Przygotowanie do egzaminu z chemii od podstaw. UŻYWAĆ
Podręcznik zawiera materiał przygotowujący do egzaminu z chemii.
Przedstawiono 43 tematy programu USE, dla których zadania odpowiadają podstawowemu (28), zaawansowanemu (10) i wysokiemu (5) poziomowi złożoności. Cała teoria jest ustrukturyzowana zgodnie z tematami i pytaniami zawartymi w kontrolnych materiałach pomiarowych.
Każdy temat zawiera stanowiska teoretyczne, pytania i ćwiczenia, testy wszelkiego rodzaju (z możliwością wyboru jednej odpowiedzi, do ustalenia korespondencji, wielokrotnego wyboru lub odpowiedzi w postaci liczby), zadania ze szczegółową odpowiedzią.
Skierowany do nauczycieli i uczniów starszych klas liceów ogólnokształcących, a także kandydatów na studia wyższe, nauczycieli i uczniów wydziałów chemicznych (szkół) przygotowania przeduniwersyteckiego.
Przykłady.
Podano próbki metali: ołów - miedź - rtęć - sód - złoto - srebro - wolfram.
Zidentyfikuj te metale na podstawie cech fizycznych:
a) bardzo miękkie (cięte nożem);
b) zabarwiony na żółto;
c) ma matową powierzchnię;
d) ma najwyższą ogniotrwałość;
e) ciecz w temperaturze pokojowej;
e) pomalowane na czerwono;
g) ma metaliczny połysk i wysoką przewodność elektryczną.
Próbki miedzi otrzymano z surowców: czerwonego Cu2O, czarnego CuO, białego CuSO4, niebieskiego CuSO4 · 5H2O, ciemnozielonego Cu2CO3(OH)2 i żółtobrązowego CuCl2. Czy (tak, nie) otrzymane próbki miedzi różnią się:
a) według koloru
b) według temperatury topnienia,
c) według zdolności do pokrywania się czarno-zielonym nalotem w miejskim powietrzu?
TREŚĆ
PRZEDMOWA 7
1. Teoretyczne działy chemii
1.1. Współczesne koncepcje budowy atomu 8
1.2. Prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejewa 17
1.2.1. Schematy zmian właściwości chemicznych pierwiastków i ich związków według okresów i grup 17
1.2.2-1.2.3. Ogólna charakterystyka metali głównych podgrup grup I-III i pierwiastków przejściowych (miedź, cynk, chrom, żelazo) według ich pozycji w układzie okresowym
układ i cechy budowy ich atomów 24
1.2.4. Ogólna charakterystyka głównych niemetali
podgrupy grup IV-VII według ich pozycji w układzie okresowym i cech strukturalnych ich atomów 30
1.3. Wiązanie chemiczne i budowa materii 44
1.3.1. Wiązanie kowalencyjne, jego odmiany i mechanizmy powstawania. Biegunowość i energia wiązania kowalencyjnego. Wiązanie jonowe. Połączenie metalowe. wiązanie wodorowe 44
1.3.2. Elektroujemność i stopień utlenienia pierwiastków chemicznych. Wartościowość atomowa 52
1.3.3. Substancje o budowie molekularnej i niemolekularnej. Rodzaj sieci krystalicznej. Zależność właściwości substancji od ich składu i budowy 59
1.4. Reakcja chemiczna 68
1.4.1-1.4.2. Klasyfikacja reakcji w chemii nieorganicznej i organicznej. Efekt termiczny reakcji. Równania termochemiczne 68
1.4.3. Szybkość reakcji, jej zależność od różnych czynników 80
1.4.4. Reakcje odwracalne i nieodwracalne. równowaga chemiczna. Przesunięcie równowagi pod wpływem różnych czynników 88
1.4.5. Dysocjacja elektrolitów w roztworach wodnych. Mocne i słabe elektrolity 98
1.4.6. Reakcje wymiany jonowej 108
1.4.7. Hydroliza soli. Środowisko roztworów wodnych: kwaśne, obojętne, zasadowe 115
1.4.8. Reakcje redoks. Korozja metali i metody ochrony przed nią 128
1.4.9. Elektroliza stopów i roztworów (sole, zasady, kwasy) 144
2. Chemia nieorganiczna
2.1. Klasyfikacja substancji nieorganicznych. Nazewnictwo substancji nieorganicznych (trywialne i międzynarodowe) 149
2.2. Charakterystyczne właściwości chemiczne substancji prostych - metale: alkalia, metale ziem alkalicznych, aluminium, metale przejściowe - miedź, cynk, chrom, żelazo 170
2.3. Charakterystyczne właściwości chemiczne substancji prostych - niemetale: wodór, halogeny, tlen, siarka, azot, fosfor, węgiel, krzem 177
2.4. Charakterystyczne właściwości chemiczne tlenków: zasadowe, amfoteryczne, kwaśne 189
2,5-2,6. Charakterystyczne właściwości chemiczne zasad, wodorotlenków amfoterycznych i kwasów 193
2.7. Charakterystyczne właściwości chemiczne soli: średnio, kwaśne, zasadowe, złożone (na przykładzie związków glinu i cynku) 199
2.8. Związek różnych klas substancji nieorganicznych 202
3. Chemia organiczna
3.1-3.2. Teoria budowy związków organicznych: homologia i izomeria (strukturalna i przestrzenna). Hybrydyzacja orbitali atomowych węgla 205
3.3. Klasyfikacja związków organicznych. Nazewnictwo związków organicznych (trywialne i międzynarodowe). Rodnik. Grupa funkcjonalna 213
3.4. Charakterystyczne właściwości chemiczne węglowodorów: alkany, cykloalkany, alkeny, dieny, alkiny, węglowodory aromatyczne (benzen i toluen) 220
3.5. Charakterystyczne właściwości chemiczne nasyconych alkoholi jedno- i wielowodorotlenowych, fenolu 239
3.6. Charakterystyczne właściwości chemiczne aldehydów, nasyconych kwasów karboksylowych, estrów 247
3.7. Charakterystyczne właściwości chemiczne związków organicznych zawierających azot: aminy, aminokwasy 255
3.8. Biologicznie ważne związki: tłuszcze, białka, węglowodany (mono-, di- i polisacharydy) 259
3.9. Związek związków organicznych 267
4. Metody poznania w chemii. Chemia i życie
4.1. Eksperymentalne podstawy chemii 272
4.1.1-4.1.2. Zasady pracy w laboratorium. Metody rozdzielania mieszanin i substancji oczyszczających 272
4.1.3-4.1.5. Określenie charakteru środowiska wodnych roztworów substancji. Wskaźniki. Reakcje jakościowe na substancje nieorganiczne i jony. Identyfikacja związków organicznych 272
4.1.6. Główne metody otrzymywania (w laboratorium) określonych substancji należących do badanych klas związków nieorganicznych 284
4.1.7. Główne metody otrzymywania węglowodorów (w laboratorium) 286
4.1.8. Główne metody otrzymywania związków organicznych zawierających tlen (w laboratorium) 292
4.2. Ogólne pojęcia o przemysłowych metodach otrzymywania najważniejszych substancji 298
4.2.1. Pojęcie metalurgii: ogólne metody otrzymywania metali 298
4.2.2. Ogólne naukowe zasady produkcji chemicznej (na przykładzie otrzymywania amoniaku, kwasu siarkowego, metanolu). Chemiczne zanieczyszczenie środowiska i jego skutki 300
4.2.3. Naturalne źródła węglowodorów, ich przetwarzanie 302
4.2.4. związki o dużej masie cząsteczkowej. Reakcje polimeryzacji i polikondensacji. polimery. Tworzywa sztuczne, gumy, włókna 303
4.3. Obliczenia za pomocą wzorów chemicznych i równań reakcji 311
4.3.1-4.3.2. Obliczenia stosunków objętościowych gazów i efektu cieplnego w reakcjach 311
4.3.3. Obliczanie masy substancji rozpuszczonej zawartej w określonej masie roztworu o znanym ułamku masowym 315
4.3.4. Obliczenia masy substancji lub objętości gazów ze znanej ilości substancji, masy lub objętości jednej z substancji biorących udział w reakcji 321
4.3.5-4.3.8. Obliczenia: masa (objętość, ilość substancji) produktu reakcji, jeżeli jedna z substancji jest podawana w nadmiarze (ma zanieczyszczenia) lub w postaci roztworu o określonym ułamku masowym substancji; praktyczna wydajność produktu, udział masowy (masa) substancji w mieszaninie 324
4.3.9. Obliczenia w celu znalezienia wzoru cząsteczkowego substancji 328
Odpowiedzi do zadań do samodzielnej pracy 333
ZAŁĄCZNIKI 350.
Przygotowanie do egzaminu z chemii to z reguły przygotowanie do egzaminu z chemii od podstaw.
Program nauczania w zwykłych szkołach jest zbudowany w taki sposób, że godziny przeznaczone na chemię kategorycznie nie wystarczą, aby zacząć coś rozumieć.
