Справочник ОГЭ. Основные понятия химии | ОГЭ для VIP

Справочник ОГЭ. Основные понятия химии

Ознакомительная версия перед покупкой книги: «ОГЭ Химия: Справочник с комментариями ведущих экспертов / А.Н. Лёвкин, С.Е. Домбровская — М., СПб: Просвещение, 2019 (В помощь выпускнику)». Цитаты из пособия использованы в учебных целях.

ОГЛАВЛЕНИЕ   Купить книгу

Раздел 1 «ОБЩАЯ ХИМИЯ».

§ 1. Предмет химии. Основные понятия химии.

  • Химическая реакция. Условия и признаки протекания химических реакций. Химические уравнения. Сохранение массы веществ при химических реакциях.
  • Классификация химических реакций по различным признакам: числу и составу исходных и полученных веществ, изменению степеней окисления химических элементов, поглощению и выделению энергии.

OCR-версия данного раздела
ВЕЩЕСТВА И ИХ СВОЙСТВА

Химия — наука о веществах и их превращениях друг в друга. Вещества отличаются друг от друга составом, строением и свойствами. Различают физические и химические свойства веществ. Физические свойства веществ можно описать по следующим параметрам: агрегатное состояние при обычных условиях (твёрдое, жидкое или газообразное), цвет, блеск, твёрдость (или мягкость), хрупкость, запах, вкус, плотность, температура кипения и плавления, тепло- и электропроводность, растворимость в воде и иных растворителях, способность намагничиваться и др. Химические свойства веществ проявляются в химических реакциях и характеризуют способность данного вещества взаимодействовать с другими веществами и превращаться в те или иные вещества. Например, ниже приведены некоторые свойства меди: Физические свойства При обычных условиях — твёрдое вещество розового цвета, имеет металлический блеск, хорошо проводит тепло и электрический ток. Температура плавления равна 1083 °С. Температура кипения равна 2567 °С. Плотность меди равна 8,92 г/см3. Химические свойства Медь при нагревании реагирует с кислородом с образованием оксида: 2Cu + O2 = 2СuО. Медь растворяется в азотной кислоте, в результате чего образуется нитрат меди (II): Сu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 4NO2 + 2Н2O. Химические реакции Часто приходится иметь дело не с чистыми веществами, а со смесями веществ. Смеси веществ характеризуются тем, что между отдельными веществами, образующими смесь, не происходит химического взаимодействия (при данных условиях). Они не имеют постоянного состава. Смесь можно приготовить из веществ в любых соотношениях. Свойства отдельных веществ сохраняются, поэтому смесь можно разделить с помощью физических методов. Все явления природы можно подразделить на физические и химические, которые часто называют химическими реакциями. Они являются важнейшим объектом изучения химии. Чем же отличаются физические и химические явления? Рассмотрите таблицу 1 и сделайте вывод. Вещество — вид материи, имеет определённый состав (природу и число составляющих его частиц), строение (пространственное расположение частиц) и характерные, постоянные в данных условиях свойства. Физические и химические явления Резкой границы между физическими и химическими явлениями нет: существуют так называемые физико-химические процессы, например растворение того или иного вещества в каком-нибудь растворителе. ОСНОВЫ АТОМНО-МОЛЕКУЛЯРНОГО УЧЕНИЯ В ХИМИИ Современная химия строится на основе атомно-молекулярного учения. Атом (от греч. atomos — неделимый) — наименьшая частица химического элемента, носитель его свойств. Молекула — наименьшая частица веществ молекулярного строения. Молекулы образованы атомами, химически связанными друг с другом в определённом порядке. Химический элемент — вид атомов с одинаковым зарядом ядра, который, в свою очередь, определяется числом протонов в нём. Химические вещества классифицируются по составу на простые и сложные. Простое вещество — вещество, образованное атомами одного химического элемента. Сложное вещество — вещество, образованное атомами разных химических элементов. Химическая формула — условная запись состава вещества посредством символов элементов и индексов. Так, например, формула H2S04 означает, что молекула серной кислоты образована двумя атомами водорода, одним атомом серы и четырьмя атомами кислорода. Относительная атомная масса (Аг) — это отношение средней массы атома данного элемента при его природном изотопном составе к одной атомной единице массы (1 а. е. м.1). Величина безразмерная. Относительная молекулярная масса (Мг) — это отношение массы молекулы данного вещества к 1 а. е. м. Величина безразмерная. Для веществ немолекулярного строения понятие «относительная молекулярная масса» употребляется условно. В этом случае более корректно использовать понятие «формульная масса». Пример. Вычислим относительную молекулярную массу следующих соединений: a) H2S04, б) (СН3)2СО. Для этого находим в Периодической системе относительные атомные массы соответствующих элементов, округляя их до целых чисел: Ar (Н) = 1, Ar (S) = 32, Аг{О) = 16. Сложим полученные числа с учётом числа атомов в молекуле H2S04: Mr(H2S04) = 2Ar (Н) +Ar(S) + 4АГ(0) = 2 • 1 + 32 + 4 • 16 = 98. В случае (СН3)2СО учитываем, что в молекуле данного вещества две группы атомов СН3; следовательно, молекула такого соединения образована тремя атомами С, шестью атомами Н и одним атомом О: Мг((СН3)2СО) = 3 • 12 + 6 • 1 + 16 = 58. 