Конспект «Химия 9 класс: все темы кратко»

Химия 9 класс: все темы кратко

Краткий курс «Химия 9 класс» сгруппирован в четыре блока, содержание каждого из которых рассматривается в отдельном параграфе — «Вещества», «Химические реакции», «Основы неорганической химии» и «Методы познания веществ и химических реакций». Материал каждого параграфа представляет собой схематическое обобщение уже изученного вами материала в виде схем, таблиц, уравнений.

Повторение курса химии в 9 классе позволит вам систематизировать знания о веществах и химических реакциях. Внимание! Данный курс не является материалом для изучения химии с нуля. Он ориентирован на повторение пройденного материала (экспресс-обзор). Данный курс не является материалом для подготовки к ОГЭ по химии. При подготовке к ОГЭ используйте другие материалы сайта.

Использованы цитаты из учебника для общеобразовательных учреждений «Химия 9 класс / О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов, С.А. Сладков — М.Просвещение, 2018» в учебных целях.

1. ВЕЩЕСТВА

Периодическая система элементов и строение атома

 

Строение вещества. Химическая связь

 

Основные классы неорганических веществ

---

 

2. ХИМИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

Классификация химических реакций

Химические реакции следует отличать от физических явлений. При химических реакциях происходит превращение одних веществ в другие, в то время как при физических явлениях состав веществ не претерпевает изменений.

Признаками химических реакций могут служить:

• изменение цвета;
• выпадение осадка;
• выделение газа;
• изменение окраски индикатора;
• появление запаха и др.

Следует помнить, что ни один из перечисленных признаков не гарантирует протекание химической реакции, а лишь указывает на возможное её осуществление.

Классификация химических реакций по различным признакам приведена в таблице 6.

 

Электролиты и неэлектролиты.
Электролитическая диссоциация

 

Реакции ионного обмена

Протекание реакций обмена с участием электролитов в растворах (реакции ионного обмена) возможно при соблюдении одного из условий (правило Бертолле):

• выпадение осадка;
• выделение газа;
• образование слабого электролита (в частности, воды).

Противоположно заряженные ионы, которые при соединении образуют малорастворимое вещество, газ или молекулы слабого электролита, совместно существовать в растворе без взаимодействия не могут.

Окислительно-восстановительные реакции

---

 

3. ОСНОВЫ НЕОРГАНИЧЕСКОЙ ХИМИИ

Химические свойства простых веществ

---

 

Химические свойства сложных веществ

---

 

4. МЕТОДЫ ПОЗНАНИЯ ВЕЩЕСТВ И ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ

Определение кислотности среды с помощью индикаторов

 

Качественные реакции в неорганической химии

 

Получение неорганических веществ

---

В смотрели «Химия 9 класс: краткий курс повторения». Всё самое важное вкратце, все формулы и определения за курс 9 класса.

 

Конспект урока по химии 9 класс

Урок химии, 9 класс

Разработала учитель ГБОУ ЛНР «Ровеньковская вечерняя (сменная) общеобразовательная школа»

Суббота Надежда Григорьевна

Тема урока: Хлороводород. Соляная кислота и её соли.

Цель урока: изучить способы получения и физические свойства хлороводорода и его водного раствора — соляной кислоты. Систематизировать и углубить знания о химических свойствах соляной кислоты, охарактеризовать области её применения. Сформировать умение распознавать хлорид-ион.

Задачи:

— обучающие

1. Сформировать умения:

А) характеризовать физические свойства хлороводорода, физические и химические свойства соляной кислоты;

Б) характеризовать качественные реакции на хлорид-ионы;

2. Продолжить формировать умения:

А) составлять ОВР и объяснять их сущность;

Б) работать с учебной литературой.

-развивающие

Развивать у учащихся:

А) Умение выделять главное в изучаемом материале;

Б) Логическое мышление через умение анализировать;

В) Умение вести наблюдение, записывать результаты эксперимента, делать выводы;

-воспитательные

Воспитывать у учащихся:

А) культуру умственного труда;

Б) стремление к самообразованию, трудолюбию.

В) Экологическое воспитание

Виды деятельности.  Работа с текстом учебника; выполнение химических опытов, наблюдение и описание лабораторных опытов; составление уравнений реакций, иллюстрирующих химические свойства соляной кислоты, и качественной реакции на хлорид-ион, заполнение таблицы.

Планируемые  результаты

Предметные

— умение объяснять тип химической связи в молекуле хлороводорода,

— умение характеризовать физические свойства хлороводорода как молекулярного вещества с ковалентнополярным типом связи,

— умение составлять уравнения реакций (молекулярных и ионных), характеризующих свойства соляной кислоты, проводить химические опыты с соляной кислотой

Метапредметные

Познавательные

:

— умение находить сходство и различие между объектами, обобщать полученную информацию;

— умения прогнозировать и делать выводы на основе полученной информации; строить логическое рассуждение;

— устанавливать причинно-следственные связи в изучаемом круге явлений;

— умение вести наблюдение;

-умение понимать различие между теоретическими моделями и реальными объектами Регулятивные:

— умение организовывать собственную учебную деятельность

— умение выполнять учебное задание в соответствии с целью;

— умение соотносить учебные действия с известными правилами;

-умение осознавать уровень усвоения учебного материала.

Коммуникативные:

— умение согласованно работать в паре,  малой группе;

— умение формулировать высказывание;

— умение анализировать и перерабатывать информацию в соответствии с поставленными задачами

Личностные умения

— умения открыто выражать и отстаивать свою позицию;

— критично  относиться к своим поступкам.

Структура урока

1. Организационный момент

2.Мотивация к учебной деятельности

Учитель: сегодня вам предстоит побывать в роли полицейских: оперов, следователей, экспертов. Какими качествами вы должны обладать, чтобы правильно решить следственные задачи?

3. Постановка проблемного вопроса

В закрытом сосуде смешали 12 л водорода и 6 л хлора, смесь взорвали. Определите объём газа, который образовался в ходе реакции. Какой газ и в каком объёме остался в избытке.

4.Формулирование темы урока, постановка цели

Учитель предлагает учащимся сформулировать тему и цели урока

5. Учебно-познавательная деятельность

А)«Следствие ведут знатоки»

Учитель: Внимание! Оперативная информация:

Один из братьев — преступников, одетый в жёлто-зелёный костюм и издавна известный как убийца-удушитель, совершил побег из мест заключения.

Он вступил в связь с одним из жителей государства Перси. Это соединение легко растворилось в водной среде и начало свою преступную деятельность. Поступили первые сигналы с мест преступления — розовые пятна — улики после встречи с семьёй индикаторов, а после встречи и обмена с нитратом серебра остался белый творожистый осадок, который при солнечном свете быстро потемнел.

Учитель: опера, вам необходимо:

1. установить личность незнакомца;

2. проанализировать его действия после побега (составить цепочку)

3. найти и обезвредить преступника.

4. следствие провести с позиции химии, при проведении следствия привлечь экспертизу

Б) Работа следственного отдела

Задание:

1. установить личность незнакомца;

2. проанализировать его действия после побега (составить цепочку превращений)

( Cl₂ → HCl → AgNO₃ )

В) Работа отдела по связям с общественностью

Задание:

1. Указать приметы » преступника», после его взаимодействия с неизвестным жителем Перси и дальнейшего растворения в воде (физические свойства )

Г) Работа следственного отдела

1. Высказать предположение, с кем может вступать во взаимодействие, после встречи с неизвестным жителем Перси и дальнейшего растворения в воде (учитывая его характер).