Uczniowie pamiętają tylko kilka schematów szablonów ze szkolnego programu nauczania. Na przykład: „Reakcja kończy się, jeśli otrzymany zostanie gaz, osad lub woda”. Ale jaka reakcja, jaki osad - tego nie wie żaden z licealistów! Szkoła nie wchodzi w te szczegóły. I w końcu nawet za pozornym sukcesem, za szkolnymi piątkami nie ma zrozumienia.
Przygotowując się do egzaminu z chemii od podstaw warto zacząć od najzwyklejszych podręczników szkolnych do ósmej i dziewiątej klasy. Tak, podręcznik nie zawiera odpowiedniego poziomu wyjaśnienia, który jest potrzebny do zrozumienia, co się dzieje. Przygotuj się, że będziesz musiał tylko zapamiętać niektóre informacje.
Jeśli od podstaw przygotowujesz się do egzaminu z chemii i czytasz podręcznik szkolny, chemii uczysz się jak języka obcego. Rzeczywiście, w języku obcym na początku nauki są też jakieś niezrozumiałe słowa, niezrozumiałe litery. I musisz poświęcić trochę czasu i wysiłku na naukę „alfabetu” i podstawowego „słownika”, inaczej nic nie będzie dalej działać.
Chemia jest nauką empiryczną i tym różni się od matematyki. Mamy do czynienia z faktami, które staramy się wyjaśnić. Najpierw zapoznajemy się z pewnym faktem, a gdy nie ma wątpliwości, wyjaśniamy go. W chemii jest wiele faktów i trudno je zrozumieć, jeśli przygotowujesz się do egzaminu z chemii od podstaw. Dlatego zaczynamy od zwykłego podręcznika szkolnego. Na przykład podręcznik, którego autorami są G. E. Rudzitis i F. G. Feldman lub N. E. Kuzmenko, V. V. Lunin, V. V. Eremin.
A potem musisz przejść do poważnych książek. Bo jeśli od podstaw przygotowujesz się do egzaminu z chemii, próba „wskoczenia” od razu do poważnej książki może zakończyć się niepowodzeniem. Jednocześnie same podręczniki szkolne nie wystarczą, aby przygotować się do egzaminu z chemii!
Napisałem podręcznik przygotowujący do egzaminu z chemii. Nazywa się Chemia. Autorski kurs przygotowania do egzaminu. Ta książka jest dla tych, którzy czytali już podręczniki szkolne, którym nie trzeba od początku tłumaczyć, czym jest wartościowość i który symbol oznacza który pierwiastek.
Kolejna wskazówka dla tych, którzy przygotowują się do egzaminu z chemii od podstaw.
W tej sytuacji nie ma sensu „rozpraszać” olimpiad, bo raczej nie będzie tam szans na rozwiązanie czegoś. Jeśli osoba, do której zacząłeś się przygotowywać wcześniej, a na początku 11 klasy pisze próbne egzaminy z chemii na 70 punktów, to ma sens uczestnictwo. Warto przestudiować poszczególne działy chemii fizycznej potrzebne do olimpiady i spróbować swoich sił.
Co jednak, gdy licealista chce od podstaw przygotować się do egzaminu z chemii, a nie rozumie szkolnego podręcznika? Nie rozumiem! Chce zostać lekarzem, ale nie rozumie podręcznika szkolnego. Co wtedy? Iść do korepetytora?
Możesz spróbować wziąć inny podręcznik szkolny. Wszystkie są napisane w innym języku, mają nieco inne podejście. Ale jeśli licealista postanowił przygotowywać się do Jednolitego Egzaminu Państwowego z chemii od podstaw i nie potrafi opanować ani jednego szkolnego podręcznika do chemii do 8 klasy... Może w takim razie warto pomyśleć o specjalności, z którą łatwiej sobie poradzić? Taki kandydat poświęci dużo energii na przyjęcie, ale jeśli zda, to najprawdopodobniej na płatnym, a potem też wyleci! W końcu studiowanie na kierunku medycznym jest znacznie trudniejsze niż przygotowanie do egzaminu na kierunek lekarski. Jeśli przygotowanie do egzaminu z chemii powoduje trudności nierozwiązywalne, absolutnie nierozwiązywalne, to studiowanie na medycynie będzie dużo trudniejsze! Miej to na uwadze przygotowując się do egzaminu z chemii od podstaw.
M.: 2013. - 352 s.