1 Атомная единица массы (а. е. м.) — 1/12 массы атома углерода изотопа углерод-12. Задание. Вычислите относительную молекулярную массу следующих веществ: а) «-гептана (С7Н16), б) хлорной кислоты (НС104). Массовая доля элемента в соединении — это отношение массы данного элемента в молекуле (или в формульной единице) к относительной молекулярной массе данного вещества (или к формульной массе). Формула для вычисления массовой доли элемента: где w — массовая доля элемента (Э); к — число атомов элемента (Э) в молекуле (в формульной единице). Количество вещества п — число структурных единиц вещества, выраженное в молях. Моль — количество вещества, в котором содержится столько структурных единиц, сколько атомов содержится в 12 г углерода1. Постоянная Авогадро NA = 6,02 • 1023 моль-1 — число частиц, которое содержится в 1 моль любого вещества. Молярная масса (М) — масса 1 моль вещества, выраженная в г/моль. Численно молярная масса совпадает с относительной молекулярной массой. Формулы для расчётов: где т — масса вещества, N — число частиц в данной порции вещества. Закон постоянства состава вещества. Каждое химически чистое соединение имеет определённый состав независимо от его способа получения и места нахождения. Установлен Ж. Прустом в 1801 г. Химические реакции (химические явления) — это процессы, в результате которых одни вещества превращаются в другие. Некоторые реакции можно осуществить только при определённых условиях: • при нагревании (в уравнениях реакций обозначается знаком «t°» над стрелкой или знаком «=» или указывается температура); • при освещении (/*v); • при повышенном давлении (р); • при наличии определённых веществ, способствующих осуществлению реакции, — катализаторов. В ходе химических реакций соблюдается закон сохранения массы: масса веществ, вступивших в реакцию, равна массе веществ, образующихся в результате реакции. Стехиометрия реакции — соотношение между количествами вступающих в реакцию реагентов и образующихся в результате реакции продуктов реакции. Если а моль вещества А реагирует с b моль вещества В, а в результате реакции образуется х моль вещества X и z моль вещества Z, то уравнение аА + bВ= хХ + zZ называется химическим уравнением данной реакции, а числа а, b, x, z называются стехиометрическими коэффициентами. Существует несколько типов химических реакций. Так, в таблице 2 представлена классификация реакций по количеству и составу реагирующих веществ и продуктов. Более точно — в 12 г изотопа углерод-12, 12С. Классификация реакций по количеству и составу реагирующих веществ и продуктов реакции По тепловому эффекту реакции могут быть экзо- и эндотермическими. Экзотермические реакции — реакции, в ходе которых происходит выделение теплоты, эндотермические реакции идут с поглощением теплоты. Тепловой эффект химической реакции — количество теплоты, которое выделяется или поглощается в результате реакций между определёнными количествами реагентов. Обозначается символом Q. Так, в ходе образования 2 моль фтороводорода выделяется 537 кДж. Это и есть тепловой эффект реакции образования фтороводорода. Уравнение реакции образования фтороводорода можно записать, указывая значение теплового эффекта: Н2 + F2 = 2HF + 537 кДж. Уравнения химических реакций с указанием теплового эффекта называют термохимическими уравнениями. Тепловой эффект реакции зависит от агрегатного состояния реагентов. В термохимических уравнениях указывается фазовое состояние и полиморфная модификация реагирующих и образующихся веществ: г — газовое, ж — жидкое, к — кристаллическое, т — твёрдое, р — растворённое и др. Образец выполнения задания Взаимодействие сульфата натрия и нитрата бария относится к реакциям 1) обмена 2) разложения 3) замещения 4) соединения. Уравнение реакции сульфата натрия и нитрата бария: Na2S04 + Ba(N03)2 = BaS04l + 2NaN03 Данная реакция относится к реакциям обмена. Это реакция между двумя сложными веществами, в ходе которой вещества «обмениваются» составными частями в соответствии со схемой: АВ + CD = AD + СВ Обратите внимание, что это реакция в растворах электролитов, её сущность отражает ионное уравнение: Для ответа на поставленный вопрос это значения не имеет, но составление ионных уравнений для реакций в растворах электролитов — важное умение, которым необходимо свободно владеть для того, чтобы успешно сдать экзамен. Правильный ответ — 1. 