— взаимодействие с Ме до Н;

-взаимодействие с основными и амфотерными оксидами

— взаимодействие с основаниями

-взаимодействие с солями

2)Записать соответствующие уравнения реакций

Результаты работы фиксируются на доске и в тетрадях

Д). Работа экспертов ( работа в парах)

Задание:

1. провести пробу на индикаторы

2. провести реакцию с раствором нитрата серебра

3. записать наблюдения и уравнение реакции (в молекулярном и ионном видах)

6. Подведение итогов следствия (рефлексия)

Что нового вы узнали в ходе «следственных действий»?

Что вы раньше знали?

Что вам понравилось больше всего на уроке?

Что не понравилось?

6. Домашнее задание:

―Проработать материал параграфов 14,15

―Выполнить задания (на выбор):

А) упражнение №2 с.58

Б) задача № 4 с.58

В) тестовые задания с.58

― Творческое задание:

Подготовить сообщение или презентацию «Применение соляной кислоты и её солей»

Фосфор. Химия. 9 класс. Конспект урока

Автор материала: Еремина Ирина Александровна, МОУ СОШ № 7 города Ярославля

Химия, УМК О.С.Габриелян, 9 класс

Фосфор – элемент 5А — группы

Тип урока – изучение нового материала

Цели:

• образовательные – изучить сведения о фосфоре, его свойства, значение, применение;
• воспитательные – забота о своем здоровье, умение работать в группе, укрепление метапредметных связей;
• развивающие – развитие познавательного интереса к предмету, самостоятельно находить информацию в различных источниках, сравнивать, делать вывод.

Задачи

1. познакомить учащихся природными соединениями фосфора,
2. рассмотреть физические и химические свойства фосфора,
3. повторить и углубить знания об аллотропии,
4. охарактеризовать практическое применение фосфора и его значение.

Ход урока

План урока:

1. нахождение в природе.
2. получение.
3. аллотропия.
4. химические свойства.
5. применение.

Фосфор – один из распространенных элементов в земной коре. В свободном виде в природе фосфор не встречается из-за высокой химической активности. В связанном виде он входит в состав примерно 200 минералов. Одним из главных фосфоросодержащих веществ является – ортофосфат кальция. Основными источниками фосфора являются апатиты и фосфориты. Крупнейшие залежи апатитов в мире находятся вблизи города Киров на Кольском полуострове.

Кроме того фосфор входит в состав белковых веществ в виде различных соединений и содержится в мышцах, нервных клетках, мозговых клетках. Например, организм человека содержит приблизительно 1,5 кг фосфора, преимущественно в костной ткани.

Запись в тетрадь: нахождение фосфора в природе:

• минералы- фосфориты и апатиты, содержащие ортофосфат кальция;
• белковые вещества( мышцы, костные клетки, нервные клетки, мозговые клетки).

Теперь мы с вами должны выяснить как же получают фосфор в промышленности?

Фосфор получают главным образом из фосфоритов и апатитов, нагревая их в электрических печах без доступа воздуха при температуре 1500 градусов в присутствии оксида кремния (I V) – речной песок и угля ( С).

Уравнение реакции:

Ca3(PO4)2+ 5C + 3SiO2= 3CaSiO3 + 2P + 5CO

При этой реакции пары фосфора сгущают и улавливают в приемнике с водой.

Аллотропия.

Давайте вспомним что такое аллотропия?

Аллотропия – это явление, при котором один и тот же химический элемент образует несколько простых веществ.

А что такое аллотропные видоизменения?

Простые вещества, образованные одним и тем же химическим элементом, называют аллотропными видоизменениями этого элемента. Вспомните у каких ранее изученных элементов мы встречали аллотропные модификации?

Ответ — сера, кислород.

Кто может назвать видоизменения этих химических элементов?

Кислород – озон, сера – кристаллическая, ромбическая, пластическая.

У фосфора тоже есть аллотропные видоизменения.

Белый	Красный	Черный
Р4- молекулярное строение, молекулы имеют форму трехгранной пирамиды. Активен, ядовит. На воздухе самовоспламеняется. Хранят под водой.	порошок краснобурого цвета, не ядовит, устойчив, на воздухе не окисляется. Атомная кристаллическая  решетка. Получают нагреванием белого фосфора.	атомная кристаллическая решетка, устойчив к нагреванию является полупроводником. Внешне похож на графит, получают  при длительном нагревании белого фосфора.

При определенных условиях виды фосфора могут переходить один в другой, то есть друг в друга.

Химические свойства фосфора.

Фосфор реагирует:

1. с кислородом 4Р + 5О2 = 2Р2О5 (дома записать ОВР).
2. с водородом , образуется фосфин – ядовитый газ. 2Р + 3Н2 = 2Рh4 ( дома записать ОВР).
3. с металлами ( например кальций) , образуя соли – фосфиды. 2 P + 3 Ca = Ca3P2 (дома записать ОВР).

Запись ОВР – дополнительные результаты обучения для сильных учеников.

Ребята расставьте степени окисления фосфора в записанных уравнениях.

Какой вывод Вы можете сделать о свойствах проявляемых фосфором в окислительно-восстановительных реакциях?

Учащиеся сами делают вывод : при взаимодействии с кислородом фосфор является восстановителем, а при взаимодействии с водородом и металлами – окислитель.

Применение фосфора.

Красный фосфор применяется для производства спичек. Белый фосфор широкого применения не имеет. Обычно его используют для образования дымовых завес. Черный применяется очень редко.

ИТОГ по уроку: (делают учащиеся) соответствует цели урока : познакомились с природными соединениями фосфора , физическими и химическими свойствами , повторили явление аллотропии, узнали практическое значение фосфора.

Дополнительное задание для желающих – подготовка сообщений об аллотропных модификациях фосфора с использованием различных источников информации.

ХИМИЯ. Опорные конспекты на сайте УЧИТЕЛЬ.ПРО

Конспекты по предмету «ХИМИЯ»

Изучение Химии шаг за шагом. Онлайн-учебник и сборник задач.

Химия – это наука о веществах, их свойствах, превращениях веществ и явлениях, сопровождающих эти превращения.

Кодификатор ОГЭ   Проверить знания   Выбрать репетитора

---

Химия 8 класс

Первоначальные химические понятия. Кислород. Горение. Водород. Вода. Растворы. Количественные отношения в химии. Важнейшие классы неорганических соединений. Периодический закон и строение атома. Строение вещества. Химическая связь.

• Вещества и их свойства. Чистые вещества и смеси
• Физические и химические явления
• Атомы, молекулы и ионы
• Простые и сложные вещества
• Химические элементы и их знаки
• Относительная атомная масса
• Закон постоянства состава веществ
• Химическая формула. Индекс. Коэффициент
• Массовая доля элемента в соединении
• Химия 8 класс. Все формулы и определения
• Оксиды (названия, классификация, получение)
• Свойства оксидов
• Основания (названия, получение, свойства)
• Строение атома. Массовое число
• Строение электронных оболочек атомов
• Периодическая система химических элементов
• Закономерности изменения свойств элементов
• Строение веществ. Электроотрицательность
• Химическая связь: ковалентная, ионная, металлическая
• Валентность химических элементов
• Определение валентности + примеры
• Кислород: характеристика, свойства, получение
• Кислоты: классификация, свойства, получение
• Соли: классификация, свойства, получение
• Амфотерные оксиды и гидроксиды
• Водород: характеристика, получение
• Химические свойства водорода. Применение
• Вода. Свойства воды. Водные растворы

Химия 8 класс. Контрольные работы

---

Химия 9 класс

Электролитическая диссоциация. Кислород и сера. Азот и фосфор. Углерод и кремний. Общие свойства металлов. Металлы IA—IIIA-групп периодической таблицы химических элементов. Железо. Металлургия. Краткий обзор важнейших органических веществ (Углеводороды, производные углеводородов).