Podręcznik zawiera materiał przygotowujący do egzaminu z chemii. Przedstawiono 43 tematy programu USE, dla których zadania odpowiadają podstawowemu (28), zaawansowanemu (10) i wysokiemu (5) poziomowi złożoności. Cała teoria jest ustrukturyzowana zgodnie z tematami i pytaniami zawartymi w kontrolnych materiałach pomiarowych. Każdy temat zawiera stanowiska teoretyczne, pytania i ćwiczenia, testy wszelkiego rodzaju (z możliwością wyboru jednej odpowiedzi, do ustalenia korespondencji, wielokrotnego wyboru lub odpowiedzi w postaci liczby), zadania ze szczegółową odpowiedzią. Skierowany do nauczycieli i uczniów starszych klas liceów ogólnokształcących, a także kandydatów na studia wyższe, nauczycieli i uczniów wydziałów chemicznych (szkół) przygotowania przeduniwersyteckiego.
Format: pdf
Rozmiar: 3,5MB
Obejrzyj, pobierz: yandex.disk
TREŚĆ
PRZEDMOWA 7
1. Teoretyczne działy chemii
1.1. Współczesne koncepcje budowy atomu 8
1.2. Prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejewa 17
1.2.1. Schematy zmian właściwości chemicznych pierwiastków i ich związków według okresów i grup 17
1.2.2-1.2.3. Ogólna charakterystyka metali głównych podgrup grup I-III i pierwiastków przejściowych (miedź, cynk, chrom, żelazo) według ich pozycji w układzie okresowym i cech strukturalnych ich atomów 23
1.2.4. Ogólna charakterystyka niemetali głównych podgrup grup IV-VII według ich pozycji w układzie okresowym i cech strukturalnych ich atomów 29
1.3. Wiązanie chemiczne i budowa materii 43
1.3.1. Wiązanie kowalencyjne, jego odmiany i mechanizmy powstawania. Biegunowość i energia wiązania kowalencyjnego. Wiązanie jonowe. Połączenie metalowe. Wiązanie wodorowe 43
1.3.2. Elektroujemność i stopień utlenienia pierwiastków chemicznych. Wartościowość atomowa 51
1.3.3. Substancje o budowie molekularnej i niemolekularnej. Rodzaj sieci krystalicznej. Zależność właściwości substancji od ich składu i budowy 57
1.4. Reakcja chemiczna 66
1.4.1-1.4.2. Klasyfikacja reakcji w chemii nieorganicznej i organicznej. Efekt termiczny reakcji. Równania termochemiczne 66
1.4.3. Szybkość reakcji, jej zależność od różnych czynników 78
1.4.4. Reakcje odwracalne i nieodwracalne. równowaga chemiczna. Przesunięcie równowagi pod wpływem różnych czynników 85
1.4.5. Dysocjacja elektrolitów w roztworach wodnych. Mocne i słabe elektrolity 95
1.4.6. Reakcje wymiany jonowej 106
1.4.7. Hydroliza soli. Środowisko roztworów wodnych: kwaśne, obojętne, zasadowe 112
1.4.8. Reakcje redoks. Korozja metali i metody ochrony przed nią 125
1.4.9. Elektroliza stopów i roztworów (sole, zasady, kwasy) 141
2. Chemia nieorganiczna
2.1. Klasyfikacja substancji nieorganicznych. Nazewnictwo substancji nieorganicznych (trywialne i międzynarodowe) 146
2.2. Charakterystyczne właściwości chemiczne substancji prostych - metale: alkaliczne, ziem alkalicznych, aluminium, metale przejściowe - miedź, cynk, chrom, żelazo 166
2.3. Charakterystyczne właściwości chemiczne substancji prostych - niemetale: wodór, halogeny, tlen, siarka, azot, fosfor, węgiel, krzem 172
2.4. Charakterystyczne właściwości chemiczne tlenków: zasadowe, amfoteryczne, kwaśne 184
2,5-2,6. Charakterystyczne właściwości chemiczne zasad, wodorotlenków amfoterycznych i kwasów 188
2.7. Charakterystyczne właściwości chemiczne soli: średnio, kwaśne, zasadowe, złożone (na przykładzie związków glinu i cynku) 194
2.8. Związek różnych klas substancji nieorganicznych 197
3. Chemia organiczna
3.1-3.2. Teoria budowy związków organicznych: homologia i izomeria (strukturalna i przestrzenna). Hybrydyzacja orbitali atomowych węgla 200
