2. Реакция соединения – это реакции, при которых из нескольких веществ образуется одно. Например: S + O₂ → SO₂

3. Реакция обмена – это реакции, при которых два сложных вещества обмениваются своими составными частями. Например:

CuSO₄ + BaCl₂ → BaSO₄ + CuCl₂

1. Реакция замещения – это реакция между простым и сложным веществом, при которой атомы простого вещества, замещают атомы одного из элементов в сложном веществе. Например:

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂

Типы химических реакций по тепловому эффекту:

1. Экзотермические – протекают с выделением теплоты;

2. Эндотермические – протекают с поглощением теплоты.

По изменению степени окисления исходных веществ и продуктов реакции:

1. Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, протекающие с изменением степени окисления;

2. Не окислительно-восстановительные реакции – реакции, протекающие без изменением степени окисления;

По участию катализатора:

1. Каталитические – протекают с участием катализатора;

2. Некаталитические – протекают без участия катализатора.

По обратимости:

1. Обратимые – протекают в двух противоположных направлениях;

NaCl + HNO₃ ↔ HCl +NaNO₃

1. Необратимые – протекают только в одном направлении.

NaCl + AgNO₃ → AgCl↓ + NaNO₃

Тема №8: «Электролиты и неэлектролиты. Катионы и анионы».

Обязательный минимум знаний.

Электролиты – вещества, растворы которых проводят электрический ток. К электролитам относятся – растворимые кислоты, щелочи, соли.

Неэлектролиты – вещества, растворы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся – нерастворимые кислоты, основания, соли; оксиды; органические вещества: раствор сахарозы, метанол, этанол, глюкоза.

Дополнительная информация: Габриелян О. С., Химия 8 кл., 2008г., § 35.

Тема №9: «Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей».

Обязательный минимум знаний.

Положения ТЭД:

1. При растворении в воде электролиты диссоциируют на положительные ионы (катионы) и отрицательные ионы (анионы).

2. Под действие электрического тока катионы движутся к катоду (-), анионы – к аноду (+).

3. Диссоциация – обратимый процесс.

4. Не все электролиты диссоциируют в равной мере.

5. Химические свойства электролитов определяются свойствами тех ионов, которые они образуют при диссоциации.

Кислоты – электролиты, которые при диссоциации образуют катионы водорода и анионы кислотного остатка. Например: HCl → H⁺ + Cl^—

Основания – электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и гидроксид-анионы. Например: NaOH → Na⁺ + OH^—

Соли — электролиты, которые при диссоциации образуют катионы металла и анионы кислотного остатка. Например: NaCl → Na⁺ + Cl^—

Это важно! При диссоциации индексы выносятся вперед ионов. Например: Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO4^2-

Тема №10: «Реакции ионного обмена и условия их осуществления».

Обязательный минимум знаний.

Взаимодействие кислот, оснований и солей

кислота (р)

1р р

основание (р) соль (р) ↓, ↑, H₂O

р

Эта схема показывает, что кислота может реагировать с основанием, если что-либо одно из них растворимо; растворимая кислота может реагировать с солью; соли между собой могут реагировать, если обе они растворимы; соль с основанием могут реагировать, если и соль, и основание растворимы. Условия реакции – образование осадка, газа или воды.

Алгоритм составления реакций ионного обмена:

1. Записать исходные вещества. Подписать классы веществ.

2. Проверить, являются ли они электролитами (по таблице растворимости). По схеме определить, возможна ли такая реакция.

3. Если возможно, над ионами в исходных веществах проставить заряды (по таблице растворимости).

4. Поменять правые части формул местами и записать, таким образом продукты реакции.

5. Правильно составить формулы продуктов. Для этого поставить заряды ионов, снести их крест-накрест и сократить, если нужно.

6. Расставить коэффициенты в уравнении

7. Под формулами продуктов реакции подписать, являются ли они электролитами или неэлектролитами.

8. Записать электролиты в виде ионов с учетом индексов и коэффициентов; неэлектролиты оставить в молекулярном виде.

9. В левой и правой части сократить одинаковые частицы.