(остальные конспекты готовятся к публикации)

Химия 10 класс. Контрольные

---

ОГЭ по Химии

• Химическая реакция (справочник для ОГЭ)

 

---

Решения задач по химии

(скоро будут ещё)

---

Проверить свои знания   Подобрать репетитора

---

Источники идей и источники цитат для конспектов по Химии:

• Учебник по химии для 8 класса / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. — М. : Просвещение.
• Учебник по химии для 9 класса / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. — М. : Просвещение.
• Ковалевская Н.Б. ХИМИЯ в таблицах и схемах.  8 класс. Для самостоятельной работы в школе и дома — М.: «Издат-Школа XXI век», 2004.
• ОГЭ. Универсальный справочник по химии / Е.Ю. Шапаренко. — Москва : Эксмо.
• Задачи по химии и способы их решения. 8—9 кл. / О. С. Габриелян, П. В. Решетов, И. Г. Остроумов. — М.: Дрофа.
• Сборник задач и упражнений по химии: Школьный курс / В. В. Еремин, Н. Е. Кузьменко. — М.: ООО «Издательский дом «ОНИКС 21 век»: ООО «Издательство «Мир и Образование», 2005
• Справочник по химии: 8-9 классы. ФГОС / А.Д. Микитюк — М.: Издательство «Экзамен», 2019
• ЕГЭ. Химия: алгоритмы выполнения типовых заданий / Е.В. Крышилович, В.А. Мостовых — М.: Эксмо, 2018
• Химия. Самоучитель. Книга для тех, кто хочет сдать экзамены, а также понять и полюбить химию / Е. Н. Френкель. — Москва : Издательство АСТ, 2017

---

(с) Цитаты из вышеуказанных учебных пособий использованы на сайте в незначительных объемах, исключительно в учебных и информационных целях (пп. 1 п. 1 ст. 1274 ГК РФ).  

 

Опорные конспекты по химии (9 класс) – УчМет

МКОУ Тополинская СОШ

ОПРОНЫЕ КОНСПЕКТЫ

ПО ХИМИИ

8 КЛАСС

Составитель

Сумцова О.В.

Учитель информатики-химии

2011г.

Электролитическая диссоциация.

Процесс распада электролита на ионы при растворении его в воде или расплавлении называют электролитической диссоциацией.

Особенно осторожно необходимо растворять серную кислоту, так как из-за повышения температуры часть воды может превратиться в пар и под его давлением выбросить кислоту из сосуда. Чтобы этого избежать, серную кислоту тонкой струей наливают в воду (но не наоборот) при постоянном помешивании.

Растворение – это физико-химический процесс.

Гидратация – это присоединение воды к ионам, атомам или молекулам. Продукты такого процесса называют гидратами.

Кристаллические вещества, в состав которых входит связанная вода, называют кристаллогидратами. Воду входящую в состав кристаллов, называют кристаллизационной водой.

Основные положения теории электролитической диссоциации были сформулированы в 1887 году шведским ученым С.Аррениусом. в настоящее время их можно сформулировать следующим образом:

1. Электролиты – это вещества, которые при растворении в воде или в расплавленном состоянии распадаются на ионы. Ионы – это атомы или группы атомов, обладающие положительным (катионы) или отрицательным (анионы) зарядом.

2. Ионы отличаются от атомов как по строению, так и по свойствам.

3. В растворе и расплаве электролита ионы движутся хаотично. При пропускании постоянного электрического тока через этот раствор или расплав положительно заряженные ионы (катионы) движутся к катоду, а отрицательно заряженные иона (анионы) – к аноду.

Диссоциация кислот, оснований и солей.

Кислотой называется вещество, которое при взаимодействии с водой (при растворении в воде) образует ионы оксония Н₃О⁺ (или, упрощая, ионы водорода Н⁺)

СИЛЬНЫЕ: HNO₃, H₂SO₄, HI, HBr, HCl, H₃PO₄

СЛАБЫЕ: H₂SO_3, CH₃COOH, H₂CO₃, H₂S

МАЛОДИССОЦИИРУЮЩИЕ ИЛИ ОЧЕНЬ СЛАБЫЕ: H₂SiO₃

Формулы кислот	Специфический реагент	Образующиеся соединения и внешние эффекты
H2SO4	Ион Ba2+(соли, щелочь)	BaSO4 белый осадок
HCl	Ион Ag+(соли серебра)	AgCl белый творожистый осадок
H2CO3	Известковая вода Ca(OH)2	CaCO3 , помутнение прозрачного раствора известковой воды
HNO3	Cu в присутствии H2SO4	Выделение бурого газа NO2

Химические свойства кислот обеспечиваются ионами водорода, в некоторых реакциях участвуют анионы кислотных остатков( такие реакции специфичны для каждой кислоты и называются качественными).

Основания – это сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве анионов в водных растворах в качестве анионов отщепляются гидроксид-ионы.

Соли – это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и анионы кислотных остатков.

Кислые соли – это сложные вещества, которые в водных растворах диссоциируют на катионы металлов и водорода и анионы кислотных остатков.

Алгоритм составления

полных и сокращенных ионных уравнений реакций.

1. Напишите уравнение диссоциации электронов, вступающих в реакцию (обратите внимание на запись обозначения зарядов ионов).

2. Отметьте, при соединении каких ионов могут образовываться малодиссоциирующие соединения, и расставьте коэффициенты (если нужно).

3. Напишите формулу малодиссоциирующего вещества и обозначения ионов, не участвующих в реакции, в правой части уравнения.

4. Внимательно проверьте написанное! Сумма положительно заряженных ионов в левой и правой частях уравнения реакции должна равняться нулю.

5. Допишите знак равенства.

6. Напишите сокращенное ионное уравнение реакции, отражающее суть реакции ионного обмена (образование малодиссоциирующих веществ). Учтите, что вначале пишут катион, а потом анион.

Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, которые протекают с изменением степеней окисления элементов, называют окислительно-восстановительными.

При составлением уравнений окислительно-восстановительных реакций пользуются следующим алгоритмом.

1. Пишем формулы реагирующих веществ, ставим стрелку, а за ней пишем формулы веществ, которые образуются при данной реакции.

2. Проставляем степень окисления над знаками элементов, у которых она меняется.

3. Выписываем химические знаки элементов, атомы или ионы которых меняют степень окисления.

4. Находим, сколько электронов отдают или принимают соответствующие атомы или ионы.

5. Находим наименьшее общее кратное чисел отданных и присоединенных электронов (их число должно быть одинаково)

6. Найденные коэффициенты ставим перед соответствующими формулами в правой части уравнения.

7. Соответственно найденным коэффициентам в правой части уравнения находим коэффициенты для формул всех остальных веществ.

8. Проверяем, соответствует ли число атомов всех элементов в левой части уравнения числу атомов в правой части уравнения.

С водой не реагируют соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, так как ионы таких солей не могут связываться с ионами Н⁺ и ОН^—.

С водой реагируют соли, образованные или слабым основанием и сильной кислотой, или сильным основанием и слабой кислотой. Это объясняется тем, что в составе таких солей имеются ионы, которые могут связываться с ионами Н⁺ и ОН^—.

Гидролиз соли – это взаимодействие ионов соли с водой с образованием малодиссоциирующих электролитов.

Соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, в водном растворе не существуют, потому что они или выпадают в осадок, или разлагаются водой.

Гидролиз соли – это обратимая реакция. Гидролиз усиливается при нагревании и сильном разбавлении раствора.

Кислород и сера.

Явление, когда один и тот же химический элемент образует несколько простых веществ, называют аллотропией. Простые вещества, образованные одним и тем же химическим элементом, называют аллотопными видоизменениями этого элемента.

