Химия 9 класса для ОГЭ: ключевые темы

Ключевые тезисы:

• Умение расставлять степени окисления — база для составления формул и понимания ОВР.
• Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) — реакции с изменением степеней окисления.
• Электролитическая диссоциация и реакции ионного обмена — основа для понимания свойств растворов.
• Химия элементов (неметаллы и металлы) — самый объёмный блок программы 9 класса.

Степень окисления

Степень окисления — это условный заряд атома элемента в соединении.

Основные правила:

• Может быть положительной, отрицательной или равной нулю.
• У простых веществ (состоящих из одного элемента, напр., O₂, Cl₂) степень окисления всегда равна 0.
• Сумма всех степеней окисления атомов в электронейтральной молекуле должна быть равна нулю.

Постоянные степени окисления:

1. Металлы (главных подгрупп I, II групп и алюминий): степень окисления всегда положительна и равна номеру группы (Na⁺¹, Ca⁺², Al⁺³).
2. Фтор (F): во всех соединениях -1 (кроме простого вещества F₂).
3. Водород (H): обычно +1. Исключение: -1 в гидридах (NaH) и силанах (SiH₄).
4. Кислород (O): обычно -2. Исключения:
   • -1 в пероксидах (H₂O₂, Na₂O₂).
   • -½ в надпероксидах (KO₂).
   • Положительные степени в соединениях с фтором (OF₂).

Алгоритм расстановки:

1. Расставить известные (постоянные) степени окисления.
2. Посчитать общее количество «плюсов» и «минусов» от этих атомов.
3. Определить, сколько не хватает «плюсов» или «минусов» до равенства.
4. «Отдать» недостающий заряд оставшемуся атому (или поделить между несколькими).

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

ОВР — реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов элементов.

Два взаимосвязанных процесса:

• Окисление: процесс отдачи электронов, степень окисления повышается.
  • Вещество, атомы которого отдают электроны, — восстановитель.
• Восстановление: процесс присоединения электронов, степень окисления понижается.
  • Вещество, атомы которого принимают электроны, — окислитель.

Лайфхак для запоминания:

• Восстановитель — «красавчик», он повышает (восстанавливает) степень окисления у другого, но сам окисляется.
• Окислитель — «забирает» электроны, понижает степень окисления у другого, но сам восстанавливается.

Метод электронного баланса (для расстановки коэффициентов в ОВР):

1. Найти атомы, изменившие степень окисления.
2. Составить схемы электронного баланса:
   • Записать, сколько электронов отдаёт один атом восстановителя.
   • Записать, сколько электронов принимает один атом окислителя.
3. Найти наименьшее общее кратное (НОК) для чисел отданных и принятых электронов.
4. Разделить НОК на число электронов — получить коэффициенты для восстановителя и окислителя.
5. Перенести коэффициенты в уравнение, уравнять остальные атомы (обычно H и O).

Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация — процесс распада вещества на ионы в растворе или расплаве.

Электролиты — вещества, распадающиеся на ионы и проводящие электрический ток.

• К электролитам относятся: кислоты, основания, соли.
• К неэлектролитам относятся: оксиды, пероксиды, простые вещества, многие органические соединения (глюкоза, спирт, метан).

Сила электролитов:

• Сильные электролиты: диссоциируют полностью.
  • Все растворимые соли.
  • Растворимые основания (щелочи: NaOH, KOH, Ba(OH)₂). Исключение: NH₃·H₂O.
  • Сильные кислоты: HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄ и др. (можно проверить по правилу Полинга).
• Слабые электролиты: диссоциируют частично (остальные кислоты и основания).

Реакции ионного обмена

Реакции ионного обмена — реакции между электролитами в растворе, в ходе которых ионы обмениваются местами.

Условия протекания: в продуктах реакции должен образоваться:

1. Нерастворимый осадок (проверяем по таблице растворимости — буква «Н»).
2. Газ (CO₂, SO₂, H₂S, NH₃).
3. Малорастворимое или летучее вещество (вода, слабые электролиты, например, H₂CO₃).