10. Записать оставшиеся после сокращения ионы и молекулы.

Условия протекания реакций ионного обмена до конца (необратимо):

1. Образуется осадок.

2. Образуется газ.

3. Образуется малодиссоциируемое вещество, например вода.

Тема №11: «Химические свойства простых веществ: металлов и неметаллов».

Обязательный минимум знаний.

+ неметалл → соль или оксид (1)

+ Н₂О → Ме(ОН)_n+H₂ (если Ме от Li-Al) (2)

+ Н₂О → Ме₂О_n+H₂ (если Ме от Mn-Cd) (3)

Металл + кислота → соль (растворимая) + Н₂ (Ме левее Н) (4)

+ соль → соль’ (растворимая)+ Ме (5)

+ Ме₂О_n → Ме’ + Ме₂O_m (6)

1. . Образуется бинарное соединение. Металл пишется слева, неметалл справа. У металла с.о. равна +№ группы (есть исключения), у неметалла с.о. равна № группы — 8.Например: 2Са + О₂ → 2Са⁺²О^-2.

2. . Металлы от лития до натрия реагируют с водой при комнатной температуре, остальные – при нагревании. 2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂.

3. . Данная реакция протекает при нагревании. Zn + H₂O → ZnO + H₂.

4. .Данная реакция характерна только для разбавленных кислот. Металлы, стоящие в ряду напряжений после водорода, с разбавленными кислотами не взаимодействуют. Ещё одно условие данной реакции: в результате неё должна быть образована растворимая соль. Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂. Это важно!: азотная кислота по особому взаимодейстует с металлами (см. А.14).

5. . Zn + CuCl₂ → ZnCl₂ +Cu.

6. . 2Al + Cr₂O₃ → Al₂O₃ + 2Cr

Это важно! Особенности химических свойств некоторых металлов:

1. Особенности щелочных металлов (Li, Na, K):

• При взаимодействии с кислородом литий образует оксид Li₂O, натрий образует пероксид Na₂O₂: 2Na + O₂ → Na₂O₂.

• С растворами кислот и солей не взаимодействуют, т.к. в первую очередь будут вступать в реакцию с водой.

2. Особенности алюминия:

• При обычных условиях малоактивен, т.к. покрыт прочной оксидной пленкой Al₂O₃ (большинство реакций идут при нагревании);

• Является амфотерным металлом, поэтому взаимодействует не только с растворами кислот, но и с щелочами, образуя соль — алюминат:

2Al+2NaOH+2H₂O→2NaAlO₂+3H₂↑

• На холоду не взаимодействует с концентрированными серной и азотной кислотами (пассивируется).

3. Особенности железа:

• Для железа характерно образование двух соединений: Fe²⁺ и Fe³⁺;

• Образование соединений железа:

+2	+3
1). С неметаллами
Fe + S → FeS	2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
3Fe + 2O2 → Fe3O4
2). C водой:
3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2↑
3). С кислотами
Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑
4). С солями:
Fe + СuSO4 → FeSO4 + Cu

Тема №12: «Химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных».

Обязательный минимум знаний.

+H₂O кислота (р)

кислотные + щелочь соль + H₂O

Оксиды + соль

основные + кислота соль +H₂O

+ H₂O щелочь

Это важно! Амфотерные оксиды будут сочетать свойства основных и кислотных оксидов, т.е. будут вступать в реакции с щелочами и кислотами.

Дополнительная информация: Габриелян О. С., Химия 8 кл., 2008г., § 40.

Тема №13: «Химические свойства оснований».

Обязательный минимум знаний.

+ кислотный оксид → соль + H₂O

Щелочи + кислота → соль + H₂O

Основания + соль → соль + основание (↑,↓)

Нерастворимые + кислота → соль + H₂O

нагревание → МеО + H₂O

Тема №14: «Химические свойства кислот».

Обязательный минимум знаний.

+ Ме (до Н) → соль + Н₂

+ основный/амфотерный оксид → соль + Н₂О

Кислота + основание/амфотерный гидроксид → соль + Н₂О

+ соль → соль + кислота (↓,↑)

!Особенности взаимодействия азотной кислоты с металлами:

1. Водород никогда не выделяется;

2. Металл в полученном нитрате имеет максимальную степень окисления;

3. На холоду не взаимодействует с: Al, Fe, Cr, Co, Ni.