Химические свойства серы.

Окислительные свойства	Восстановительные свойства
При нагревании сера горит почти со всеми металлами. С некоторыми металлами, например Na, K, Hg сера взаимодействует даже без нагревания. При пропускании паров серы в смеси с водородом через трубку, нагретую до 150-200°С, образуется сероводород.	На воздухе сера горит с образованием сернистого газа (SO2 При обычных условиях сера реагирует с фтором с образованием очень устойчивого соединения (SF6) – гексафторид серы.

Сероводород.

Сероводород – бесцветный газ, тяжелее воздуха, с неприятным запахом тухлых яиц. Сероводород очень ядовит. Уже 0,1% объема сероводорода в воздухе вызывает тяжелые отравления. Однако в малых количествах сероводород полезен: при некоторых заболеваниях в медицине используют сероводородные ванны.

Сероводород образуется при разложении без доступа воздуха многих природных органических веществ, содержится в вулканических газах, в воде минеральных источников.

Все опыты с сероводородом нужно проводить в вытяжном шкафу!

Сероводород легко можно получить в лаборатории действием разбавленной серной кислоты на сульфид железа (II):

FeS +H₂SO₄ = FeSO₄ + H₂S↑

Эта реакция проводится в аппарате Киппа, который используют для получения водорода.

Сероводород горит на воздухе голубым пламенем, при этом образуется сернистый газ, или оксид серы (IV):

2H₂S + 3O₂ = 2H₂O +2SO₂

При недостатке кислорода образуются пары воды и сера:

2H₂S + O₂ = 2H₂O +2S

Сероводород обладает свойствами восстановителя. Если в пробирку с небольшим количеством сероводородной воды прилить бромную воду, то раствор обесцвечивается. На поверхности раствора появляется сера:

H₂S + Br₂ = 2HBr +S

Сероводород малорастворим в воде. При 20° в одном объеме воды растворяется 2,4 объема сероводорода. Водный раствор сероводорода проявляет свойства слабой кислоты:

H₂S ↔HS^— + H⁺

HS^—↔ S^2- + H⁺

Сероводородная кислота вступает со щелочами в реакцию нейтрализации:

H₂S + NaOH = NaHS + H₂O

^{избыток}

H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O

^{избыток}

Средние соли сероводородной кислоты называют сульфидами, а кислые – гидросульфидами. В воде растворимы сульфиды щелочных металлов и большинство гидросульфидов.

Сернистый газ. Сернистая кислота.

При горении серы на воздухе образуется сернистый газ, или оксид серы (IV) SO₂. Это бесцветный газ с резким характерным запахом, более чем в 2 раза тяжелее воздуха, хорошо растворяется в воде, ядовит.

SO₂кислотный оксид.

H₂O + SO₂ ↔ H₂SO₃ реакция обратимая.

Сернистая кислота – неустойчивое соединение, легко распадается на оксид серы (IV) и воду. Эта кислота средней силы. Она образует два ряда солей: средние – сульфиты и кислые гидросульфиты.

Качественной реакцией на сульфиты является взаимодействие соли с сильной кислотой, при этом выделяется газ SO₂ с резким запахом.

Сернистый газ как кислотный оксид взаимодействует с щелочами и основными оксидами.

Серная кислота (разбавленная)

Химическая формула H₂SO₄

Структурная формула

‌‌ О

│ ‌

HO – S – OH

│

О

Уравнение диссоциации

H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄^2- сильный электролит

Правила техники безопасности при приготовлении раствора серной кислоты

Кислоту нужно небольшими порциями вливать в воду.

Химические свойства

Me (в ряду активности до Н₂)

MeSO₄ + H₂↑

MeO

MeSO₄ + H₂O

MeOH

H₂SO₄ + MeSO₄ + H₂O

(разб.) MeR (в случае ↑ или ↓)

MeSO₄ + HR

BaR (качественная реакция)

Белый осадок BaSO₄↓ + HR

Производство серной кислоты:

FeS₂ → SO₂ → SO₃ → H₂SO₄

Скорость химических реакций. Химическое равновесие.

Скорость химической реакции определяется изменением концентрации одного из реагирующих веществ в единицу времени.

Условия, влияющие на скорость химических реакций.

1. Скорость химических реакций зависит от природы реагирующих веществ.

2. Для веществ в растворенном состоянии и газов скорость химических реакций зависит от концентрации реагирующих веществ.

3. Для веществ в твердом состоянии скорость реакции прямо пропорциональна поверхности реагирующих веществ.

4. При повышении температуры на каждые 10°С скорость большинства реакций увеличивается в 2-4 раза.

5. Скорость химических реакций зависит от присутствия некоторых веществ. (катализаторов, ингибиторов).

Вещества, которые ускоряют химические реакции, но сами при этом не расходуются, называют катализаторами.

Вещества, которые замедляют скорость химических реакций, называют ингибиторами.

Химические реакции, которые протекают одновременно в двух противоположных направлениях – прямом и обратном, — называю обратимыми реакциями.

Состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции, называют химическим равновесием.

Принцип Ле Шателье: при изменении внешних условий химическое равновесие смещается в сторону той реакции (прямой или обратной), которая ослабляет это внешнее воздействие.

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермического процесса.

При повышении давления равновесие смещается в сторону меньшего объема.

При увеличении концентрации одного из исходных веществ равновесие смещается в сторону образования новых веществ.

При увеличении концентрации продукта реакции равновесие смещается в сторону исходных вещества.

Катализаторы не влияют на смещение химического равновесия, они способствуют более быстрому достижению равновесия.

Азот.

Молекула азота – N₂, структурная формула N Ξ N, электронная формула :N: :N:

^{В молекуле азота одна σ-связь и две π-связи.}

Азот находится в воздухе в свободном виде – 78% по объему.

Физические свойства. Азот – газ без цвета и запаха, немного легче воздуха. Растворимость его в воде незначительна. Азот в твердом состоянии имеет молекулярную кристаллическую решетку, поэтому у него низкие температуры плавления и кипения.

Химические свойства. При обычных условиях азот малоактивен

Аммиак.

Молекулярная формула – NH₃

Физические свойства – бесцветный газ с характерным резким запахом, почти в два раза легче воздуха, очень хорошо растворим в воде. При повышении давления аммиак сжижается. Жидкий аммиак имеет большую теплоту испарения, поэтому его применяют в холодильных устройствах.

Химические свойства.

1. При нагревании разлагается:

2NH₃ ↔ N₂ + 3H₂

2. Горит в кислороде:

4NH₃ + 3O₂ → 2N₂ + 6H₂O

3. В присутствии катализатора (сплав платины и родия) окисляется кислородом воздуха

4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O

4. Реагирует с водой

NH₃ + H₂O_{→ NH4⁺ + OH^—}

5. Реагирует с кислотами, образуя нормальные и кислые соли

NH₃ + HCl → NH₄Cl

NH₃ + H₂SO₄ → NH₄HSO₄

2NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄

Соли аммония.

Физические свойства. Все соли аммония – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимы в воде.

Химические свойства.

1. Сильные электролиты, диссоциируют на ионы

NH₄R → NH₄⁺ + R

2. Реагируют с кислотами

NH₄R + HR₁ → NH₄R₁+ HR

3. Реагируют с другими солями

NH₄R + MeR₁ → NH₄R₁ + MeR

4. Подвергаются гидролизу

5. При комнатной температуре разлагаются

NH₄R → NH₃↑ + HR

6. Реагируют со щелочами

NH₄R + MeOH → MeR + NH₃↑ + H₂O

Оксиды азота.