Составление ионных уравнений:

1. Молекулярное уравнение: записать реакцию в обычном виде, поменяв ионы местами.
2. Полное ионное уравнение: расписать все сильные электролиты на ионы. Осадки, газы, слабые электролиты и воду не расписывать.
3. Сокращённое ионное уравнение: сократить одинаковые ионы, стоящие в левой и правой частях (они не участвуют в реакции).

Химия элементов (Неметаллы и металлы)

Неметаллы

Ключевые тезисы:

• Неметаллы взаимодействуют с металлами, образуя бинарные соединения с суффиксом -ид.
• С кислородом неметаллы образуют оксиды, состав которых зависит от избытка/недостатка O₂.
• Важное исключение: фосфор и кремний (элементы 3-го периода) не взаимодействуют напрямую с водородом.

Галогены (VIIА группа: F, Cl, Br, I)

Химические свойства:

• С металлами: образуют галогениды (соли, напр., NaCl). С активными металлами — ионная связь.
• С водородом: образуют галогеноводороды (HF, HCl, HBr, HI).
• С неметаллами (напр., с фосфором P): образуют хлориды/бромиды фосфора (PCl₃, PCl₅). Тип связи — ковалентная.
• Вытеснение друг друга из растворов солей: более активный галоген (стоящий выше в группе) вытесняет менее активный. F₂ — самый сильный, I₂ — самый слабый.
• С водой: взаимодействуют F₂, Cl₂, Br₂ (йод — нет).
• Со щелочами: продукты зависят от температуры (горячий/холодный раствор).

Кислород (VIА группа)

Химические свойства:

• С металлами: образует оксиды. Особые случаи:
  • Na + O₂ → Na₂O₂ (пероксид).
  • K + O₂ → KO₂ (надпероксид).
  • Fe + O₂ → Fe₃O₄ (железная окалина, двойной оксид).
• С неметаллами: образует оксиды. Важен избыток/недостаток кислорода (для C, P, S).
• Со сложными веществами:
  • С оксидами в промежуточной степени окисления (CO → CO₂, SO₂ → SO₃).
  • С сероводородом H₂S (в избытке O₂ → SO₂ + H₂O; в недостатке → S + H₂O).

Сера (VIА группа)

Химические свойства:

• С металлами: образует сульфиды (Na₂S, FeS).
• С неметаллами: с H₂, O₂, галогенами.
• С кислотами-окислителями (H₂SO₄ конц., HNO₃):
  • S + 2H₂SO₄(конц.) → 3SO₂↑ + 2H₂O
  • S + 6HNO₃(конц.) → H₂SO₄ + 6NO₂↑ + 2H₂O
• Со щелочами: реакция диспропорционирования (3S + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O).

Азот и фосфор (VА группа)

Азот (N₂):

• Малоактивен. Реагирует:
  • С литием при комнатной температуре (Li₃N).
  • С другими активными металлами (Mg, Ca) при нагревании.
  • С кислородом только в электрическом разряде (N₂ + O₂ → 2NO).
  • С водородом (процесс Габера) при высоких T, p и с катализатором (N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃).
• Не взаимодействует со сложными веществами.

Фосфор (P):

• Активнее азота.
• С металлами: образует фосфиды (P⁻³). Пример: Ca₃P₂.
• С кислородом:
  • При избытке O₂ → P₂O₅ (степень окисления +5).
  • При недостатке O₂ → P₂O₃ (степень окисления +3).
• С водородом: не взаимодействует напрямую (PH₃ нельзя получить простым соединением).
• С галогенами и серой: возможно (с галогенами — в избытке даёт P⁺⁵).
• Со щелочами: при взаимодействии можно получить фосфин (PH₃). Реакция может встречаться в ОВР.
• С кислотами-окислителями (например, с HNO₃ конц.): окисляется до H₃PO₄, побочный продукт — NO₂.