4. Продукты реакции зависят от двух факторов:

• Активность металла;

• Концентрация кислоты.

HNO_{3 (к)} + Ме (I, II группа, гл.подгр.) → нитрат + N₂O + H₂O

HNO_{3 (к)} + Ме (остальные) → нитрат + NO₂ +H₂O

HNO_{3 (р)} + Ме (I, II группа, гл.подгр.) → нитрат + NH₃ (или NH₄NO₃) + H₂O

HNO_{3 (р)} + Ме (остальные) → нитрат + NO + H₂O

Например:

Дополнительная информация: Габриелян О. С., Химия 8 кл., 2008г., § 38.

Ag + 2HNO_{3 (к)} → AgNO₃ + NO₂ + H₂O.

!Особенности химических свойств концентрированной серной кислоты:

1. С металлами:

• Может взаимодействовать с металлами, стоящими в ряду напряжений после водорода;

• Металл в полученном сульфате имеет максимальную с.о.

• Водород никогда не выделяется;

• На холоду не взаимодействует с: Al, Fe, Cr, Co, Ni.

H₂SO_{4 (к)} + Me (I, II группа, гл.подгр, Zn) → сульфат + H₂S/S/SO₂ +H₂O

H₂SO_{4 (к)} + Me (остальные) → сульфат + SO₂ + H₂O.

1. С неметаллами:

2H₂SO_{4 (к)} + C → CO₂ + 2SO₂ + 2H₂O

2H₂SO_{4 (к)} + S → 3SO₂ + 2H₂O

1. С органическими веществами: обугливает бумагу, ткань, древесину, сахарозу.

Тема №15: «Химические свойства солей».

Обязательный минимум знаний.

+ Ме (левее) → соль + Ме’

+ кислота → соль + кислота’

Соли + щелочь → соль + основание’ (↑,↓).

+ соль → соль + соль’

Дополнительная информация: Габриелян О. С., Химия 8 кл., 2008г., § 41.

Тема №16: «Первоначальные представления об органических веществах».

Обязательный минимум знаний.

Общие признаки органических веществ:

1. Наличие углерода;

2. Наличие в молекулах только ковалентных связей;

3. Валентность углерода всегда равна четырем.

Основные классы органических веществ.

1. Предельные углеводороды (алканы). Общая формула C_nH_2n+2. Важнейшие представители алканов:

Формула	Название
CH4	Метан
C2H6	Этан
C3H8	Пропан
C4H10	Бутан
C5H12	Пентан

Характерные реакции: замещение и окисление.

1. Непредельные углеводороды (алкены). Общая формула C_nH_2n. Важнейшие представители:

Формула	Название
C2H4	Этен (этилен)
C3H6	Пропен (пропилен)
C4H8	Бутен
C5H10	Пентен

Особенность строения: наличие двойной С-С связи. Характерные реакции: присоединения и окисления.

1. Непредельные углеводороды (алкины). Общая формула C_nH_2n-2. Важнейшие представители:

Формула	Название
C2H2	Этин (ацетилен)
C3H4	Пропин
C4H6	Бутин
C5H8	Пентин

Особенность строения: наличие тройной С-С связи. Характерные реакции: присоединения и окисления.

1. Спирты. Общая формула C_nH_2n+1ОН. Важнейшие представители:

Формула	Название
CH3ОН	Метанол (метиловый спирт)
C2H5ОН	Этанол (этиловый спирт)
C3H5(ОН)3	Глицерин

1. Карбоновые кислоты. Общая формула C_nH_2n+1СООН. Важнейшие представители:

Формула	Название
НСООН	Муравьиная кислота
CH3СООН	Уксусная кислота
C17H35СООН	Стеариновая кислота

Характерны все свойства кислот (взаимодействие с металлами, оксидами металлов, основаниями, солями).

Тема №17: «Чистые вещества и смеси. Правила безопасной работы в школьной лаборатории. Разделение смесей и очистка веществ».

Обязательный минимум знаний.

Химические формулы соответствуют чистым веществам. Все изучаемы в школьном курсе способы разделения смесей относятся к физическим.

Смесь – многокомпонентная система (воздух, нефть, морская вода, стекло, бронза, молоко, лимонад).

Смеси бывают однородными (нельзя увидеть границу раздела между веществами): раствор сахара в воде и неоднородными (видна граница раздела между веществами): взвесь мела в воде.

Способы разделения неоднородных смесей:

1. Отстаивание (этим же методом можно разделить две несмешивающиеся жидкости с помощью делительной воронки). Ускоряют отстаивание центрифугированием;

2. Фильтрование;

3. Некоторые твердые смеси можно разделить при помощи магнита (смесь железных и медных опилок, смесь железных опилок и серы).

Способы разделения однородных смесей:

1. Выпаривание;

2. Перегонка (дистилляция).

Некоторые правила безопасной работы в химической лаборатории:

1. При растворении серной кислоты нужно вливать её тонкой струей в воду и перемешивать;

2. При работе с растворами едких веществ необходимо надевать защитные перчатки и очки;

3. Воспламенившиеся ЛВЖ (нефть, спирт, ацетон) необходимо тушить песком;

4. Опыты с получением токсичных газообразных веществ (SO₂, H₂S, NO₂) необходимо проводить в вытяжном шкафу.

Дополнительная информация: Габриелян О. С., Химия 8 кл., 2008 г., § 23.

Тема №18: «Определение характера среды раствора кислот и щелочей с помощью индикаторов. Качественные реакции на ионы в растворе и на газообразные вещества».

Обязательный минимум знаний.

Индикаторы

	Кислая	Нейтральная	Щелочная
Фенолфталеин	бесцветный	бесцветный	малиновый
Лакмус	красный	фиолетовый	синий
Метилоранж	розовый	оранжевый	желтый

Качественные реакции

Хлорид-ион Cl—	+ Ag+ → AgCl↓ белый творожистый осадок
Сульфат-ион SO42-	+ Ba2+ → BaSO4↓ белый осадок
Карбонат-ион CO32-	+ H+ → CO2↑+H2O выделение газа + Ca2+ → CaCO3↓ белый осадок
Ион аммония NH4+	+ OH— → NH4OH при нагревании запах аммиака
Кислород O2	Загорание тлеющей лучины
Водород H2	Хлопок при поднесении горящей лучины
Углекислый газ CO2	Горящая лучина гаснет
Аммиак NH3	По запаху; посинение влажной лакмусовой бумаги; появление белого дыма при внесении палочки, смоченной соляной кислотой («дым без огня»).

Тема №19: «Вычисление массовой доли химического элемента в веществе».

Обязательный минимум знаний.

Вычисления производятся по следующей формуле:

ω = Ar∙n/Mr ∙ 100%, где Ar – атомная масса химического элемента; n – число атомов того элемента, массовая доля которого находится; Mr – молярная масса молекулы. Например: вычислите массовую долю кислорода в карбиде натрия. Решение:

1. Составляем формулу карбида натрия: Na₄C.

2. Ar(Na)=23 г/моль; n(Na)=4; Mr(Na₄C)=104г/моль.

3. Подставляем в формулу и вычисляем: ω(Na)=23∙4/104 ∙100% = 88,5%

4. Ответ: 88,5%.

Задания части В.

Тема №1: «Периодический закон Д. И. Менделеева».

Обязательный минимум знаний.

См. тема №2 части А.

Тема №2: «Химические свойства простых веществ и оксидов».

Обязательный минимум знаний.

Химические свойства неметаллов.

	Как окислитель	Как восстановитель
H2	Щелочные металлы	НеМе и МеО
O2	Ме, неМе (большинство), неМеО (в которых степень окисления неМе не max)	F2
Галогены (F2, Cl2, Br2)	Ме, H2	—
S	Ме, H2	O2, галогены, H2SO4 (к), HNO3(к)
N2	Ме (в обычных условиях только с литией, с остальными – при нагревании), H2(при нагревании и давлении)	O2 (при температуре электрической дуги), галогены.
P	Ме, H2	O2, галогены, HNO3(к)
C	Ме, H2	O2, галогены, МеО, H2SO4(к), HNO3(к)
Si	Ме, H2	O2, галогены, щелочи

+ см. тема № 12 части А.