Признаки	N2O	NO	NO2	N2O3	N2O5
Агрегатное состояние	Газ			Жидкость	Твердое вещество
Цвет	Бесцветный		Бурый	Темно синяя	Белое
Токсичность для организма	—	+
Отношение к воде	Малорастворим		Химически взаимодействует
Кислотно-основные свойства	Восстановительные		Окисли-тельно восстано-вительные	Окислительные
Особые свойства	Разлагается	Окисляется кислородом, восстанав-ливается водородом	+ Н и МеОН	Разлагается
Получение	Из NH4NO3	Окислением N2, NH3, из HNO3 (разб.) и Cu	Из HNO3 (конц.) и, Cu окислением NO	Из NO2 и NO	Обезво-живани-ем HNO3, окис-лением NO2
Применение	Медицина	Замедление цепных реакций, получение NO2	Производство HNO3	Промышленного значения не имеет

Азотная кислота.

Физические свойства. Чистая азотная кислота – бесцветная дымящаяся жидкость с резким, раздражающим запахом. Концентрированная азотная кислота обычно окрашена в желтый цвет.

Химические свойства.

Me

MeNO₃ + (различные оксиды азота, азот, аммиак)

MeO

MeNO₃ + H₂O

MeOH

HNO₃ + MeNO₃ + H₂O

(разб.) MeR (более слабых кислот)

MeNO₃ + HR

Белок (качественная реакция)

Вещество ярко-желтого цвета.

Cu + 4HNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

Cu⁰ – 2e^— → Cu⁺² 1

N⁺⁵ + e^— → N⁺⁴ 2

3Cu + 8HNO₃ → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

Cu⁰ – 2e^— → Cu⁺² 3

N⁺⁵ +3e^— → N⁺⁴ 2

Производство азотной кислоты: NH₃ → NO→ NO₂ → HNO₃

Соли азотной кислоты.

Соли азотной кислоты называют нитратами.

Нитраты образуются при взаимодействии: 1) металлов основных оксидов, оснований, аммиака и некоторых солей с азотной кислотой; 2) оксида азота (IV) со щелочами.

Физические свойства. Все нитраты – твердые кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде.

Химические свойства.

Me находится левее Mg MeNO₂ + O₂↑

MeNO₃ t Me находится между Mg и Cu MeO + NO₂↑ + O₂↑

Me находится правее Cu Me + NO₂↑ + O₂↑

_t

NH₄NO₃ → N₂O↑ + 2H₂O

Для качественного определения нитрат ионов в пробирку помещают исследуемое вещество, добавляют медных стружек, приливают концентрированную азотную кислоту и нагревают. Выделение газообразного оксида азота (IV) бурого цвета свидетельствует о наличии нитрат-ионов NO₃^—.

Фосфор.

В свободном состоянии фосфор образует несколько аллотропных видоизменений: красный, белый и черный фосфор. а – молекулы белого фосфора, б – кристаллическая решетка черного фосфора, в – кристаллическая решетка красного фосфора.

Из-за большой активности фосфор в природе встречается только в соединениях.

Фосфор получают из фосфоритов и апатитов, нагревая их в электрической печи без доступа воздуха в присутствии оксида кремния (IV) и угля.

Физические свойства.

Белый фосфор. Кристаллическое вещество, можно резать ножом (под водой). Бесцветный с желтоватым оттенком. Имеет чесночный запах. Плотность 1,8г/см³. В воде не растворяется. Хорошо растворяется в сероуглероде. Температура плавления. 44°С. Температура воспламенения 40°С. В измельченном состоянии воспламеняется при обычной температуре. В темноте светится. Сильный яд.

Красный фосфор. Аморфное или кристаллическое вещество. Темно-красного цвета. Без запаха. Плотность 2,3г/см³. В воде и сероводороде не растворяется. При сильном нагревании превращается в пары белого фосфора. Температура воспламенения примерно 260°С. Не светится, не ядовит.

Химические свойства.

O₂ → P₂O₅

Р + H₂ → PH₃

Me → MeP

Оксид фосфора (V).

Физические свойства. Оксид фосфора (V) = белый рыхлый порошок, чрезвычайно гигроскопичный. Поэтому его следует хранить в герметически закрытых сосудах.

Химические свойства. По химическим свойствам сходен с другими кислотными оксидами.

_t

P₂O₅ + H₂O → 2HPO₃ P₂O₅ + H₂O → 2H₃PO₄

Ортофосфорная кислота и ее соли.

Физические свойства. Твердое кристаллическое вещество, бесцветное, хорошо растворимое в воде.

Химические свойства.

Водный раствор кислоты изменяет окраску индикатора. Диссоциация происходит ступенчато.

H₃PO₄ ↔ H⁺ + H₂PO₄^— H₂PO₄ ↔ H⁺ + HPO₄^— HPO₄ ↔ H⁺ + PO₄^—

Me

MeРO₄ + Н₂↑

MeO

MeРO₄ + H₂O

MeOH

_{H3PO4 + MeРO4 + H2O}

MeR (более слабых кислот)

MeРO₄ + HR

AgNO₃ (качественная реакция)

Желтый осадок.

При нагревании постепенно превращается в метафосфорную кислоту.

2H₃PO₄ → H₄P₂O₇ (дифосфорная кислота) + H₂O

H₄P₂O₇ → 2HPO₃ (метафосфорная кислота) + H₂O

Ортофосфорная кислота играет большую роль в жизнедеятельности животных и растений. Ее остатки входят в состав аденозинтрифосфорной кислоты АТФ.

При разложении АТФ выделяется большое количество энергии.

Ортофосфаты.

Ортофосфорная кислота образует три ряда солей.

MeРO₄ – ортофосфаты

MeНРO₄ – гидроортофосфаиы

Me Н₂РO₄ – дигидроортофосфаты

Вместо иона одновпалентного металла в состав ортофосфатов может входить ион аммония:

(NH₄)₃PO₄ — ортофосфат аммония,

(NH₄)₂ HPO₄ — гидроортофосфат аммония,

NH₄H₂PO₄ — дигидроортофосфат аммония.

Ортофосфаты и гидроортофосфаты кальция и аммония широко используются в качестве удобрений, ортофосфат и гидроортофосфат натрия – для осаждения из воды солей кальция.

Конспекты — «Химия», Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г.

Выберите категорию: Все категорииАлгебраАнглийский языкБиологияВнеурочная деятельностьВсеобщая историяГеографияГеометрияДиректору, завучуДоп. образованиеЕстествознаниеИЗО, МХКИностранные языкиИнформатикаИстория РоссииКлассному руководителюКоррекционное обучениеЛитератураМузыкаНемецкий языкОБЖОбществознаниеРодная литератураРодной языкРусский языкСоциальному педагогуТехнологияУкраинский языкФизикаФизическая культураФранцузский языкХимияЧерчениеШкольному психологуЭкологияДругое

Выберите класс: Все классы7 класс8 класс9 класс10 класс11 класс

Выберите учебник: Все учебники»Химия», Габриелян О.С.»Химия», Еремин В.В., Кузьменко Н.Е. и др.»Химия», Кузнецова Н.Е., Титова И.М., Гара Н.Н.»Химия «, Габриелян О.С, Сивоглазов В.И. и др., Изд. «ДРОФА»»Химия», Жилин Д.М., (изд. «БИНОМ. Лаборатория знаний»)»Химия», Журин А.А.»Химия», Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г.»Химия», Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Сладков С.А.»Химия», Еремин В.В., Кузьменко Н.Е., Дроздов А.А. и др./ Под ред. Лунина В.В.»Химия», Савинкина Е.В., Логинова Г.П.; под ред. Вахрушева А.А.»Химия (изд. Астрель)», Оржековский П.А., Мещерякова Л.М. и др.

