Příprava na zkoušku z chemie od nuly. POUŽITÍ

Učebnice obsahuje látku k přípravě na zkoušku z chemie.
Prezentováno je 43 témat programu USE, jejichž úkoly odpovídají základní (28), pokročilé (10) a vysoké (5) úrovni složitosti. Celá teorie je strukturována podle témat a otázek obsahu kontrolních měřících materiálů.
Každé téma obsahuje teoretické pozice, otázky a cvičení, testy všeho druhu (s výběrem jedné odpovědi, pro navázání korespondence, s vícenásobným výběrem nebo odpovědí ve tvaru čísla), úkoly s podrobnou odpovědí.
Určeno učitelům a studentům vyšších ročníků středních škol, dále uchazečům o studium na vysokých školách, učitelům a studentům chemických fakult (škol) preuniverzitního vzdělávání.

Příklady.
Jsou uvedeny vzorky kovů: olovo - měď - rtuť - sodík - zlato - stříbro - wolfram.
Identifikujte tyto kovy podle fyzikálních vlastností:
a) velmi měkké (krájené nožem);
b) zbarvené žlutě;
c) má matný povrch;
d) má nejvyšší žáruvzdornost;
e) kapalina při teplotě místnosti;
e) natřeno červenou barvou;
g) má kovový lesk a vysokou elektrickou vodivost.

Vzorky mědi byly získány z výchozích materiálů: červený Cu2O, černý CuO, bílý CuSO4, modrý CuSO4 5H2O, tmavě zelený Cu2CO3(OH)2 a žlutohnědý CuCl2. Měly by se (ano, ne) přijímané vzorky mědi lišit:
a) podle barvy
b) bodem tání,
c) podle schopnosti pokrytí černozeleným povlakem v městském ovzduší?