Тема №3: «Окислительно-восстановительные реакции».

Обязательный минимум знаний.

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) – реакции, в ходе которых атомы меняют степени окисления.

Восстановитель – элемент, отдающий электроны (в ОВР его степень окисления повышается). Им может быть атом, ион, имеющий минимальную или промежуточную степень окисления. Например: Zn⁰ – 2e^— = Zn⁺².

Окислитель – элемент, принимающий электроны (в ОВР его степень окисления понижается). Им может быть атом, ион, максимальную или промежуточную степень окисления. Например: S⁰ + 4e^— = S⁺⁴.

Атом или ион, имеющий промежуточную степень окисления, может проявлять как восстановительные, так и окислительные свойства, т.е. проявлять окислительно-восстановительную двойственность. Для элементов главных подгрупп максимальная степень окисления = +№ группы; минимальная № группы – 8.

Восстановление – процесс принятия электронов.

Окисление – процесс отдачи электронов.

+ см. тема №4 части А.

Тема №4: «Химические свойства кислот, оснований и солей».

Обязательный минимум знаний.

см. тема №13, 14, 15 части А.

Задания части С.

Тема №1: «Взаимосвязь различных классов неорганических веществ».

Обязательный минимум знаний.

Схема генетической связи веществ.

+O₂ +H₂O

металл основной оксид основание соль

неметалл кислотный оксид кислота соль

+O₂ +H₂O

Дополнительная информация: Габриэлян О. С., Химия 8 кл., 2008г., § 42.

Тема №2: «Вычисление массовой доли растворенного вещества в растворе».

Обязательный минимум знаний.

Алгоритм решения расчетных задач на нахождение массы выпавшего осадка по уравнению реакции:

1. Составить уравнение реакции, уравнять его.

2. По таблице растворимости определить в правой части реакции осадок, обозначить его ↓.

3. Рассчитать массу вещества в растворе по формуле:

m(вещества) = m(раствора)∙ω.

1. Рассчитать количество вещества по формуле: n = m/M.

2. По уравнению реакции определить количество вещества того вещества, которое выпало в осадок.

3. Рассчитать массу осадка по формуле: m = M·n.

Пример. К 80 г раствора с массовой долей гидроксида натрия 5% добавили избыток раствора сульфата меди (II). Определите массу выпавшего осадка.

Решение.

1. Составляем уравнение реакции: NaOH + CuSO₄ → Na₂SO₄ + Cu(OH)₂.

2. По таблице растворимости определяем, что в осадок выпадает гидроксид меди(II), тогда уравнение реакции принимает вид: NaOH + CuSO₄ → Na₂SO₄ + Cu(OH)₂↓.

3. Рассчитаем массу NaOH по формуле m(вещества) = m(раствора)∙ω:

m(NaOH)=80г · 0,05= 4г.

1. Рассчитаем количество вещества NaOH по формуле m = M·n:

n(NaOH)= 4г/40г/моль=0,1моль.

1. По уравнению реакции определяем (по коэффициентам перед веществами), что n(Cu(OH)₂)=1/2n(NaOH)→n(Cu(OH)₂)=0,05моль.

2. Рассчитаем массу Cu(OH)₂ (осадок) по формуле m = M·n:

m(Cu(OH)₂)= 98г/моль∙0,05моль = 4,9г.

Ответ: 4,9 г.

Необходимые формулы:

1. m = M·n; n = m/M.

2. m(в-ва)=m(р-ра)·ω; m(р-ра)=m(в-ва)/ω.

3. V=V_m·n; n=V/V_m.

I. Общая химия

Конец ознакомительного фрагмента.