3.3. Klasyfikacja związków organicznych. Nazewnictwo związków organicznych (trywialne i międzynarodowe). Rodnik. Grupa funkcjonalna 207
3.4. Charakterystyczne właściwości chemiczne węglowodorów: alkany, cykloalkany, alkeny, dieny, alkiny, węglowodory aromatyczne (benzen i toluen) 214
3.5. Charakterystyczne właściwości chemiczne nasyconych alkoholi jedno- i wielowodorotlenowych, fenolu 233
3.6. Charakterystyczne właściwości chemiczne aldehydów, nasyconych kwasów karboksylowych, estrów 241
3.7. Charakterystyczne właściwości chemiczne związków organicznych zawierających azot: aminy, aminokwasy 249
3.8. Biologicznie ważne związki: tłuszcze, białka, węglowodany (mono-, di- i polisacharydy) 253
3.9. Związek związków organicznych 261
4. Metody poznania w chemii. Chemia i życie
4.1. Eksperymentalne podstawy chemii 266
4.1.1-4.1.2. Zasady pracy w laboratorium. Metody rozdzielania mieszanin i oczyszczania substancji 266
4.1.3-4.1.5. Określenie charakteru środowiska wodnych roztworów substancji. Wskaźniki. Reakcje jakościowe na substancje nieorganiczne i jony. Identyfikacja związków organicznych 266
4.1.6. Główne metody otrzymywania (w laboratorium) określonych substancji należących do badanych klas związków nieorganicznych 278
4.1.7. Główne metody otrzymywania węglowodorów (w laboratorium) 279
4.1.8. Główne metody otrzymywania związków organicznych zawierających tlen (w laboratorium) 285
4.2. Ogólne pojęcia o przemysłowych metodach otrzymywania najważniejszych substancji 291
4.2.1. Pojęcie metalurgii: ogólne metody otrzymywania metali 291
4.2.2. Ogólne naukowe zasady produkcji chemicznej (na przykładzie otrzymywania amoniaku, kwasu siarkowego, metanolu). Chemiczne zanieczyszczenie środowiska i jego skutki 292
4.2.3. Naturalne źródła węglowodorów, ich przetwarzanie 294
4.2.4. związki o dużej masie cząsteczkowej. Reakcje polimeryzacji i polikondensacji. polimery. Tworzywa sztuczne, gumy, włókna 295
4.3. Obliczenia za pomocą wzorów chemicznych i równań reakcji 303
4.3.1-4.3.2. Obliczenia stosunków objętościowych gazów i efektu cieplnego w reakcjach 303
4.3.3. Obliczanie masy substancji rozpuszczonej zawartej w określonej masie roztworu o znanym ułamku masowym 307
4.3.4. Obliczenia masy substancji lub objętości gazów ze znanej ilości substancji, masy lub objętości jednej z substancji biorących udział w reakcji 313
4.3.5-4.3.8. Obliczenia: masa (objętość, ilość substancji) produktu reakcji, jeżeli jedna z substancji jest podawana w nadmiarze (ma zanieczyszczenia) lub w postaci roztworu o określonym ułamku masowym substancji; praktyczna wydajność produktu, udział masowy (masa) substancji w mieszaninie 315
4.3.9. Obliczenia w celu znalezienia wzoru cząsteczkowego substancji 319
Standardowy arkusz egzaminacyjny
Instrukcje pracy 324
Odpowiedzi do standardowej wersji arkusza egzaminacyjnego 332
Odpowiedzi do zadań do samodzielnej pracy 334
APLIKACJE 350
Ten materiał szkoleniowy jest przeznaczony dla uczniów klas 11. Do tego czasu program chemii ogólnej i nieorganicznej został zakończony, studenci kursu głównego znają już rodzaje problemów obliczeniowych i ich rozwiązania. Pozwala to na utrwalenie zdobytej wiedzy; zwracać uwagę na cechy budowy i właściwości substancji organicznych, ich związki i wzajemne przemiany, na typologię problemów obliczeniowych. Podczas opracowywania materiału większość zadań i ćwiczeń zaczerpnięto z wytycznych FIPI dotyczących przygotowania do egzaminu. Głównym celem przygotowania do egzaminu jest opanowanie umiejętności wykonywania najtrudniejszych zadań, znajomości reakcji redoks, głównych klas związków organicznych i nieorganicznych, a także algorytmów rozwiązywania głównych rodzajów problemów obliczeniowych