Выберите тему: Все темыГЛАВА I. Классификация химических реакций§ 1. Окислительно-восстановительные реакции§ 2. Тепловые эффекты химических реакций§ 3. Скорость химических реакций§ 4. Практическая работа 1. Изучение влияния условий проведения химической реакции на её скорость§ 5. Обратимые реакции. Понятие о химическом равновесииГЛАВА II. Химические реакции в водных растворах§ 6. Сущность процесса электролитической диссоциации§ 7. Диссоциация кислот, оснований и солей§ 8. Слабые и сильные электролиты. Степень диссоциации§ 9. Реакции ионного обмена§ 10. Гидролиз солей§ 11. Практическая работа 2. Решение экспериментальных задач по теме «Свойства кислот, оснований и солей как электролитов»ГЛАВА III. Галогены§ 12. Характеристика галогенов§ 13. Хлор§ 14. Хлороводород: получение и свойства§ 15. Соляная кислота и её соли§ 16. Практическая работа 3. Получение соляной кислоты и изучение её свойствГЛАВА IV. Кислород и сера§ 17. Характеристика кислорода и серы§ 18. Свойства и применение серы§ 19. Сероводорол. Сульфиды§ 20. Оксид серы(IV). Сернистая кислота§ 21. Оксид серы(VI). Серная кислота§ 22. Практическая работа 4. Решение экспериментальных задач по теме «Кислород и сера»ГЛАВА V. Азот и фосфор§ 23. Характеристика азота и фосфора. Физические и химические свойства азота§ 24. Аммиак§ 25. Практическая работа 5. Получение аммиака и изучение его свойств§ 26. Соли аммония§ 27. Азотная кислота§ 28. Соли азотной кислоты§ 29. Фосфор§ 30. Оксид фосфора(V). Фосфорная кислота и её солиГЛАВА VI. Углерод и кремний§ 31. Характеристика углерода и кремния. Аллотропия углерода§ 32. Химические свойства углерода. Адсорбция§ 33. Оксид углерода(II) — угарный газ§ 34. Оксид углерода(IV) — углекислый газ§ 35. Угольная кислота и её соли. Круговорот углерода в природе§ 36. Практическая работа 6. Получение оксида углерода(IV) и изучение его свойств. Распознавание карбонатов§ 37. Кремний. Оксид кремния(IV)§ 38. Кремниевая кислота и её соли. Стекло. Цемент ГЛАВА VII. Металлы§ 39. Характеристика металлов§ 40. Нахождение металлов в природе и общие способы их получения§ 41. Химические свойства металлов. Электрохимический ряд напряжений металлов § 42. Сплавы§ 43. Щелочные металлы§ 44. Магний. Щелочноземельные металлы§ 45. Важнейшие соединения кальция. Жёсткость воды§ 46. Алюминий§ 47. Важнейшие соединения алюминия§ 48. Железо§ 49. Соединения железа§ 50. Практическая работа 7. Решение экспериментальных задач по теме «Металлы»ГЛАВА VIII. Первоначальные представления об органических веществах§ 51. Органическая химия§ 52. Предельные (насыщенные) углеводороды§ 53. Непредельные (ненасыщенные) углеводороды§ 54. Полимеры§ 55. Производные углеводородов. Спирты§ 56. Карбоновые кислоты. Сложные эфиры. Жиры § 57. Углеводы§ 58. Аминокислоты. Белки

Конспекты — «Химия», Габриелян О.С.

Выберите категорию: Все категорииАлгебраАнглийский языкБиологияВнеурочная деятельностьВсеобщая историяГеографияГеометрияДиректору, завучуДоп. образованиеЕстествознаниеИЗО, МХКИностранные языкиИнформатикаИстория РоссииКлассному руководителюКоррекционное обучениеЛитератураМузыкаНемецкий языкОБЖОбществознаниеРодная литератураРодной языкРусский языкСоциальному педагогуТехнологияУкраинский языкФизикаФизическая культураФранцузский языкХимияЧерчениеШкольному психологуЭкологияДругое

Выберите класс: Все классы7 класс8 класс9 класс10 класс11 класс

Выберите учебник: Все учебники»Химия», Габриелян О.С.»Химия», Еремин В.В., Кузьменко Н.Е. и др.»Химия», Кузнецова Н.Е., Титова И.М., Гара Н.Н.»Химия «, Габриелян О.С, Сивоглазов В.И. и др., Изд. «ДРОФА»»Химия», Жилин Д.М., (изд. «БИНОМ. Лаборатория знаний»)»Химия», Журин А.А.»Химия», Рудзитис Г.Е., Фельдман Ф.Г.»Химия», Габриелян О.С., Остроумов И.Г., Сладков С.А.»Химия», Еремин В.В., Кузьменко Н.Е., Дроздов А.А. и др./ Под ред. Лунина В.В.»Химия», Савинкина Е.В., Логинова Г.П.; под ред. Вахрушева А.А.»Химия (изд. Астрель)», Оржековский П.А., Мещерякова Л.М. и др.

Выберите тему: Все темыГЛАВА ПЕРВАЯ Общая характеристика химических элементов и химических реакций§ 1. Характеристика химического элемента на основании его положения в Периодической системе Д. И. Менделеева§ 2. Характеристика химического элемента по кислотно-основным свойствам образуемых им соединений. Амфотерные оксиды и гидроксиды§ 3. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева§ 4. Химическая организация природы§ 5. Химические реакции. Скорость химической реакции§ 6. Катализаторы и катализГЛАВА ВТОРАЯ. Металлы§ 7. Век медный, бронзовый, железный§ 8. Положение металлов в Периодической системе Д. И. Менделеева и строение их атомов§ 9. Физические свойства металлов§ 10. Сплавы§ 11. Химические свойства металлов§ 12. Получение металлов§ 13. Коррозия металлов§ 14. Щелочные металлы§ 15. Бериллий, магний и щёлочноземельные металлы§ 16. Алюминий§ 17. ЖелезоХИМИЧЕСКИЙ ПРАКТИКУМ № 1. Свойства металлов и их соединенийГЛАВА ТРЕТЬЯ. Неметаллы § 18. Неметаллы: атомы и простые вещества. Кислород, озон, воздух§ 19. Водород§ 20. Вода§ 21. Вода в жизни человека§ 22. Галогены§ 23. Соединения галогенов§ 24. Получение галогенов. Биологическое значение и применение галогенов и их соединений§ 25. Кислород§ 26. Сера§ 27. Соединения серы§ 28. Азот§ 29. Аммиак§ 30. Соли аммония§ 31. Кислородные соединения азота§ 32. Фосфор и его соединения§ 33. Углерод§ 34. Кислородные соединения углерода§ 35. Кремний и его соединенияХИМИЧЕСКИЙ ПРАКТИКУМ № 2. Свойства неметаллов и их соединенийГЛАВА ЧЕТВЁРТАЯ. Обобщение знаний по химии за курс основной школы. Подготовка к государственной итоговой аттестации (ГИА)§ 36. Периодическая система Д. И. Менделеева и строение атома§ 37. Электроотрицательность. Степень окисления. Строение вещества§ 38. Классификация химических реакций. Скорость химической реакции§ 39. Диссоциация электролитов в водных растворах. Ионные уравнения реакций§ 40. Окислительно-восстановительные реакции§ 41. Неорганические вещества, их номенклатура и классификация§ 42. Характерные химические свойства неорганических веществ

Средняя школа | Химия | Обучение в 9 и 10 классах с помощью веселых викторин

Викторины делают обучение увлекательным! Нет более быстрого способа изучить химию в старшей школе — 9 и 10 классы

Ах, странно дурацкий мир химии. Вещества, структуры, металлы, атомы, масла, вода — вы называете это, мы рассказываем об этом в наших веселых викторинах. Да, мы взяли все наиболее важные аспекты вашего школьного обучения химии и бросили их в очень большую пробирку.Затем мы нагревали их до секретной температуры, позволяли им шипеть, вздыматься и взрываться, а затем выливали их в шипящие, шипящие викторины!