Химические формулы

№	Количественные характеристики вещества	Обозначение	Единицы измерения	Формула для расчета
1	Плотность вещества	ρ	кг/м³	ρ = m / V(Массу делим на объем вещества)
2	Относительная атомная масса элемента	Аr	—	Ar = ma / u см. в периодической система химических элементов
3	Атомная единица массы	u а.е.м.	кг	u = 1/12 * ma (12C) const = 1.66*10-27
4	Масса атома (абсолютная)	ma	кг	ma = Ar * u
5	Относительная молекулярная (формульная) масса вещества	Mr	—	Mr (AxBy)=m(AB) / u Mr(AxBy)=x*Ar(A) + y*Ar(B)
6	Масса молекулы (формульной единицы)	m M	кг	mM = Mr*u
7	Количество вещества	n	моль	n=m/M n=N/NA n=V/VM
8	Молярная масса (масса 1 моль вещества)	M	г/моль	M=m/n M=Mr M=Ar (для простых веществ)
9	Масса вещества	m	г (кг)	m=M*n m=ρ*V
10	Число структурных единиц	N	атомов, молекул, ионов, частиц, формульных единиц (Ф.Е.)	N=NA*n
11	Молярный объем — число 1 моль ГАЗООБРАЗНОГО вещества в нормальных условиях (н.у.)	VM	л/моль	const=22,4
12	Объем газа при н.у.	V	л	V=VM*n V=m/ρ
13	Постоянная Авогадро	NA	частиц/моль	const=6,02*1023
14	Массовая доля вещества (омега)	ωЭ/В	%	ωЭ/В = (Ar(э) * k) / Mr(В)

Формулы и названия кислот. Формулы и названия кислотных остатков.

Формула	Название кислоты	Формула кислотного остатка	Название кислотного остатка
HF	Фтороводород, плавиковая	F—	Фторид
HCl	Хлороводород, соляная	Cl—	Хлорид
HBr	Бромоводород	Br—	Бромид
HI	Йодоводород	I—	Йодид
H2S	Сероводород	S2-	Сульфид
HCN	Циановодородная	CN—	Цианид
HNO2	Азотистая	NO2—	Нитрит
HNO3	Азотная	NO3—	Нитрат
H3PO4	Ортофосфорная	PO43-	Фосфат
H3AsO4	Мышьяковая	AsO43-	Арсенат
H2SO3	Сернистая	SO32-	Сульфит
H2SO4	Серная	SO42-	Сульфат
H2CO3	Угольная	CO32-	Карбонат
H2SiO3	Кремниевая	SiO32-	Силикат
H2CrO4	Хромовая	CrO42-	Хромат
H2Cr2O7	Дихромовая	Cr2O72-	Дихромат
HMnO4	Марганцовая	MnO4—	Перманганат
HClO	Хлорноватистая	ClO—	Гипохлорит
HClO2	Хлористая	ClO2—	Хлорит
HClO3	Хлорноватая	ClO3—	Хлорат
HClO4	Хлорная	ClO4—	Перхлорат
HCOOH	Метановая, муравьиная	HCOO—	Формиат
CH3COOH	Этановая, уксусная	CH3COO—	Ацетат
H3C2O4	Этандиовая, щавелевая	C2O42-	Оксалат