Pobierać:
Zapowiedź:
Formuły materia organiczna. |
||||||||||
Formuły | Tytuły |
|||||||||
CH 2 \u003d CH 2 | Etylen, eten |
|||||||||
H 2 C \u003d CH-CH \u003d CH 2 | Diwinyl, butadien -1,3 |
|||||||||
Guma izoprenowa |
||||||||||
Gumy polichloroprenowe (nairit, neopren) |
||||||||||
Chloropren |
||||||||||
Etyna, acetylen |
||||||||||
allylen, propyn |
||||||||||
Benzen, cykloheksatrien-1,3,5 |
||||||||||
metylobenzen, C7H8 |
||||||||||
| | etylobenzen |
|||||||||
o-ksylen, m-ksylen, p-ksylen, |
||||||||||
Winylobenzen, etenylobenzen, fenyloetylen, styren |
||||||||||
eter dimetylowy(C 2 H 6 O) (eter metylowy, metoksymetan) H 3 C-O-CH 3 |
||||||||||
eter dietylowy C 2 N 5 OS 2 N 5 |
||||||||||
Fenol (hydroksybenzen, przestarzały. kwas karbolowy) C 6 H 5 OH - |
||||||||||
Kwas benzoesowy C6H5COOH |
||||||||||
aldehyd benzoesowy(benzaldehyd) C6H5CHO |
||||||||||
aminokwasy: NH 2 -C 2 H 5 -COOH alanina, NH 2 -CH 2 -COOH - glicyna - |
||||||||||
Etery kwas mrówkowy HCOOCH 3- mrówczan metylu
HCOOC 2 H 5 - mrówczan etylu
, Etery kwas octowy
Etery kwas masłowy
|
||||||||||
Klasa związków organicznych | Ogólna formuła | Masa cząsteczkowa |
||||||||
alkany | C n H 2n + 2 | 14n+2 |
||||||||
Alkeny lub cykloalkany | C n H 2n | |||||||||
Alkiny, alkadieny lub cykloalkeny | C n H 2n - 2 | 14n - 2 |
||||||||
Arenes (benzen i jego homologi) | C n H 2n - 6 | 14n - 6 |
||||||||
Alkohole lub etery | C n H 2n + 2 O | 14n + 18 |
||||||||
Aldehydy lub ketony | C n H 2n O | 14n + 16 |
||||||||
Kwasy monokarboksylowe lub estry | C n H 2n O 2 | 14n+32 |
||||||||
alkohole aromatyczne | CnH2n-7OH | 14n+10 |
||||||||
Aromatyczne aldehydy | CnH2n-7COH | 14n+22 |
||||||||
Kwasy aromatyczne | CnH2n-7 COOH | 14n+38 |
||||||||
Zapowiedź:
Hydroliza
Tabela 1. Zmiana barwy wskaźnika w zależności od stężenia jonów wodorowych.
ZMIANA KOLORU WSKAŹNIKA | ||||
RODZAJ SOLI | LAKMUS | fenoloftaleina | ORANŻ METYLOWY | ŚRODA |
mocna zasada + słaby kwas | niebieski | karmazynowy | żółty | alkaliczny |
słaba zasada + mocny kwas | czerwony | nie zmienia | czerwony | kwaśny |
mocna zasada + mocny kwas | nie zmienia | nie zmienia | nie zmienia | neutralny |
Schemat1. Hydroliza soli słabych kwasów i mocnych zasad - hydroliza anionowa. , środowisko alkaliczne 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 - |
Uwaga: Me (aktywny, alkalizujący) - Li, K, Na, Rb, Cs, Ba, Sr.
Schemat 2. Hydroliza soli mocnych kwasów i słabych zasad - hydroliza kationowa, środowisko kwaśne, 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- |
Uwaga: Me- Mg…….Au i NH 4 +
Schemat 3. Hydroliza soli słabych kwasów i słabych zasad hydroliza kationami i anionami - hydroliza nieodwracalna.
W tym przypadku produktami hydrolizy są słabe kwasy i zasady: KtAn + H2O \u003d KtOH + HAn
Kt + + An - + H2O = KtOH + Han
gdzie Kt + i An - - odpowiednio kation i anion słabych zasad i kwasów.
Schemat 4.
Sole utworzone przez mocne kwasy i mocne zasady nie ulegają hydrolizie. Średnio neutralny, pH=7
Mocne i słabe elektrolity
Mocny | Słaby |
1. Wszystkie rozpuszczalne sole. | 1. Wszystkie trudno rozpuszczalne sole. |
2. Kwasy nieorganiczne: | 2. Kwasy nieorganiczne: |
3. Zasady: | 3. Zasady amfoteryczne: 4. Wodorotlenki nieamfoteryczne: 5. Kwasy organiczne: |
1) Proces hydrolizy jest odwracalny , postępuje nie do końca, ale tylko do momentu RÓWNOWAGI;
2) Proces hydrolizy jest odwrotnością reakcji NEUTRALIZACJI, dlatego hydroliza -endotermicznyproces (zachodzi z absorpcją ciepła).