Важные соединения фосфора:

• Фосфин (PH₃): ядовитый газ с запахом чеснока/тухлой рыбы.
• Оксиды фосфора (P₂O₅, P₂O₃) — кислотные.
• Ортофосфорная кислота (H₃PO₄) — слабая кислота, в реакциях ионного обмена считается слабым электролитом.

️ Углерод (C) и Кремний (Si)

Общие свойства:

• Существуют в виде аллотропных модификаций:
  • Углерод: алмаз, графит, карбин, фулерен.
  • Кремний: тёмно-серый неметалл.
• С металлами: образуют карбиды и силициды (C⁻⁴, Si⁻⁴). Реакция идёт при нагревании с металлами I и II групп (кроме Be). Также взаимодействует с Al.
• Друг с другом: при сплавлении образуют карбид кремния (SiC).

Углерод:

• С кислородом:
  • Избыток O₂ → CO₂.
  • Недостаток O₂ → CO.
• С водородом: образует CH₄ (метан).
• С фтором: взаимодействует.
• С парами воды (C + H₂O(г) → CO + H₂).
• С кислотами-окислителями (H₂SO₄ конц., HNO₃): окисляется до CO₂. Побочные продукты: с HNO₃ конц. — NO₂, с разб. — NO; с H₂SO₄ конц. — SO₂.
• Восстанавливает металлы из оксидов (например, в доменном процессе).

Кремний:

• С кислородом: SiO₂.
• С галогенами.
• С водородом: не взаимодействует.
• С парами воды (Si + 2H₂O(г) → SiO₂ + 2H₂↑).
• Со щелочами: Si + 2NaOH + H₂O → Na₂SiO₃ + 2H₂↑ (выделяется H₂).
• С плавиковой кислотой (HF): Si + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂↑.

Важные соединения:

• Угарный газ (CO): бесцветный, ядовитый, без запаха.
• Углекислый газ (CO₂): бесцветный, нетоксичный.
• Оксид кремния (IV) (SiO₂): кислотный оксид, не взаимодействует с водой.

Металлы

Ключевые тезисы:

• Металлы I и II групп главной подгруппы (щелочные и щёлочноземельные) — наиболее активны.
• Алюминий, бериллий и цинк (БеЗНаЛ) амфотерны и взаимодействуют со щелочами.
• Железо образует соединения в степенях окисления +2 и +3 в зависимости от силы окислителя.

Общие свойства металлов (на примере щелочных и щёлочноземельных)

Взаимодействие:

• С кислородом:
  • Na → Na₂O₂ (пероксид).
  • K → KO₂ (надпероксид).
  • Остальные → оксиды (Me₂O, MeO).
• С водородом: образуют гидриды (NaH, CaH₂).
• С водой: активные металлы вытесняют водород. Пример: 2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ (реакция сильно экзотермична).
• С кислотами (не окислителями): металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют его. Пример: Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂↑.
• С солями: более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли (согласно ряду активности).

Особые металлы: Алюминий и Железо

Алюминий (Al):

• С неметаллами (O₂, галогены, S, N₂, C, P) — при нагревании.
• С водой (2Al + 6H₂O → 2Al(OH)₃ + 3H₂↑).
• Пассивация: не реагирует с холодными концентрированными HNO₃ и H₂SO₄. Реакции идут только при нагревании.
• Алюмотермия: восстанавливает металлы из их оксидов (например: 2Al + Fe₂O₃ → Al₂O₃ + 2Fe).
• Со щелочами (БеЗНаЛ):
  • В растворе: образуется комплексная соль и H₂↑. Пример: 2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑.
  • В расплаве: образуется средняя соль (алюминат) и H₂↑.

Железо (Fe):

• Может проявлять степени окисления +2 и +3.
• С кислородом: при нагревании образуется железная окалина (смесь FeO, Fe₂O₃, Fe₃O₄).