OBSAH
PŘEDMLUVA 7
1. Teoretické úseky chemie
1.1. Moderní představy o struktuře atomu 8
1.2. Periodický zákon a Periodický systém chemických prvků D.I. Mendělejevová 17
1.2.1. Vzorce změn chemických vlastností prvků a jejich sloučenin podle period a skupin 17
1.2.2-1.2.3. Obecná charakteristika kovů hlavních podskupin skupin I-III a přechodných prvků (měď, zinek, chrom, železo) podle jejich postavení v periodě
systém a vlastnosti struktury jejich atomů 24
1.2.4. Obecná charakteristika hlavních nekovů
podskupiny IV-VII skupin podle jejich pozice v periodickém systému a strukturních znaků jejich atomů 30
1.3. Chemická vazba a struktura hmoty 44
1.3.1. Kovalentní vazba, její varianty a mechanismy vzniku. Polarita a energie kovalentní vazby. Iontová vazba. Kovové spojení. Vodíková vazba 44
1.3.2. Elektronegativita a oxidační stav chemických prvků. Atomová valence 52
1.3.3. Látky molekulární a nemolekulární struktury. Typ krystalové mřížky. Závislost vlastností látek na jejich složení a struktuře 59
1.4. Chemická reakce 68
1.4.1-1.4.2. Klasifikace reakcí v anorganické a organické chemii. Tepelný účinek reakce. Termochemické rovnice 68
1.4.3. Rychlost reakce, její závislost na různých faktorech 80
1.4.4. Reverzibilní a nevratné reakce. chemická bilance. Posun rovnováhy pod vlivem různých faktorů 88
1.4.5. Disociace elektrolytů ve vodných roztocích. Silné a slabé elektrolyty 98
1.4.6. Reakce výměny iontů 108
1.4.7. Hydrolýza solí. Prostředí vodných roztoků: kyselé, neutrální, zásadité 115
1.4.8. Redoxní reakce. Koroze kovů a způsoby ochrany proti ní 128
1.4.9. Elektrolýza tavenin a roztoků (soli, zásady, kyseliny) 144
2. Anorganická chemie
2.1. Klasifikace anorganických látek. Nomenklatura anorganických látek (triviální a mezinárodní) 149
2.2. Charakteristické chemické vlastnosti jednoduchých látek - kovy: alkálie, alkalické zeminy, hliník, přechodné kovy - měď, zinek, chrom, železo 170
2.3. Charakteristické chemické vlastnosti jednoduchých látek - nekovy: vodík, halogeny, kyslík, síra, dusík, fosfor, uhlík, křemík 177
2.4. Charakteristické chemické vlastnosti oxidů: zásadité, amfoterní, kyselé 189
2,5-2,6. Charakteristické chemické vlastnosti zásad, amfoterních hydroxidů a kyselin 193
2.7. Charakteristické chemické vlastnosti solí: střední, kyselé, zásadité, komplexní (na příkladu sloučenin hliníku a zinku) 199
2.8. Vztah různých tříd anorganických látek 202
3. Organická chemie
3,1-3,2. Teorie struktury organických sloučenin: homologie a izomerie (strukturní a prostorové). Hybridizace atomových orbitalů uhlíku 205
3.3. Klasifikace organických sloučenin. Názvosloví organických sloučenin (triviální a mezinárodní). Radikál. Funkční skupina 213