KF + H 2 O ⇄ HF + KOH - Q
Jakie czynniki zwiększają hydrolizę?
- Ogrzewanie - wraz ze wzrostem temperatury równowaga przesuwa się w kierunku reakcji ENDOTERMICZNEJ - nasila się hydroliza;
- Dodanie wody - bo. woda jest substancją wyjściową w reakcji hydrolizy, to rozcieńczenie roztworu nasila hydrolizę.
Jak stłumić (osłabić) proces hydrolizy?
Często konieczne jest zapobieganie hydrolizie. Dla tego:
- Marka rozwiązania najbardziej skoncentrowany(zmniejszyć ilość wody);
- Aby przesunąć równowagę w lewododać jeden z produktów hydrolizy- kwas jeśli występuje hydroliza na kationie lub alkalia, jeśli zachodzi hydroliza anionów.
Hydroliza innych związków, które nie są solami.
1) Dwuskładnikowe związki metali: fosforki, azotki, wodorki, węgliki.
Kiedy ulegają hydrolizie, powstaje wodorotlenek metalu i niemetaliczny związek wodoru, a z wodorku powstaje wodór.
A) wodorki. CaH 2 + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2
B) węgliki: węgliki podczas hydrolizy mogą tworzyć metan (węgliki glinu, beryl) lub acetylen (węgliki wapnia, metale alkaliczne):
Al 4 C 3 + H 2 O \u003d Al (OH) 3 + CH 4
(H+OH-)
CaC 2 + H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + C 2 H 2
C) inne związki dwuskładnikowe: azotki (uwalnia się amoniak), fosforki (powstaje fosfina), krzemki (otrzymuje się silan).
Ca 3 P 2 + H 2 O \u003d PH 3 + Ca (OH) 2
2) Halogenki kwasowe.
Halogenek kwasowy to związek, który powstaje, gdy grupa OH w kwasie jest zastąpiona halogenem.
Przykład: COCl2 - chlorek kwasu węglowego (fosgen), który można zapisać jako CO (OH) 2
Podczas hydrolizy halogenków kwasowych, a także związków niemetali z halogenami, powstają dwa kwasy.
SO2Cl2 + 2H2O \u003d H2SO4 + 2HCl
PBr3 + 3H2O \u003d H3PO3 + 3HBr
Zapowiedź:
Tabela nazw kwasów i soli
Formuła kwasu | Nazwa kwasu | Nazwa odpowiedniej soli |
HAIO 2 | Metaaluminium | metaglinian |
HBO 2 | metabornaja | Metaboran |
H3BO3 | ortourodzony | ortoboran |
Bromowodorowy | Bromek |
|
HCOOH | Mrówkowy | mrówczan |
Cyjanowodór | Cyjanek |
|
H2CO3 | Węgiel | Węglan |
H2C2O4 | szczaw | szczawian |
H4C2O2 | Octowy | Octan |
Chlorek wodoru | Chlorek |
|
HCIO | podchlorawy | podchloryn |
HCIO 2 | Chlorek | Chloryt |
HCIO 3 | Chlor | chlorany |
HCIO 4 | Chlorowy | Nadchloran |
HCrO2 | metachromowy | Metachromit |
HCrO 4 | Chrom | Chromian |
HCr2O7 | podwójny chrom | dichromian |
jodowodorek | jodek |
|
HMnO 4 | mangan | Nadmanganian |
H2MnO4 | mangan | manganian |
H2MoO4 | molibden | molibdenian |
HNO 2 | azotowy | Azotyn |
HNO3 | Azot | Azotan |
HPO 3 | Metafosforowy | Metafosforan |
HPO 4 | ortofosforowy | ortofosforan |
H4P2O7 | Bifosforowy (pirofosforowy) | Difosforan (pirofosforan) |
H3PO3 | fosforowy | Fosforyn |
H3PO2 | fosforowy | podfosforyn |
H2S | Siarkowodór | siarczek |
H2SO3 | siarkawy | siarczyn |
H2SO4 | siarkowy | Siarczan |
H2S2O3 | tiosiarkowy | tiosiarczan |
H 2 se | Seleniczny | selenek |
H2SiO3 | Krzem | Krzemian |
HVO 3 | Wanad | Wanadat |
H2WO4 | Wolfram | wolframiany |
Zapowiedź:
NAZWY TRIVIALNE NIEKTÓRYCH SUBSTANCJI NIEORGANICZNYCH
trywialne nazwy substancji | formuły |
ałun potasowy | KAl(SO4)2*12H2O |
azotan amonowy | NH4NO3 |