На уроках химии вы узнаете много интересного о мире в целом. Итак, давайте взглянем на некоторые факты, о которых ваш учитель может вам не рассказать.

• Вы ведь знаете, как некоторые соединения названы в честь тех, кто их открыл? В честь вымышленных персонажей названы химические соединения.Одно из таких соединений называется ранасмурфин, это синий белок из пенистых гнезд тропических лягушек. Ранасмурфин назван в честь Смурфиков!
• Вы слышали о Менделееве. Помните? Парень, создавший таблицу Менделеева. Знаете ли вы, что он также отвечал за внедрение метрической системы в России? О, и, возможно, он мог бы получить титул «лучший сумасшедший ученый». Причина, по которой его таблица Менделеева была настолько успешной по сравнению с предыдущими попытками, заключается в том, что он оставил пробелы для новых неоткрытых элементов, которые будут добавлены позже.Он был умным печеньем, не так ли?
• Если придерживаться периодической таблицы, буква J нигде в ней не встречается.
• Существует кислота, которая растворяет практически все известные на Земле вещества. Как ни странно, она известна как слабая кислота, которая является своего рода оксюмороном. Эта чрезвычайно агрессивная кислота представляет собой фтористоводородную кислоту, а вещества, которые она не может растворить, — это свинец, платина, полиэтилен или фторуглеродный пластик.
• Несмотря на то, что гелий является вторым по распространенности элементом во Вселенной, считается, что уже к 2020 году коммерчески доступного гелия больше не будет.Так что больше никаких глупых мультяшных голосов на вечеринках. Громко рыдать или смеяться.
• Возможно, вы уже знаете, что хранить все фрукты в одной миске — не лучшая идея. Возможно, вы уже знаете, что это связано с тем, что одни фрукты вызывают раннее созревание других. Но знаете ли вы химическую причину? Читайте, и скоро вы это сделаете. По мере созревания яблоки и груши выделяют газообразный этилен. Этот конкретный газ является виновником.

Теперь вы кратко познакомились с химией, пора надеть защитные очки и поиграть в викторины.

.

Grade 9-1 GCSE Chemistry AQA Complete Revision & Practice with Online Edition

При покупке названия CGP Online Edition вы получаете доступ к названию в течение трех лет с даты покупки.

Доступ к CGP Online Edition с использованием кода из печатной книги CGP предоставляет вам доступ к названию в течение трех лет с даты активации кода.

Используя CGP Online Edition или доступ к названию Online Edition, вы соглашаетесь соблюдать полные Условия и положения.

пользователей CGP Online Edition

Вы можете:

• Используйте CGP Online Editions для личного пользования, включая такие вещи, как учеба, преподавание в классе, планирование уроков и обучение в школе.

Вы не можете:

• Скопируйте любую часть CGP Online Editions (включая любой контент) в Интернет, на внутренний веб-сайт (интрасеть), в виртуальную учебную среду (VLE) или на любой другой компьютер.
• Распечатайте любую часть CGP Online Edition.
• Поделитесь своими данными для входа в свою учетную запись с кем-либо еще или разместите данные в Интернете.

Полные условия

Это Соглашение о доступе к CGP Online Editions (Сервису). Сервис предоставляет онлайн-доступ к ряду изданий, изданных Coordination Group Publications Ltd. (CGP). Настоящее Соглашение распространяется на доступ к Сервису независимо от устройства или сети, через которую вы получаете к нему доступ. Используя Сервис, вы соглашаетесь с этим Соглашением.

Пожалуйста, ознакомьтесь с настоящим Соглашением, прежде чем добавлять новые названия в свою учетную запись CGP Online Editions (Ваша учетная запись).

1. Лицензия

Соглашаясь с условиями настоящего Соглашения, мы предоставляем вам неисключительную лицензию на доступ к названию CGP Online Edition в течение трех лет с даты покупки.

2. Разрешенное использование и ограничения

и. Вы можете получить доступ к Сервису и любым принадлежащим вам материалам на любом компьютере, который находится под вашим контролем.

ii.Вы можете использовать Сервис и любые названия для своего личного использования, включая, помимо прочего, учебу, обучение в классе, планирование урока или обучение в школе.

iii. Вы не можете передавать какую-либо часть Сервиса или любой контент внутри Сервиса в Интернет, на внутренний веб-сайт (интрасеть), Виртуальную учебную среду (VLE) или копировать ее на любой другой компьютер.

iv. Вы не можете сублицензировать, назначать, сдавать в аренду, сдавать в аренду или передавать доступ.

3.Доступ к CGP Online Editions

я. Методы покупки

Вы можете приобрести доступ к определенному названию напрямую (Прямой доступ) или приобретя Код.

Прямой доступ

используется для предоставления доступа к названию для личного использования.

Коды используются для передачи условий доступа другим пользователям. Школьным клиентам будут предоставлены коды на распечатанных ваучерах, чтобы они могли предоставить учащимся доступ к титулам.

ii. Начало доступа

Доступ к определенному названию CGP Online Edition начинается с даты покупки.

iii. Прямой доступ

Покупая и используя Прямой доступ, вы соглашаетесь с условиями настоящего Соглашения.

Прямой доступ не может быть перенесен в другую учетную запись Online Editions.

iv. Коды

Код должен быть выкуплен перед тем, как к заголовку, с которым он связан, можно получить доступ. Неиспользованный код может быть передан другому лицу или организации, которые затем могут его погасить.

Вы должны согласиться с условиями настоящего Соглашения, прежде чем вы сможете использовать Код.

После того, как код был выкуплен, он не может быть выкуплен снова.

4. Регистрация

я. Требования к учетной записи

Услугу могут использовать только владельцы учетной записи CGP.

ii. Обязанности

Вы несете ответственность за конфиденциальность имени пользователя и пароля в своей учетной записи. Вы несете ответственность за все действия, которые происходят под вашей учетной записью.

Если вам станет известно о любом несанкционированном использовании вашей учетной записи, вы должны немедленно уведомить нас.

5. Прекращение

я. Терминация клиента

Если вы хотите закрыть свою учетную запись, свяжитесь с нашими клиентами по телефону 0800 1712 712.

ii. Прекращение CGP Books

Соглашение и доступ, предоставленный для использования Сервиса, автоматически прекращаются, если вы не выполняете какую-либо часть настоящего Соглашения. Прекращение действия Соглашения (как бы то ни было) не влияет на какие-либо начисленные права или обязанности любой из сторон.

iii. Прекращение обслуживания

Мы оставляем за собой право прекратить предоставление Услуги до истечения срока действия вашего доступа к своим правам. CGP предоставит возмещение за оставшийся период доступа или физическую копию титула (ов) в качестве замены.

6. Название

У вас есть только право доступа к названию в течение максимум трех лет.

Содержание и авторские права на названия и другие права интеллектуальной собственности любого рода являются и должны оставаться собственностью CGP или собственностью любых третьих сторон, которые могут иметь лицензионное программное обеспечение или содержимое для CGP.

7. Опора

Пожалуйста, позвоните в отдел обслуживания клиентов по телефону 0800 1712 712, если у вас возникли трудности или у вас есть какие-либо вопросы.

8. Отказ от ответственности

Вы несете ответственность за обеспечение надлежащей защиты ваших компьютерных сетей от вирусов и других вредоносных программ. Мы не несем ответственности за какие-либо воздействия вирусов или вредоносных программ, которые могут быть добавлены в ваши системы.