Периодическая система Менделеева

Нажмите на картинку для увеличения

Основные формулы для решения задач

Величина и ее размерность	Соотношение
Атомная масса элемента Х (относительная)
Порядковый номер элемента	Z = N(е–) = N(р+)
Массовая доля элемента Э в веществе Х, в долях единицы, в %)
Количество вещества Х, моль
Количество вещества газа, моль	Vm = 22,4 л/моль (н.у.) н.у. – р = 101 325 Па, Т = 273 К
Молярная масса вещества Х, г/моль, кг/моль
Масса вещества X, г, кг	m(X) = n(X)M(X)
Молярный объем газа, л/моль, м3/моль	Vm = 22,4 л/моль при н.у.
Объем газа, м3	V = Vm×n
Выход продукта
Плотность вещества Х, г/л, г/мл, кг/м3
Плотность газообразного вещества Х по водороду
Плотность газообразного вещества Х по воздуху	М(воздуха) = 29 г/моль
Объединенный газовый закон
Уравнение Менделеева-Клапейрона	PV = nRT, R = 8,314 Дж/моль×К
Объемная доля газообразного вещества в смеси газов, в долях единицы или в %
Молярная масса смеси газов
Молярная доля вещества (Х) в смеси
Количество теплоты, Дж, кДж	Q = n(X)Q(X)
Тепловой эффект реакции	Q =–H
Теплота образования вещества Х, Дж/моль, кДж/моль
Скорость химической реакции (моль/лсек)
Закон действия масс (для простой реакции)	aA + вB = сС + dD u = kс a(A)с в(B)
Правило Вант-Гоффа
Растворимость вещества (Х) (г/100 г растворителя)
Массовая доля вещества Х в смеси А + Х, в долях единицы, в %
Масса раствора, г, кг	m(р-р) = m(X) + m(H2O) m(р-р) = V(р-р)(р-р)
Массовая доля растворенного вещества в растворе, в долях единицы, в %
Плотность раствора
Объем раствора, см3, л, м3
Молярная концентрация, моль/л
Степень диссоциации электролита (Х), в долях единицы или %
Ионное произведение воды	K(H2O) = [H+][OH–]
Водородный показатель	рН = –lg[H+]

Рекомендуемая литература

Основная:

Кузнецова
Н.Е. и др.
Химия. 8 кл-10 кл.. – М.: Вентана-Граф,
2005-2007.

Кузнецова
Н.Е., Литвинова Т.Н., Левкин А.Н.
Химия.11 класс в 2-х частях, 2005-2007 гг.

Егоров
А.С. Химия.
Новое учебное пособие для подготовки
в вузы. Ростов н/Д: Феникс, 2004.– 640 с.

Егоров а.С. Химия: современный курс для подготовки к егэ. Ростов н/д: Феникс, 2011. (2012)– 699 с.

Егоров
А.С. Самоучитель
по решению химических задач. –
Ростов-на-Дону: Феникс, 2000.– 352 с.

Химия/пособие-репетитор
для поступающих в вузы. Ростов-н/Д,
Феникс, 2005– 536 с.

Хомченко
Г.П.,Хомченко И.Г.
Задачи по химии для поступающих в вузы.
М.: Высшая школа. 2007.–302с.

Дополнительная:

Врублевский
А.И.
Учебно-тренировочные материалы для
подготовки к централизованному
тестированию по химии/ А.И. Врублевский
–Мн.: ООО «Юнипресс», 2004.– 368 с.

Врублевский
А.И. 1000 задач
по химии с цепочками превращений и
контрольными тестами для школьников и
абитуриентов.– Мн.: ООО «Юнипресс»,
2003.– 400 с.

Егоров
А.С. Все типы
расчетных задач по химии для подготовки
к ЕГЭ.–Ростов н/Д: Феникс, 2003.–320с.

Егоров
А.С., Аминова Г.Х.
Типовые задания и упражнения для
подготовки к экзамену по химии. – Ростов
н/Д: Феникс, 2005.– 448 с.

Единый
государственный экзамен 2007. Химия.
Учебно-тренировочные материалы для
подготовки учащихся/ФИПИ – М.:
Интеллект-Центр, 2007.– 272 с.

ЕГЭ-2011.
Химия. Учебно-тренировочный комплект
под ред. А.А. Кавериной.– М.: Национальное
образование, 2011.

Единственные
реальные варианты заданий для подготовки
к единому государственному экзамену.
ЕГЭ.2007. Химия/В.Ю. Мишина, Е.Н. Стрельникова.
М.: Федеральный центр тестирования,
2007.–151с.

Каверина
А.А. Оптимальный
банк заданий для подготовки учащихся.
Единый государственный экзамен
2012.Химия. Учебное пособие./ А.А. Каверина,
Д.Ю. Добротин, Ю.Н. Медведев, М.Г. Снастина.–
М.: Интеллект-Центр, 2012.– 256 с.