3.4. Charakteristické chemické vlastnosti uhlovodíků: alkany, cykloalkany, alkeny, dieny, alkyny, aromatické uhlovodíky (benzen a toluen) 220
3.5. Charakteristické chemické vlastnosti nasycených jednosytných a vícesytných alkoholů, fenolu 239
3.6. Charakteristické chemické vlastnosti aldehydů, nasycených karboxylových kyselin, esterů 247
3.7. Charakteristické chemické vlastnosti organických sloučenin obsahujících dusík: aminy, aminokyseliny 255
3.8. Biologicky významné sloučeniny: tuky, bílkoviny, sacharidy (mono-, di- a polysacharidy) 259
3.9. Vztah organických sloučenin 267
4. Metody poznání v chemii. Chemie a život
4.1. Experimentální základy chemie 272
4.1.1-4.1.2. Pravidla pro práci v laboratoři. Metody oddělování směsí a čištění látek 272
4.1.3-4.1.5. Stanovení charakteru prostředí vodných roztoků látek. Ukazatele. Kvalitativní reakce na anorganické látky a ionty. Identifikace organických sloučenin 272
4.1.6. Hlavní metody získávání (v laboratoři) specifických látek patřících do studovaných tříd anorganických sloučenin 284
4.1.7. Hlavní metody získávání uhlovodíků (v laboratoři) 286
4.1.8. Hlavní metody získávání organických sloučenin obsahujících kyslík (v laboratoři) 292
4.2. Obecné představy o průmyslových metodách získávání nejdůležitějších látek 298
4.2.1. Pojem metalurgie: obecné metody získávání kovů 298
4.2.2. Obecné vědecké principy chemické výroby (na příkladu získávání amoniaku, kyseliny sírové, metanolu). Chemické znečištění životního prostředí a jeho důsledky 300
4.2.3. Přírodní zdroje uhlovodíků, jejich zpracování 302
4.2.4. vysokomolekulární sloučeniny. Polymerizační a polykondenzační reakce. Polymery. Plasty, pryže, vlákna 303
4.3. Výpočty podle chemických vzorců a reakčních rovnic 311
4.3.1-4.3.2. Výpočty objemových poměrů plynů a tepelného účinku při reakcích 311
4.3.3. Výpočet hmotnosti rozpuštěné látky obsažené v určité hmotnosti roztoku se známým hmotnostním zlomkem 315
4.3.4. Výpočty hmotnosti látky nebo objemu plynů ze známého množství látky, hmotnosti nebo objemu jedné z látek účastnících se reakce 321
4.3.5-4.3.8. Výpočty: hmotnost (objem, látkové množství) reakčního produktu, je-li jedna z látek uvedena v přebytku (má nečistoty) nebo ve formě roztoku s určitým hmotnostním zlomkem látky; praktický výtěžek produktu, hmotnostní zlomek (hmotnost) látky ve směsi 324
4.3.9. Výpočty pro zjištění molekulového vzorce látky 328
Odpovědi na úkoly pro samostatnou práci 333
PŘÍLOHY 350.

Příprava na zkoušku z chemie je zpravidla přípravou na zkoušku z chemie od nuly.

Učební osnovy v běžných školách jsou postaveny tak, že hodiny vyhrazené pro chemii kategoricky nestačí na to, abychom začali něčemu rozumět.

Žáci si pamatují jen pár šablon šablon ze školního vzdělávacího programu. Například: "Reakce končí, pokud se získá plyn, sraženina nebo voda." Ale jaká reakce, jaký sediment - to nikdo ze středoškoláků nezná! Škola do těchto detailů nezachází. A nakonec ani za zdánlivým úspěchem, za školními pětkami, není pochopení.

Při přípravě na zkoušku z chemie od nuly se vyplatí začít s nejběžnějšími školními učebnicemi pro osmé a deváté třídy. Ano, učebnice nemá náležitou úroveň vysvětlení, která je potřebná k pochopení toho, co se děje. Připravte se, že některé informace si budete muset zapamatovat.

Pokud se připravujete na zkoušku z chemie od nuly a čtete školní učebnici, učíte se chemii jako cizí jazyk. Opravdu, v cizím jazyce na začátku studia jsou také některá nesrozumitelná slova, nesrozumitelná písmena. A musíte věnovat nějaké množství času a úsilí studiu „abecedy“ a základního „slovníku“, jinak nebude nic fungovat.

Chemie je empirická věda a v tom se liší od matematiky. Zabýváme se fakty, které se snažíme vysvětlit. Nejprve se s určitou skutečností seznámíme, a když o ní není pochyb, vysvětlíme ji. V chemii je mnoho faktů a je těžké jim porozumět, pokud se na zkoušku z chemie připravujete od začátku. Začneme proto obyčejnou školní učebnicí. Například učebnice, jejíž autory jsou G. E. Rudzitis a F. G. Feldman, nebo N. E. Kuzmenko, V. V. Lunin, V. V. Eremin.

A poté musíte přejít k seriózním knihám. Protože pokud se připravujete na zkoušku z chemie od nuly, pokus „skočit“ hned do seriózní knihy může skončit neúspěchem. K přípravě na zkoušku z chemie přitom nebudou stačit jen školní učebnice!

Napsal jsem příručku pro přípravu na zkoušku z chemie. Jmenuje se Chemie. Autorský kurz přípravy na zkoušku. Tato kniha je pro ty, kteří již četli školní učebnice, kterým není třeba od začátku říkat, co je valence a který symbol označuje který prvek.

Další tip pro ty, kteří se na zkoušku z chemie připravují od nuly.
V této situaci nemá smysl se na olympiádách „rozhazovat“, protože tam nebude téměř žádná šance něco řešit. Pokud člověk, kterého jste začali připravovat předem, a do začátku 11. třídy píše zkušební zkoušky z chemie za 70 bodů, pak má smysl se zúčastnit. Vyplatí se nastudovat si jednotlivé úseky fyzikální chemie, které jsou k olympiádě potřeba, a vyzkoušet.

Co když se ale středoškolák chce připravit na zkoušku z chemie od nuly a nerozumí školní učebnici? Nerozumím! Chce se stát lékařem, ale školní učebnici nerozumí. Co pak? Jít k učiteli?

Můžete si zkusit vzít jinou školní učebnici. Všechny jsou psány jiným jazykem, mají poněkud odlišné přístupy. Pokud se ale středoškolák rozhodl připravit na Jednotnou státní zkoušku z chemie od nuly a nezvládne ani jednu školní učebnici chemie pro 8. třídu... Možná byste pak měli popřemýšlet o specialitě, se kterou je jednodušší se vypořádat? Takový žadatel utratí spoustu energie na přijetí, ale pokud projde, pak s největší pravděpodobností na placené a pak také odletí! Studium lékařského oboru je totiž mnohem těžší, než příprava na zkoušku pro přijetí na lékařskou. Pokud příprava na zkoušku z chemie způsobuje neřešitelné potíže, absolutně neřešitelné, pak bude studium medicíny mnohem těžší! Mějte to na paměti při přípravě na zkoušku z chemie od nuly.

M.: 2013. - 352 s.

Učebnice obsahuje látku k přípravě na zkoušku z chemie. Prezentováno je 43 témat programu USE, jejichž úkoly odpovídají základní (28), pokročilé (10) a vysoké (5) úrovni složitosti. Celá teorie je strukturována podle témat a otázek obsahu kontrolních měřících materiálů. Každé téma obsahuje teoretické pozice, otázky a cvičení, testy všeho druhu (s výběrem jedné odpovědi, pro navázání korespondence, s vícenásobným výběrem nebo odpovědí ve tvaru čísla), úkoly s podrobnou odpovědí. Určeno učitelům a studentům vyšších ročníků středních škol, dále uchazečům o studium na vysokých školách, učitelům a studentům chemických fakult (škol) preuniverzitního vzdělávání.