Вы несете ответственность за обеспечение того, чтобы до использования Сервиса вашими сотрудниками, агентами или студентами все такие стороны были уведомлены и согласились с условиями настоящего Соглашения.

Мы исключаем и прямо отказываемся от всех явных и подразумеваемых гарантий или условий, не указанных в настоящем Соглашении (включая, помимо прочего, потерю дохода, потерю или повреждение данных, прерывание деятельности или потерю контрактов), если такое исключение или отказ от ответственности разрешены в соответствии с действующим законодательством. Настоящее Соглашение не влияет на ваши законные права.

9. Ответственность

и. Наша ответственность перед вами за любые убытки не должна превышать сумму, которую вы первоначально заплатили за услугу.

ii. Ни при каких обстоятельствах мы не будем нести ответственность перед вами за любые косвенные или косвенные убытки или потерю дохода. В частности, мы не несем ответственности за какие-либо программы или данные, созданные или хранящиеся вместе с сервисом, а также за расходы на восстановление или замену таких программ или данных. Ничто в настоящем Соглашении не ограничивает ответственность за мошенническое искажение фактов или нашу ответственность перед вами в случае смерти или травмы в результате нашей халатности или ответственности наших сотрудников, агентов или субподрядчиков.

10. Третьи лица

Стороны не предполагают, что какие-либо положения настоящего Соглашения подлежат исполнению в силу Закона о договорах (права третьих сторон) 1999 года любым лицом, не являющимся его стороной.

11. Полное соглашение

Вы прочитали и поняли настоящее Соглашение и соглашаетесь с тем, что оно представляет собой полное и исключительное изложение Соглашения между нами в отношении предмета настоящего Соглашения.

12. Право и споры

Настоящее Соглашение и все вытекающие из него вопросы регулируются и толкуются в соответствии с законами Англии и Уэльса, суды которых имеют исключительную юрисдикцию в отношении всех споров, возникающих в связи с настоящим Соглашением, и место исполнения настоящего Соглашения согласовывается вами. ,

,

SNC2D1 Экзамен по естествознанию 10 класса— onstudynotes

Примечания к изучению химии для 10-го класса единичного экзамена по академическим наукам SNC2D1 SNC2D1

Чистые вещества и смеси

Чистое вещество : любое вещество, состоящее из одного типа элементов / атомов

Элемент / соединения: символов, не могут быть разложены / формулы, разбитые на молекулы

Смесь: любое вещество, состоящее из более чем одного типа атомов

Однородный / неоднородный: 1 часть / много частей

Недвижимость

Физический:

Изменение состояния

Изменение формы

Реверсивный

Растворение

Химическая промышленность:

Изменение цвета

Выпуск газа

Трудно перевернуть

Выделение тепла

Осадок

Ионы:

-Элементы, которые приобрели или потеряли электроны, чтобы заполнить свою внешнюю орбиталь

— Чистый заряд 0, обозначается знаком + или -, в зависимости от количества лишних электронов

-CATION = +

-ANION = —

-Основываясь на их столбце в периодической таблице и количестве валентных электронов, они будут связываться друг с другом… Сложите до 8

-Электроны перемещаются от одного атома к другому, чтобы заполнить его

-Электролиты: соединение, которое при растворении в воде разделяется на ионы, образуя раствор, проводящий электричество

Именные соединения

-металл, затем неметаллы + ид.

— Переходным металлам необходимо (XX) для обозначения заряда

-Метод Крисс-Креста для формул

Многоатомные соединения

— ион, состоящий из более чем одного атома, который действует как одна частица

Наименование / формула

— напишите название катиона, затем ид после аниона

— крестик для определения зарядов

Молекулярные соединения / ковалентные соединения

— соединения, которые связываются, разделяя электроны, а не отдавая их

— некоторые из них содержат двухатомные частицы, которые всегда входят в пару из двух

— HOFBrINCl

-Название использует набор некоторых общих молекулярных имен

— Второй член / первый, который больше 1, будет использовать префиксную систему

-без зарядов

Реагенты и продукт

-Химические реагенты объединяются и реагируют с образованием продукта

Разложение

— одно соединение распадается на другие элементы / соединения

AB -> A + B

Синтез

-Против decomp

A + B -> AB

Одинарное смещение

— один элемент заменяет другой в составе, оставляя элемент один

А + ВС -> АС + В

Двойное смещение

-элементы в двух соединениях меняются местами с другими в формуле

AB + CD -> AD + CB

— Сжигание

-быстрая реакция с кислородом с образованием оксидов

-топливо + кислород -> оксиды + энергия

Углеводороды

-углеводороды + кислород -> углекислый газ + вода

Неполное сгорание

— высвобождает CO, CO2, h3O и C

— бывает при нехватке кислорода

Окисление

— реакция металлов с оксидами в медленном процессе с образованием оксида на поверхности

Закон сохранения массы

— масса реагента будет равна массе продукта

— означает, что мы должны сбалансировать уравнения, чтобы они были равны и работали по закону

— с использованием коэффициентов и множителей

Словесные уравнения

-использовать -> для разделения реагента и продукта

— использовать именование до

Скелетные уравнения

-уравнения, которые рассматривают реакцию просто на основании того, что они из себя представляют… без редактирования

Сбалансированные уравнения

-уравнения, которые смотрят на реакции с редактированием, уравновешивая их с обеих сторон путем добавления коэффициентов

Счетчик атомов

-Посмотрите на индекс и умножьте, соблюдая скобки и коэффициенты

Коррозия

-Плохо: ржавчина автомобиля

-Хорошо: ?? кто-то добавляет, что

-Предотвращение коррозии: забыл, что сказал одлум… ДОБАВИТЬ!

кислоты:

-Кислоты: реагирует с металлами, карбонатами

-Нейтрализует базы и наоборот

-Проводит электричество, потому что в нем есть ионы

-реагирует с металлами с образованием h3

— реагирует с карбонатами с образованием CO2

-реагирует с водой с образованием водорода

-все кислоты имеют перед «гидро»

-гидрофтористоводородный, соляной…

— используется в качестве консервантов и добавляется в пищу на вкус

-Оксикислоты получают из многоатомных ионов, содержащих кислород и водород.

-в основном (добавить к нему) многоатомный ион -ат, в котором есть h3, чтобы быть кислотой

-Уксусная, азотная, углекислая

— превращает синюю лакмусовую бумагу в розовый цвет и сохраняет розовую лакмусовую бумагу в розовый цвет

Базы:

— При растворении в воде выделяет ион ОН

.

— превращает красную лакмусовую бумагу в синюю и сохраняет синюю лакмусовую бумагу

-нейтрализует кислоты

-используется как очиститель, нейтрализует кислоты, очищает сточные трубы

Гидроксид натрия, гидроксид кальция и др.

pH

— уровень уксусного или основного раствора

— «Сила водорода»

-кислоты: H +

-основы: OH-

-Диапазон 0-7-14

-7 — вода, нейтраль

-1 уксусная

-14 базовый

-6-7 и 7-8 считаются слегка уксусными или основными

Логарифмы

— Log10 числа # — это степень, в которой 10 должно быть принято равным этому числу

pH = -log10 [H +]

pH: отрицательный логарифм концентрации ионов водорода

— Добавление основания или кислоты может помочь отрегулировать pH

-при смешивании кислот и оснований получается раствор между кислотой и основанием

— каждая целая целая шкала pH умножается на 10X

Реакция нейтрализации

-Кислота + baes -> соль + вода

-соляная кислота + гидроксид натрия -> соль + вода

— используется для снижения кислотности почвы и предотвращения их попадания в озеро

SNC2D1 SNC2D1 SNC2D1 SNC2D1

,