Sól Epsom | MgS04*7H2O |
Sól Bertholleta | KClO 3 |
bura | Na2B4O7 * 10H2O |
gaz rozweselający | N2O |
wapno gaszone | |
podsiarczyn | Na2S2O3 * 5H2O |
sól Glaubera | Na2SO4 * 10H2O |
glinka | Al2O3 |
podwójny superfosfat | Ca(H2PO4) |
wodorotlenek sodu | NaOH |
żrący potaż | |
Kałamarz | FeSO4 * 7H2O |
magnezja | |
saletra indyjska | KNO 3 |
gazy obojętne | On, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn |
ług potasowy | |
azotan potasu | KNO 3 |
soda kalcynowana | Na2CO3 |
sól kamienna | NaCl |
żrący | NaOH |
krzemionka | SiO2 |
niebieski witriol | CuSO4 *5H2 O |
azotan sodu | NaNO3 |
wapno palone | CaO |
witriol niklu | NiSO4 *7H2 O |
napój gazowany | NaHCO33 |
sól | NaCl |
potaż | k2 WSPÓŁ3 |
Osad | CaHPO4 *2H2 O |
dwutlenek siarki | WIĘC2 |
Żel krzemionkowy | SiO2 * XH2 O |
żrąca sublimacja | HgCl2 |
tlenek węgla | WSPÓŁ |
dwutlenek węgla | WSPÓŁ2 |
ałun potasowo-chromowy | KCr(SO4 ) 2 *12H2 0 |
chrompeak | k2 Kr2 O7 |
siarczan cynku | ZnSO44 *7H2 O |
saletra chilijska | NaNO3 |
Zapowiedź:
Tabela - Produkty odzyskiwania podczas interakcji metali z kwasami
kwaśny metal | Li Rb K Ba Sr Ca Namg |
Przez 2-3 miesiące nie da się nauczyć (powtarzać, podciągać) tak złożonej dyscypliny jak chemia.
W KIM USE 2020 na chemii nie ma zmian.
Nie zwlekaj z przygotowaniami.
- Przed przystąpieniem do analizy zadań najpierw przestudiuj teoria. Teoria na stronie jest prezentowana dla każdego zadania w formie rekomendacji, z którymi musisz się zapoznać podczas wykonywania zadania. prowadzi w badaniu głównych tematów i określa, jaka wiedza i umiejętności będą wymagane podczas wykonywania zadań USE z chemii. Dla pomyślnego zdania egzaminu z chemii najważniejsza jest teoria.
- Teorię trzeba poprzeć ćwiczyć ciągłe rozwiązywanie problemów. Ponieważ większość błędów wynika z tego, że źle przeczytałem ćwiczenie, nie zrozumiałem, co jest wymagane w zadaniu. Im częściej rozwiązujesz testy tematyczne, tym szybciej zrozumiesz strukturę egzaminu. Zadania szkoleniowe opracowane na podstawie dema z FIPI dać im możliwość podjęcia decyzji i znalezienia odpowiedzi. Ale nie spiesz się, aby zerknąć. Najpierw zdecyduj sam i zobacz, ile punktów zdobyłeś.
Punkty za każde zadanie z chemii
- 1 punkt - za zadania 1-6, 11-15, 19-21, 26-28.
- 2 punkty - 7-10, 16-18, 22-25, 30, 31.
- 3 punkty - 35.
- 4 punkty - 32, 34.
- 5 punktów - 33.
Razem: 60 punktów.
Struktura arkusza egzaminacyjnego składa się z dwóch bloków:
- Pytania wymagające krótkiej odpowiedzi (w postaci liczby lub słowa) - zadania 1-29.
- Zadania ze szczegółowymi odpowiedziami - zadania 30-35.
Na wypełnienie egzaminu z chemii przeznaczono 3,5 godziny (210 minut).
Na egzaminie będą trzy ściągawki. I trzeba się nimi zająć.
To 70% informacji, które pomogą Ci pomyślnie zdać egzamin z chemii. Pozostałe 30% to możliwość korzystania z dostarczonych ściągawek.
- Jeśli chcesz zdobyć więcej niż 90 punktów, musisz poświęcić dużo czasu na chemię.
- Aby pomyślnie zdać egzamin z chemii, musisz rozwiązać wiele: zadań szkoleniowych, nawet jeśli wydają się łatwe i tego samego typu.
- Prawidłowo rozprowadź swoją siłę i nie zapomnij o reszcie.
Odważ się, spróbuj, a odniesiesz sukces!
