Теоретические основы для подготовки к ОГЭ по химии

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

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

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

Характеристика	По периоду (слева направо →)	По группе (сверху вниз ↓)
Заряд ядра Число электронных слоев Число валентных электронов	Возрастает Не изменяется Возрастает	Возрастает Возрастает Не изменяется
Радиусы атомов Металлические свойства Восстановительные свойства Основные свойства оксидов и гидроксидов	Убывают	Возрастают
Электроотрицательность Неметаллические свойства Окислительные свойства Кислотные свойства оксидов и гидроксидов	Возрастают	Убывают

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

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

---

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

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

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

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

Правила подсчета степени окисления:

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

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

Различия в значениях степени окисления и валентности
Степень окисления	Валентность
Простые вещества O20 H20 N20 F20 Cl20 Br20 I20	O2II H2I N2III F2I Cl2I Br2I I2I
Соединения азота HN+5O3 N2+5O5 N-3H4Cl	HNIVO3 N2IVO5 NIVH4Cl (в ионе аммония)

---

Правила расстановки коэффициентов в уравнениях ОВР методом электронного баланса:

1. 
   Составить схему реакции.
   

Al + HCl → AlCl₃ + H₂

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

Al⁰ + H⁺¹Cl^-1 → Al⁺³Cl₃^-1 + H₂⁰

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

Al⁰ + H⁺¹Cl^-1 → Al⁺³Cl₃^-1 + H₂⁰

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

Al⁰ → Al⁺³

H⁺¹ → H₂⁰

5. 
   Уравнять число таких атомов с помощью коэффициентов.
   

Al⁰ → Al⁺³

2H⁺¹ → H₂⁰

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

Al⁰ – 3 ē → Al⁺³

2H⁺¹ + 2 ē → H₂⁰

7. 
   Определить элемент-окислитель и элемент-восстановитель.
   

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

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

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

Al0 – 3 ē → Al+3	6	х 2
2H+1 + 2 ē → H20		х 3

9. 
   Определить коэффициенты в уравнении.
   

2Al +6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂

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

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

---

Основные оксиды	Амфотерные оксиды	Кислотные оксиды
Их образуют химические элементы
металлы со степенями окисления +1 и +2	металлы со степенями окисления +3, + 4 и Zn+2, Al+3, Be+2	неметаллы металлы со степенями окисления +5, +6, +7

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

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

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

4. 
   Классификация химических реакций.
   

По числу и составу исходных и полученных веществ различают реакции:

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

Реакции обмена между кислотами и основаниями – реакции нейтрализации.

По изменению степеней окисления химических элементов:

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

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

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

• 
  Реакции обмена всегда не ОВР!!!
  

По поглощению и выделению энергии:

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

---

По направлению процесса: обратимые и необратимые.

По наличию катализатора: каталитические и некаталитические.

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

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

Электролиты	Неэлектролиты
Растворимые кислоты, основания и соли	Оксиды, простые вещества, большинство органических веществ, НР кислоты, основания и соли

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

№ 8. Реакции ионного обмена и условия их осуществления.

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

Правила составления ионных уравнений:

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

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

---

Смотрите также файлы

• Разработка модели налоговой оптимизации на малых предприятиях.pdf

• Античное наследие в философии Возрождения Философия Сократа.docx

• Цель занятия закреплениезнаний о назначении и видах программ распознавания текста, функциональных возможностях программ распознания текстов, сканировании текстовых документов, формирование умения применять полученные знания..docx

• Тема исходные основы макроэкономики.pdf

• Кабимолдина Айгуль Кайрбековна Трбие принциптері жне задылытары таырыбы бойынша тест сРАтары.docx