Литвинова
Т.Н., Выскубова Н.К., Ажипа Л.Т., Соловьева
М.В. Тестовые
задания в дополнение к контрольным
работам для слушателей 10-месячных
заочных подготовительных курсов
(методические указания). Краснодар,
2004. – С. 18 – 70.

Литвинова
Т.Н. Химия.
ЕГЭ-2011. Тренировочные тесты. Ростов
н/Д: Феникс, 2011.– 349 с.

Литвинова
Т.Н. Химия.
Тесты к ЕГЭ. Ростов н/Д.: Феникс, 2012. — 284
с.

Литвинова
Т.Н. Химия.
Законы, свойства элементов и их соединений.
Ростов н/Д.: Феникс, 2012. — 156 с.

Литвинова
Т.Н., Мельникова Е.Д., Соловьева М.В.,
Ажипа Л.Т.,
Выскубова Н.К. Химия
в задачах для поступающих в вузы.– М.:
ООО «Изд-во Оникс»: ООО «Изд-во «Мир и
образование», 2009.– 832 с.

Учебно-методический
комплекс по химии для учащихся
медико-биологических классов под ред.
Т.Н.Литвиновой.– Краснодар.: КГМУ, –
2008.

Химия.
ЕГЭ–2008. Вступительные испытания,
учебно-методическое пособие
/ под ред. В.Н. Доронькина. – Ростов н/Д:
Легион, 2008.– 271 с

Список
сайтов по химии:

1.
Alhimik.
http://www.alhimik.ru

2.
Химия для всех. Электронный справочник
за полный курс химии.

http://www.informika.ru/text/database/chemy/START.html

3.
Школьная химия – справочник.
http://www.schoolchemistry.by.ru

4.
Репетитор по химии. http://www.
chemistry.nm.ru

Интернет-ресурсы

1. Alhimik.
   http://www.alhimik.ru

2. Химия
   для всех. Электронный справочник за
   полный курс химии.

http://www.informika.ru/text/database/chemy/START.html

1. Школьная
   химия – справочник.
   http://www.schoolchemistry.by.ru

2. http://www.classchem.narod.ru

3. Репетитор
   по химии. http://www.
   chemistry.nm.ru

4. http://www.alleng.ru/edu/chem.htm
   — образовательные
   ресурсы Интернета по химии

5. http://schoolchemistry.by.ru/
   — школьная
   химия. На этом сайте есть возможность
   пройти On-line тестирование по разным
   темам, а также демонстрационные варианты
   Единого Государственного Экзамена

6. Химия
   и жизнь–ХХ1 век: научно-популярный
   журнал. http://www.hij.ru

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

  21.05.20151.82 Mб56Klassifikatsia_Zabolevany_Vo.djvu

• #
• #
• #
• #

№	Количественные характеристики вещества	Обозначение	Единицы измерения	Формула для расчета
1	Относительная атомная масса элемента	Аr	—	Ar = ma / u см. в периодической система химических элементов (ПСХЭ)
2	Атомная единица массы	u  а.е.м.	кг	u=1/12 * ma(12C) const=1.66*10-27
3	Масса тома (абсолютная)	ma	кг	ma = Ar * u
4	Относительная молекулярная (формульная) масса вещества	Mr	—	Mr (AxBy)=m(AB) / u Mr(AxBy)=x*Ar(A) + y*Ar(B)
5	Масса молекулы (формульной единицы)	mM	кг	mM = Mr*u
6	Количество вещества	n	моль	n=m/M n=N/NA n=V/Vm
7	Молярная масса (масса 1 моль вещества)	M	г/моль	M=m/n M=Mr, M=Ar (для простых веществ)
8	Масса вещества	m	г (кг)	m=M*n m=ρ*V
9	Число структурных единиц	N	атомов, молекул, ионов,  частиц, формульных единиц (Ф.Е.)	N=NA*n
10	Молярный объем — число 1 моль ГАЗООБРАЗНОГО вещества в нормальных условиях (н.у.)	Vm	л/моль	const=22,4
11	Объем газа при н.у.	V	л	V=Vm*n V=m/ρ
12	Постоянная Авогадро	NA	частиц/моль	const=6,02*1023

Вернуться в меню выбора предмета