1.1. К химическим явлениям относится процесс 1) прохождения электрического тока по медному проводу 2) плавления олова 3) горения магния 4) затвердевания парафина 1.2. Признаком реакции между сульфатом меди (II) и гидроксидом натрия является 1) выделение газа 3) выделение тепла и света 2) выпадение осадка 4) появление запаха 1.3. Признаком химической реакции между растворами карбоната натрия и соляной кислоты является 1) растворение осадка 3) изменение цвета 2) образование осадка 4) выделение газа 1.4. Только при нагревании протекает реакция между 1) натрием и водой 3) железом и серой 2) оксидом бария и водой 4) железом и соляной кислотой 1.5. Взаимодействие сульфата натрия и нитрата бария относят к реакциям 1) обмена 3) замещения 2) соединения 4) разложения 1.6. К реакциям обмена относится взаимодействие между 1) оксидом кальция и водой 2) гидроксидом магния и азотной кислотой 3) магнием и соляной кислотой 4) оксидом натрия и углекислым газом 1.7. К реакциям замещения относится взаимодействие между 1) оксидом натрия и водой 2) гидроксидом магния и азотной кислотой 3) магнием и соляной кислотой 4) оксидом натрия и углекислым газом 1.8. К реакциям соединения относится взаимодействие между 1) оксидом магния и серной кислотой 2) гидроксидом магния и азотной кислотой 3) магнием и соляной кислотой 4) оксидом магния и углекислым газом 1.9. К реакциям замещения относится реакция, представленная уравнением 1.10. Только сложные вещества участвуют в реакциях 1) обмена 2) замещения 3) разложения 4) соединения 1.11. Взаимодействие натрия с водой относится к реакциям 1) обмена 3) разложения 2) замещения 4) соединения 1.12. Взаимодействие кислоты с основанием относится к реакциям 1) обмена, экзотермическим 3) разложения, эндотермическим 2) замещения, экзотермическим 4) соединения, экзотермическим 1.13. Реакции с участием простых веществ относятся к реакциям 1) соединения 3) или соединения, или замещения 2) замещения 4) или замещения, или обмена ПРОСТЕЙШИЕ РАСЧЁТЫ ПО УРАВНЕНИЯМ РЕАКЦИЙ Пример. Вычислите массу оксида фосфора (V), который получится при сгорании 93 г фосфора. Вычислите массу кислорода, который потребуется для этой реакции. Решение. Сначала найдём количество вещества фосфора: 31г/моль Запишем уравнение реакции: 4Р + 502 = 2Р2O5. По уравнению реакции из 4 моль фосфора образуется 2 моль Р2С5. А какое количество вещества Р205 образуется из 3 моль фосфора? Составим пропорцию: 3 моль фосфора -► х моль Р205 4 моль фосфора —► 2 моль P2O5 (по уравнению) Решив это уравнение, получаем: х = 1,5 моль. Следовательно, я(Р205) = 1,5 моль. Находим массу оксида фосфора (V): m(P2Os) = 31 г/моль • 1,5 моль = 46,5 г. Аналогично вычислим количество вещества кислорода по уравнению реакции: на 3 моль фосфора потребуется у моль кислорода; на 4 моль фосфора потребуется 5 моль кислорода (по уравнению). Составим и решим пропорцию: Получим: у = 3,75 моль. Находим массу кислорода: т (02) = 32 г/моль • 3,75 моль = 120 г. Ответ: т(Р205) = 46,5 г, т(02) = 120 г. Большое значение в расчётах химических процессов с участием газообразных веществ имеет закон Авогадро: в равных объёмах различных газов при одинаковых условиях (температуре, давлении) содержится одинаковое число молекул. Следствия из закона Авогадро: 1. Порции различных газов, содержащих равные количества вещества (одинаковое число молекул), при одинаковых условиях занимают один и тот же объём. 2. Молярный объём газов: при нормальных условиях (0 °С, 760 мм рт. ст.) 1 моль любого газа занимает объём 22,4 л (Vm = 22,4 л/моль). Относительная плотность газа А по газу Б. (А) — величина, показывающая, во сколько раз газ А тяжелее газа Б. Формула для расчёта количества газообразного вещества: где п — количество вещества, V— объём газа, Vm — молярный объём газа (22,4 л/моль). Пример 1. Какой объём при нормальных условиях будет занимать порция углекислого газа массой 8,8 г? Решение. При нормальных условиях 1 моль любого газа занимает объём 22,4 л. Молярная масса углекислого газа равна 44 г/моль. Рассчитаем, какое количество вещества углекислого газа имеется в данной порции вещества: 44 г/моль Теперь определим, какой объём займут 0,2 моль газа при нормальных условиях: К(С02) = 0,2 моль • 22,4 л/моль = 4,48 л. Ответ: V(С02) = 4,48 л (н. у.). Пример 2. Какую массу будет иметь порция хлора объёмом 6,72 л (н. у.)? Решение. При нормальных условиях в 22,4 л любого газа содержится 1 моль вещества: п(С12) = 6,72 л : 22,4 л/моль = 0,3 моль. Молярная масса хлора составляет 71 г/моль. Находим массу хлора: т (С12) = 0,3 моль • 71 г/моль = 21,3 г. Ответ: т (С12) = 21,3 г. Пример 3. Вычислите плотность озона Оэ по азоту и по воздуху. Решение. Для того чтобы вычислить относительную плотность одного газа по другому, надо относительную молекулярную массу первого газа поделить на относительную молекулярную массу второго газа: Относительную молекулярную массу воздуха принимают равной 29 (с учётом содержания в воздухе азота, кислорода и других газов). Понятие «относительная молекулярная масса воздуха» употребляется условно, так как воздух — это смесь газов.

 

Метки: