ХИМИЯ 9 класс ГИА 1-3

ХИМИЯ 9 класс ГИА 1-3
Сегодня начинаются публикации ответов к билетам по химии ГИА 9 класс . Жёлтым фоном выделены ответы на ранее изученные темы. Они будут проверяться по вторникам. Светло-коричневым фоном выделены вопросы, которые ещё будут изучаться ( они по вторникам не будут проверяться\). Также приведены ответы к 3-ему вопросу в билетах ( практическая часть). Эта часть также будет проверяться по вторникам.
Итого : во вторник : билет № 1 1-ый ,  2-ой и 3-ий вопросы.
билет № 2  1-ый  и 3-ий вопросы.
билет № 3 1-ый и 3-ий вопросы.

Поехали : 

Билет № 1 1. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности изменения свойств элементов малых периодов и главных подгрупп в зависимости от их порядкового (атомного) номера. Свойства химических элементов, а также образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома.               Период – это последовательность элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра атома, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся инертным газом. В периоде, с увеличением заряда ядра, растет электроотрицательность элемента, ослабевают металлические (восстановительные) свойства и растут неметаллические (окислительные) свойства простых веществ. Так, второй период начинается щелочным металлом литием, за ним следует бериллий, проявляющий амфотерные свойства, бор – неметалл, и т.д. В конце фтор – галоген и неон – инертный газ. (Третий период снова начинается щелочным металлом – это и есть периодичность) 1-3 периоды являются малыми (содержат один ряд: 2 или 8 элементов), 4-7 – большие периоды, состоят из 18 и более элементов. Группы – это вертикальные столбцы элементов, имеющих, как правило, валентность в высшем оксиде равную номеру группы. Группу делят на две подгруппы: Главные подгруппы содержат элементы малых и больших периодов, образуют семейства со сходными свойствами (щелочные металлы – I А, галогены – VII A, инертные газы – VIII A). Побочные подгруппы содержат элементы только больших периодов, их называют переходные металлы. В главных подгруппах с увеличением заряда ядра (атомного номера) растут металлические (восстановительные) свойства.

Контрольные вопросы 1.  Формулировка закона            2. Как изменяются металлические свойства в периоде ? 3. Как изменяются неметаллические свойства в группе.   4. Назовите номера больших периодов.

2. СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ. Факторы, влияющие на скорость химических реакций. Под скоростью химической реакции понимают изменение концентрации реагирующих или образующихся веществ в единицу времени, то есть Скорость химической реакции зависит: 1. От природы реагирующих веществ. 2. Для веществ в растворенном и газообразном состоянии скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ. 3. Для веществ в твердом состоянии скорость реакции прямо пропорциональна поверхности соприкосновения реагирующих веществ. 4. При повышении температуры скорость большинства реакций увеличивается. Зависимость скорости реакции от температуры определяется правилом Вант-Гоффа: При повышении температуры на каждые 10о скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза. 5. Скорость химической реакции зависит от присутствия катализатора или ингибитора. Реакции, которые протекают в однородной среде, например, в смеси газов или в растворе, называют гомогенными. Гетерогенные - это такие реакции, которые идут на поверхности соприкосновения твердого вещества и газа, твердого вещества и жидкости и т. д.

Контрольные вопросы 1. Чем определяется скорость химической реакции ?      2. Как меняется скорость реакции при повышении концентрации реагирующих веществ ?   3. Какие реакции носят название гомогенных  ?

3. Приготовить 200 грамм раствора поваренной соли с массовой долей соли 0,25 Дано                                                            Решение m (р-ра  NaCl ) = 200 г   |        0,25 соответствует 25 % w  (NaCl) = 0,25              |         200 г р-ра  -  х г  NaCl m (NaCl)=   ?                            100 г р-ра  -  25 г NaCl m ( H2O) = ?                             m (NaCl)=   200 x 25 : 100= 50                                                  m ( H2O) = 200 г – 50 г = 150 г На весах взвешиваем 50 г хлорида натрия, мерным цилиндром отмериваем 150 г воды. В отдельном стакане готовим раствор.

Билет №2 1. Аммиак: строение молекулы ,физ., хим., свой-ва, получение в лаборатории и промышленности.                                                                                      H-N-H Аммиак – соединение азота с водородом. (NH3).          |  Строение молекулы                                                                                          H Физ свойства: бесцветный газ, с резким запахом, растворяется в воде. Хим свойства: а) 4NH3 + 3O2 = 2N2 + 6H2O– реагирует с кислородом                          б) NH3 + НCl = NH4Cl – реагирует с кислотами                          в) NH3 + H2O = NH3 * H2O – реагирует с водой                          Получение в лаборатории: 2NH4Cl + Ca(OH)2 = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O Получение в промышленности: N2 + 3H2 = 2NH3 + Q

Контрольные вопросы : 1.  Формула аммиака.  2. Агрегатное состояние и цвет  аммиака.    3. Как получить аммиак в лаборатории ( уравнение реакции).

Коррозия металла Корро́зия — это самопроизвольное разрушение металлов и сплавов в результате химического, электрохимического или физико-химического взаимодействия с окружающей средой. Разрушение по физическим причинам не является коррозией, а характеризуется понятиями «эрозия», «истирание», «износ». Причиной коррозии служит термодинамическая неустойчивость конструкционных материалов к воздействию веществ, находящихся в контактирующей с ними среде. Пример — кислородная коррозия железа в воде: 4 Fe + 6H2O + 3O2 = 4Fe(OH)3 Защита При постоянном взаимодействии с химическими элементами окружающей среды металл со временем истончается, становится хрупким, шершавым. Такой металл нельзя использовать в производстве. Поэтому были разработаны способы защиты металла от коррозии. Сохранить металлические свойства и продлить срок службы металлическим изделиям можно с помощью: ·         металлического покрытия – нанесения тонким слоем других металлов; ·         неметаллического покрытия – изоляции металла от окружающей среды органическими или неорганическими веществами – лаками, эмалью, пластмассой, резиной, красками; ·         электрохимической защиты – наложения постоянного электрического поля; ·         ингибиторной защитой – нанесения ингибиторов для защиты металла в кислой среде. Металлическое покрытие бывает двух видов: ·         катодное – покрытие пассивными металлами (Ni, Sn, Ag, Au); ·         анодное – покрытие активными металлами (Zn, Cr). Оцинкованное железо. Морские суда защищают пластинами, сделанными из более активных металлов (алюминия, магния, цинка), чем корпус корабля. Металл также защищают «изнутри», добавляя в состав коррозиестойкие химические элементы. Например, нержавеющая сталь содержит хром, углерод, кремний, серу, фосфор, марганец.

3. Определите опытным путём , какое вещество находится в каждой пробирке : карбонат натрия, хлорид калия, сульфат алюминия.: Реактивом на карбонаты являются кислоты. Для распознавания используем азотную кислоту. Налив во все три пробирки кислоту отмечаем выделение газа в пробирке № 1. Здесь находился карбонат натрия Na2CO3 + 2HNO3 = 2NaNO3 + H2O + CO2 ↑ В оставшиеся две пробирки доливаем раствор нитрата бария. В пробирке № 2 наблюдаем образование осадка – здесь находился сульфат алюминия. Al2(SO4)3 + 3Ba(NO3)2  = 3BaSO4↓  + 2Al(NO3)3 В оставшуюся пробирку № 3 доливаем раствор нитрата серебра – наблюдаем образование осадка, что доказывает наличие в нём хлорида калия. NaCl + AgNO3 = AgCl ↓  + NaNO3

Билет № 3 1. Строение атомов химических элементов. Состав атомного ядра. Строение электронных оболочек атомов на примере одного из первых 20 химических элементов периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Атом – наименьшая частица вещества, неделимая химическим путем. Атомы состоят из положительно заряженного ядра и оболочки, образованной отрицательно заряженными электронами. Общий заряд свободного атома* равен нулю, так как заряды ядра и электронной оболочки уравновешивают друг друга. При этом величина заряда ядра равна номеру элемента в периодической таблице (атомному номеру) и равна общему числу электронов (заряд электрона равен -1). Атомное ядро состоит из положительно заряженных протонов и нейтральных частиц – нейтронов, не имеющих заряда. Обобщенные характеристики элементарных частиц в составе атома можно представить в виде таблицы: Название частицы   Обозначение   Заряд    Масса протон                             p                 +1           1 нейтрон                           n                   0            1 электрон                          e                  -1            принимается равной 0 Число протонов равно заряду ядра, следовательно, равно атомному номеру. Чтобы найти число нейтронов в атоме, нужно из атомной массы (складывающейся из масс протонов и нейтронов) вычесть заряд ядра (число протонов). Например, в атоме натрия Na число протонов p = 11, а число нейтронов n = 23 – 11 = 12 Число нейтронов в атомах одного и того же элемента может быть различным. Такие атомы называют изотопами. Электронная оболочка атома также имеет сложное строение. Электроны располагаются на энергетических уровнях (электронных слоях). Число электронов на внешнем уровне для элементов главных (А) подгрупп равно номеру группы. Например, атом натрия на 1-м уровне – 2 электрона, на 2-м уровне – 8 электронов, на 3-м уровне – 1 электрон Распределение электронов по уровням можно представить в виде схемы: Na + 11 ) ) )                     2 8 1 Тогда для натрия ход рассуждений будет следующий: 1. Общее число электронов равно 11, следовательно, первый уровень заполнен и содержит 2 e–; 2. Третий, наружный уровень содержит 1 e– (I группа) 3. Второй уровень содержит остальные электроны: 11 - (2 + 1) = 8 (заполнен полностью)

Контрольные вопросы : 1. Что знаете о протоне ?  2. Как найти число электронов в атоме ?  3. Как узнать число электронных уровней в атоме.

2. Важнейшие соединения щелочноземельных металлов – оксиды, гидроксиды, их химические свойства и применение (Щелочноземельные металлы (II подгруппа периодической таблицы Менделеева) не окисляются на воздухе (имеют защитную оксидную пленку). Все s-металлы горят в атмосфере воздуха, образуя нормальные оксиды - ЭлО,  типичные основные оксиды. Реагируют с водой (кроме BeO), кислотными оксидами и кислотами MgO + H2O → Mg(OH)2 3CaO + P2O5 → Ca3(PO4)2 BeO + 2HNO3 → Be(NO3)2 + H2O BeO - амфотерный оксид, растворяется в щелочах: При взаимодействии с водой реакционная способность щелочноземельных металлов падает при перемещении снизу вверх: барий, стронций и кальций бурно реагируют с холодной водой, образуя соответствующие гидроксиды: Ca + 2H2O = Ca(OH)2 + H2. Магний медленно реагирует с водой, но быстро - с водяным паром. Химические свойства Гидроксиды R(OH)2 - белые кристаллические вещества, в воде растворимы хуже, чем гидроксиды щелочных металлов (растворимость гидроксидов уменьшается с уменьшением  порядкового номера; Be(OH)2 – нерастворим в воде, растворяется в щелочах). Основные свойства R(OH)2 усиливаются с увеличением атомного номера: Be(OH)2 – амфотерный гидроксид     Mg(OH)2 – слабое основание      остальные гидроксиды - сильные основания (щелочи). Химические свойства: 1) Реакции с кислотными оксидами:      Ca(OH)2 + SO2 → CaSO3↓ + H2O 2) Реакции с кислотами:          Ba(OH)2 + 2HNO3 → Ba(NO3)2 + 2H2O 3) Реакции обмена с солями:     Ba(OH)2 + K2SO4 → BaSO4↓+ 2KOH 4) Гидроксиды щелочноземельных металлов при прокаливании разлагаются:     Ca(OH)2 = CaO + H2O, Широкое применение находят оксиду и гидроксиду кальция.  Применение оксида кальция: используется в нефтеперерабатывающей, нефтехимической (производство присадок и смазок), химической, кожевенной и других отраслях промышленности, в промышленности строительных материалов как вяжущий материал. Применение гидроксида кальция:    * при побелке помещений;   * для приготовления известкового строительного раствора и силикатного бетона;   молоко применяют в сахарной промышленности для очистки свекловичного сока * для умягчение воды;   * для производства известковых удобрений;        * дубление кож.

3. Осуществите химические превращения , укажите условия для их протекания. CaCO3→CO2→ CaCO3→Ca(HCO3)2→ CaCO3 1. CaCO3 = H2O  +  CO2    при сильном нагревании ( разложение) 2.  CO2  + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O  пропускаем углекислый газ через известковую воду до образования осадка 3. CaCO3 + H2O  +  CO2 = Ca(HCO3)2  пропускаем углекислый газ до растворения осадка 4. Ca(HCO3)2  =  CaCO3 + H2O  +  CO2  при нагревании опять образуется осадок