Formát: pdf

Velikost: 3,5 MB

Sledujte, stahujte: yandex.disk

OBSAH
PŘEDMLUVA 7
1. Teoretické úseky chemie
1.1. Moderní představy o struktuře atomu 8
1.2. Periodický zákon a Periodický systém chemických prvků D.I. Mendělejevová 17
1.2.1. Vzorce změn chemických vlastností prvků a jejich sloučenin podle period a skupin 17
1.2.2-1.2.3. Obecná charakteristika kovů hlavních podskupin skupin I-III a přechodných prvků (měď, zinek, chrom, železo) podle jejich postavení v periodické soustavě a strukturních znaků jejich atomů 23
1.2.4. Obecná charakteristika nekovů hlavních podskupin skupin IV-VII podle jejich postavení v periodické soustavě a strukturních znaků jejich atomů 29
1.3. Chemická vazba a struktura hmoty 43
1.3.1. Kovalentní vazba, její varianty a mechanismy vzniku. Polarita a energie kovalentní vazby. Iontová vazba. Kovové spojení. Vodíková vazba 43
1.3.2. Elektronegativita a oxidační stav chemických prvků. Atomová valence 51
1.3.3. Látky molekulární a nemolekulární struktury. Typ krystalové mřížky. Závislost vlastností látek na jejich složení a struktuře 57
1.4. Chemická reakce 66
1.4.1-1.4.2. Klasifikace reakcí v anorganické a organické chemii. Tepelný účinek reakce. Termochemické rovnice 66
1.4.3. Rychlost reakce, její závislost na různých faktorech 78
1.4.4. Reverzibilní a nevratné reakce. chemická bilance. Posun rovnováhy pod vlivem různých faktorů 85
1.4.5. Disociace elektrolytů ve vodných roztocích. Silné a slabé elektrolyty 95
1.4.6. Iontoměničové reakce 106
1.4.7. Hydrolýza solí. Prostředí vodných roztoků: kyselé, neutrální, zásadité 112
1.4.8. Redoxní reakce. Koroze kovů a způsoby ochrany proti ní 125
1.4.9. Elektrolýza tavenin a roztoků (soli, zásady, kyseliny) 141
2. Anorganická chemie
2.1. Klasifikace anorganických látek. Nomenklatura anorganických látek (triviální i mezinárodní) 146
2.2. Charakteristické chemické vlastnosti jednoduchých látek - kovy: alkálie, alkalické zeminy, hliník, přechodné kovy - měď, zinek, chrom, železo 166
2.3. Charakteristické chemické vlastnosti jednoduchých látek - nekovy: vodík, halogeny, kyslík, síra, dusík, fosfor, uhlík, křemík 172
2.4. Charakteristické chemické vlastnosti oxidů: zásadité, amfoterní, kyselé 184
2,5-2,6. Charakteristické chemické vlastnosti zásad, amfoterních hydroxidů a kyselin 188
2.7. Charakteristické chemické vlastnosti solí: střední, kyselé, zásadité, komplexní (na příkladu sloučenin hliníku a zinku) 194
2.8. Vztah různých tříd anorganických látek 197
3. Organická chemie
3,1-3,2. Teorie struktury organických sloučenin: homologie a izomerie (strukturní a prostorové). Hybridizace atomových orbitalů uhlíku 200
3.3. Klasifikace organických sloučenin. Názvosloví organických sloučenin (triviální a mezinárodní). Radikál. Funkční skupina 207
3.4. Charakteristické chemické vlastnosti uhlovodíků: alkany, cykloalkany, alkeny, dieny, alkyny, aromatické uhlovodíky (benzen a toluen) 214
3.5. Charakteristické chemické vlastnosti nasycených jednosytných a vícesytných alkoholů, fenolu 233
3.6. Charakteristické chemické vlastnosti aldehydů, nasycených karboxylových kyselin, esterů 241
3.7. Charakteristické chemické vlastnosti organických sloučenin obsahujících dusík: aminy, aminokyseliny 249
3.8. Biologicky významné sloučeniny: tuky, bílkoviny, sacharidy (mono-, di- a polysacharidy) 253
3.9. Vztah organických sloučenin 261
4. Metody poznání v chemii. Chemie a život
4.1. Experimentální základy chemie 266
4.1.1-4.1.2. Pravidla pro práci v laboratoři. Metody separace směsí a čištění látek 266
4.1.3-4.1.5. Stanovení charakteru prostředí vodných roztoků látek. Ukazatele. Kvalitativní reakce na anorganické látky a ionty. Identifikace organických sloučenin 266
4.1.6. Hlavní metody získávání (v laboratoři) specifických látek patřících do studovaných tříd anorganických sloučenin 278
4.1.7. Hlavní metody získávání uhlovodíků (v laboratoři) 279
4.1.8. Hlavní metody získávání organických sloučenin obsahujících kyslík (v laboratoři) 285
4.2. Obecné představy o průmyslových metodách získávání nejdůležitějších látek 291
4.2.1. Pojem metalurgie: obecné metody získávání kovů 291
4.2.2. Obecné vědecké principy chemické výroby (na příkladu získávání amoniaku, kyseliny sírové, metanolu). Chemické znečištění životního prostředí a jeho důsledky 292
4.2.3. Přírodní zdroje uhlovodíků, jejich zpracování 294
4.2.4. vysokomolekulární sloučeniny. Polymerizační a polykondenzační reakce. Polymery. Plasty, pryže, vlákna 295
4.3. Výpočty pomocí chemických vzorců a reakčních rovnic 303
4.3.1-4.3.2. Výpočty objemových poměrů plynů a tepelného účinku při reakcích 303
4.3.3. Výpočet hmotnosti rozpuštěné látky obsažené v určité hmotnosti roztoku se známým hmotnostním zlomkem 307
4.3.4. Výpočty hmotnosti látky nebo objemu plynů ze známého množství látky, hmotnosti nebo objemu jedné z látek účastnících se reakce 313
4.3.5-4.3.8. Výpočty: hmotnost (objem, látkové množství) reakčního produktu, je-li jedna z látek uvedena v přebytku (má nečistoty) nebo ve formě roztoku s určitým hmotnostním zlomkem látky; praktický výtěžek produktu, hmotnostní zlomek (hmotnost) látky ve směsi 315
4.3.9. Výpočty pro zjištění molekulového vzorce látky 319
Standardní zkouškový papír
Pracovní pokyny 324
Odpovědi na standardní verzi zkouškového papíru 332
Odpovědi na úkoly pro samostatnou práci 334
APLIKACE 350

Tento učební materiál je určen pro studenty 11. ročníku. V této době je ukončen program obecná a anorganická chemie, studenti hlavního kurzu již znají typy výpočtových úloh a jejich řešení. To umožňuje upevnit získané znalosti; věnovat pozornost rysům struktury a vlastností organických látek, jejich vztahu a přeměnám, typologii výpočetních problémů. Při vypracovávání materiálu byla většina úkolů a cvičení převzata ze směrnic FIPI pro přípravu na zkoušku. Hlavním cílem přípravy na zkoušku je osvojení dovedností k provádění nejobtížnějších úkolů, znalost redoxních reakcí, hlavních tříd organických a anorganických sloučenin, jakož i algoritmů pro řešení hlavních typů výpočtových problémů.

Stažení:

Náhled:

Vzorce organická hmota.
Vzorce							Tituly
CH 2 \u003d CH 2							Ethylen, ethen
H2C \u003d CH-CH \u003d CH2							Divinyl, butadien -1,3
							Izoprenová guma
							Polychloroprenové pryže (nairit, neopren)
							Chloropren
							Ethin, acetylen
							allylen, propin
							Benzen, cyklohexatrien-1,3,5
							Methylbenzen, C7H8
			Ethylbenzen
							o-xylen, 1. 2-dimethylbenzen m-xylen, p-xylen,
							Vinylbenzen, ethenylbenzen, fenylethylen, styren
dimethylether(C2H60) (methylether, methoxymethan,) H3C-O-CH3
Diethylether C 2 N 5 OS 2 N 5
Fenol (hydroxybenzen, zastaralý. kyselina karbolová) C 6H 5OH -
Kyselina benzoová C6H5COOH
benzoový aldehyd(benzaldehyd) C6H5CHO
aminokyseliny: NH 2 -C 2 H 5 -COOH alanin, NH 2 -CH 2 -COOH - glycin -
ethery kyselina mravenčí HCOOCH 3- methylformiát HCOOC 2 H 5 - ethylformiát , HCOOCH2CH(CH3)2- isobutylformiát HCOOCH 2 C 6 H 5 - benzylformiát ethery octová kyselina CH 3 COOK 3 - methylacetát, CH 3 COOC 2 H 5 - ethylacetát , CH 3 COOC 3 H 7 - n-propylacetát, t bal = 102 °C; má podobnou rozpouštěcí schopnost jako ethylacetát. ethery kyselina máselná C 3 H 7 COOCH 3 - methyl butyrát, C 3H 7 COOC 2 H 5 - ethyl butyrát . C 3H 7 COOC 4 H 9 - butyl butyrát,
Třída organických sloučenin								Obecný vzorec	Molární hmotnost
Alkany								СnH2n + 2	14n+2
Alkeny nebo cykloalkany								CnH2n
Alkyny, alkadieny nebo cykloalkeny								CnH2n-2	14n - 2
Areny (benzen a jeho homology)								CnH2n-6	14n - 6
Alkoholy nebo ethery								CnH2n + 20	14n + 18
Aldehydy nebo ketony								CnH2nO	14n + 16
Monokarboxylové kyseliny nebo estery								CnH2n02	14n+32
aromatické alkoholy								CnH2n-7OH	14n+10
Aromatické aldehydy								CnH2n-7COH	14n+22
Aromatické kyseliny								CnH2n-7 COOH	14n+38

Náhled:

Hydrolýza

Tabulka 1. Změna barvy indikátoru v závislosti na koncentraci vodíkových iontů.

	ZMĚNA BARVY INDIKÁTORU
TYP SOLI	LAKMUS	fenolftalein	METHYL POMERANČ	STŘEDA
silná zásada + slabá kyselina	modrý	karmínový	žlutá	zásadité
slabá zásada + silná kyselina	Červené	se nemění	Červené	kyselý
silná zásada + silná kyselina	se nemění	se nemění	se nemění	neutrální

Schéma1. Hydrolýza solí tvořených slabými kyselinami a silnými zásadami - hydrolýza aniontem. , alkalické médium pH> 7

PO 4 3- SO 3 2- CO 3 2- S 2- BO 3 3- PO 3 3- SiO 3 2- AsO 4 3- SnO 4 2-

HPO 4 2- HSO 3 - HCO 3 - HS - HBO 3 2- HPO 3 2- HSiO 3 - HAsO 4 2- HSnO 4 -

Poznámka: Me (aktivní, zásadotvorný) - Li, K, Na, Rb, Cs, Ba, Sr.

Schéma 2 Hydrolýza solí tvořených silnými kyselinami a slabými zásadami - hydrolýza kationtem, kyselé prostředí, pH

Cl - Br - I - SO 4 2- NO 3 - IO 3 - ClO 3 - ClO 4 - MnO 4 - CrO 4 2- Cr 2 O 7 2-

Cl - Br - I - SO 4 2- NO 3 - IO 3 - ClO 3 - ClO 4 - MnO 4 - CrO 4 2- Cr 2 O 7 2-

Poznámka: Me-Mg…….Au a NH4+

Schéma 3 Hydrolýza solí tvořených slabými kyselinami a slabými zásadami hydrolýza kationtem a aniontem - nevratná hydrolýza.

V tomto případě jsou produkty hydrolýzy slabé kyseliny a zásady: KtAn + H2O \u003d KtOH + HAn

Kt + + An - + H20 = KtOH + Han

kde Kt + a An - - kation a anion slabých zásad a kyselin, resp.

Schéma 4.

Soli tvořené silnými kyselinami a silnými zásadami nepodléhají hydrolýze. Středně neutrální, pH=7

Silné a slabé elektrolyty

Silný	Slabý
1. Všechny rozpustné soli.	1. Všechny těžko rozpustné soli.
2. Anorganické kyseliny:	2. Anorganické kyseliny:
3. Alkálie:	3. Amfoterní báze: 4. Neamfoterní hydroxidy: 5. Organické kyseliny:

1) Proces hydrolýzy je reverzibilní , postupuje nikoli do konce, ale pouze do okamžiku ROVNOVÁHY;

2) Proces hydrolýzy je opakem NEUTRALIZACE reakce, tedy hydrolýza -endotermníproces (dochází k absorpci tepla).

KF + H 2 O ⇄ HF + KOH - Q

Jaké faktory podporují hydrolýzu?

1. Zahřívání - s nárůstem teploty se rovnováha posouvá směrem k ENDOTHERMICKÉ reakci - hydrolýza zesiluje;
2. Přidání vody - protože. voda je výchozím materiálem při hydrolytické reakci, pak zředění roztoku urychlí hydrolýzu.

Jak potlačit (zeslabit) proces hydrolýzy?

Často je nutné zabránit hydrolýze. Pro tohle:

1. Řešení nejkoncentrovanější(snížit množství vody);
2. Pro posunutí vyvážení dolevapřidat jeden z produktů hydrolýzy- kyselina pokud dojde k hydrolýze na kationtu popř alkálie, pokud dojde k aniontové hydrolýze.

Hydrolýza dalších sloučenin, které nejsou solemi.

1) Binární sloučeniny kovů: fosfidy, nitridy, hydridy, karbidy.

Při jejich hydrolýze se vytvoří hydroxid kovu a nekovová sloučenina vodíku a z hydridu se vytvoří vodík.

A) hydridy. CaH2 + H20 \u003d Ca (OH)2 + H2

B) karbidy: karbidy mohou při hydrolýze tvořit methan (karbid hliníku, beryllium) nebo acetylen (karbidy vápníku, alkalické kovy):

Al4C3 + H20 \u003d Al (OH)3 + CH4

(H+OH-)

CaC2 + H20 \u003d Ca (OH)2 + C2H2

C) další binární sloučeniny: nitridy (uvolňuje se amoniak), fosfidy (vzniká fosfin), silicidy (získá se silan).

Ca 3 P 2 + H 2 O \u003d PH 3 + Ca (OH) 2

2) Halogenidy kyselin.

Halogenid kyseliny je sloučenina, která vzniká, když je OH skupina v kyselině nahrazena halogenem.

Příklad: COCl2 - chlorid uhličitý (fosgen), který lze zapsat jako CO (OH) 2

Při hydrolýze halogenidů kyselin, jakož i sloučenin nekovů s halogeny, vznikají dvě kyseliny.

S02Cl2 + 2H20 \u003d H2S04 + 2HCl

PBr3 + 3H20 \u003d H3PO3 + 3HBr

Náhled:

Tabulka názvů kyselin a solí

Složení kyseliny	Název kyseliny	Název odpovídající soli
HALO 2	Metahliník	Metaaluminát
HBO 2	metabornaya	Metaborate
H3BO3	ortoborn	ortoborát
	bromovodík	Bromid
HCOOH	Formický	Formátovat
	Kyanovodík	Kyanid
H2CO3	Uhlí	Uhličitan
H2C204	šťovík	Oxolát
H4C202 (CH3COOH)	octová	Acetát
	Chlorovodík	Chlorid
HC1O	chlorný	Chlornan
HCl02	Chlorid	Chloritan
HClO3	Chlór	Chlorát
HClO 4	Chloric	Perchlorát
HCrO2	metachromní	metachromit
HCrO 4	Chrome	Chromát
HCr207	dvojitý chrom	dichroman
	Hydrojod	jodid
HMnO 4	mangan	Manganistan
H2MnO4	mangan	manganistan
H2MoO4	molybden	molybdenan
HNO 2	dusíkaté	Dusitan
HNO3	Dusík	Dusičnan
HPO 3	Metafosforečné	metafosfát
HPO 4	ortofosforečné	orthofosfát
H4P2O7	Bifosforečné (pyrofosforečné)	Difosfát (Pyrofosfát)
H3PO3	Fosfor	Fosfit
H3PO2	Fosfor	Fosfornan
H 2 S	Sirovodík	Sulfid
H2SO3	sirný	siřičitan
H2SO4	sírový	Síran
H2S2O3	Thiosulfurická	thiosíran
H 2 Se	selenickou	selenid
H2SiO3	Křemík	Silikát
HVO 3	Vanadium	Vanadat
H2WO4	Wolfram	Wolframát

Náhled:

TRIVIÁLNÍ NÁZVY NĚKTERÝCH ANORGANICKÝCH LÁTEK

triviální názvy látek	vzorce
kamenec draselný	KAl(S04)2*12H20
dusičnan amonný	NH4NO3
Epsomská sůl	MgS04* 7H20
Bertholletova sůl	KClO 3
bura	Na2B407* 10H20
rajský plyn	N2O
hašené vápno
hyposiřičitan	Na2S203* 5H20
Glauberova sůl	Na2S04* 10H20
oxid hlinitý	Al2O3
dvojitý superfosfát	Ca(H2PO4)
hydroxid sodný	NaOH
žíravý potaš
kalamář	FeSO4* 7H20
magnézie
Indický ledek	KNO 3
inertní plyny	He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
louh draselný
dusičnan draselný	KNO 3
soda	Na2C03
kamenná sůl	NaCl
žíravina	NaOH
oxid křemičitý	Si02
modrý vitriol	CuSO4 *5H2 Ó
dusičnan sodný	NaNO3
nehašené vápno	CaO
nikl vitriol	NiSO4 *7H2 Ó
pití sody	NaHCO3
sůl	NaCl
potaš	K2 CO3
sraženina	CaHPO4 *2H2 Ó
kysličník siřičitý	TAK2
silikonový gel	SiO2 * XH2 Ó
korozní sublimát	HgCl2
kysličník uhelnatý	CO
oxid uhličitý	CO2
alum chrom draselný	KCr(SO4 ) 2 *12H2 0
chrompeak	K2 Cr2 Ó7
síran zinečnatý	ZnSO4 *7H2 Ó
chilský ledek	NaNO3

Náhled:

Tabulka - Produkty regenerace při interakci kovů s kyselinami

Kyselý kov

Li Rb K Ba Sr Ca Namg

2-3 měsíce se nelze naučit (opakovat, vytáhnout) tak složitou disciplínu, jakou je chemie.

V KIM USE 2020 nejsou žádné změny v chemii.

Neodkládejte přípravu.

1. Před zahájením analýzy úkolů se nejprve prostudujte teorie. Teorie na stránkách je prezentována u každého úkolu ve formě doporučení, která potřebujete znát při plnění úkolu. vede při studiu hlavních témat a určuje, jaké znalosti a dovednosti budou vyžadovány při plnění úkolů USE v chemii. Pro úspěšné složení zkoušky z chemie je nejdůležitější teorie.
2. Teorii je třeba podložit praxe neustále řešit problémy. Protože většina chyb je způsobena tím, že jsem si cvičení přečetl špatně, nepochopil jsem, co je v úloze požadováno. Čím častěji budete řešit tematické testy, tím rychleji pochopíte strukturu zkoušky. Výcvikové úkoly vypracované na základě ukázky od FIPI dát jim možnost se rozhodnout a zjistit odpovědi. S nakouknutím ale nespěchejte. Nejprve se rozhodněte sami a podívejte se, kolik bodů jste získali.

Body za každý úkol z chemie

• 1 bod - za 1-6, 11-15, 19-21, 26-28 úkolů.
• 2 body – 7-10, 16-18, 22-25, 30, 31.
• 3 body - 35.
• 4 body - 32, 34.
• 5 bodů - 33.

Celkem: 60 bodů.

Struktura písemné zkoušky se skládá ze dvou bloků:

1. Otázky, které vyžadují krátkou odpověď (ve formě čísla nebo slova) - úkoly 1-29.
2. Úkoly s podrobnými odpověďmi - úkoly 30-35.

3,5 hodiny (210 minut) je vyhrazeno na vypracování zkouškového papíru z chemie.

Ke zkoušce budou tři cheaty. A je třeba se s nimi vypořádat.

To je 70 % informací, které vám pomohou úspěšně složit zkoušku z chemie. Zbývajících 30% je schopnost používat poskytnuté cheat sheets.

• Pokud chcete získat více než 90 bodů, musíte chemii věnovat hodně času.
• K úspěšnému složení zkoušky z chemie je potřeba vyřešit hodně: tréninkové úkoly, i když se zdají snadné a stejného typu.
• Správně rozdělte síly a nezapomínejte na zbytek.

Odvažte se, zkoušejte a uspějete!