Propriétés en chimie pour l'oge. Versions de démonstration de l'OGE en chimie

Cette section contient tous les recueils de problèmes de chimie qui figuraient à l'OGE 2020, 2019,2018, 2017, 2016, 2015 de différents niveaux de complexité. Après avoir effectué ces tests, vous pourrez déterminer votre niveau de préparation à cet examen obligatoire après la 9e année.

Élèves terminant la 9e année en 2018-2020 année académique, comme l'année dernière, passeront l'OGE en chimie dans leurs écoles. L'examen se déroulera en trois étapes :

• tôt (pour ceux qui ont droit à livraison anticipée);
• basique (pour la majorité des diplômés de toutes les régions de la Fédération de Russie) ;
• supplémentaire (reprise de septembre).

Calendrier des examens (préliminaire) :

La structure se compose de 2 blocs :

Examen sans expérience

L'essentiel de la version simplifiée de l'OGE en chimie sera constitué de tests. Toutes les tâches seront divisées en deux blocs :

Ainsi, pendant les 120 minutes (2 heures) imparties à l'examen, les étudiants devront répondre à 22 questions en remplissant correctement le formulaire OGE.

Examen avec expérience

Les diplômés des classes spécialisées ayant étudié la chimie à un niveau avancé devront non seulement répondre à des questions de test, mais également réaliser une véritable expérience (tâche n°23). Dans le modèle n°2 de 2019, les tâches seront réparties :

Pour effectuer 23 tâches CMM niveau de profil disposera de deux heures et vingt minutes.

Peut être utilisé:

• calculatrice non programmable;
• tableau périodique;
• série de tension électrochimique des métaux;
• tableau de solubilité des sels, acides et bases dans l'eau ;
• brouillon.

Toutes les notes prises sur le brouillon ne sont pas prises en compte lors de l'évaluation, vous pouvez donc écrire en toute sécurité tout ce qui est nécessaire sur les feuilles et ne pas avoir peur de corriger les erreurs.

L'échelle de conversion des notes primaires en évaluation peut différer selon les régions de la Fédération de Russie. En 2019, la FIPI recommande les plages de conformité suivantes :

Les étudiants qui, pour une raison quelconque, n'atteignent pas le seuil de 9 points recevront 2 tentatives supplémentaires pour repasser le test.

Période principale

Période supplémentaire (termes de septembre)

Le répertoire contient matériel théorique en cours de chimie et tâches de test, nécessaire à la préparation à la certification finale d'État de l'OGE des bacheliers de 9e des établissements d'enseignement général. La théorie du cours est donnée sous une forme concise et accessible. Chaque section est accompagnée d'exemples de tests. Tâches pratiques correspondent au format OGE. Ils donnent une idée globale des types de tâches de l'épreuve d'examen et de leur degré de difficulté. A la fin du manuel, les réponses à toutes les tâches sont données, ainsi que les tableaux de référence nécessaires.
Le manuel peut être utilisé par les élèves pour se préparer à l'examen d'État unifié et à la maîtrise de soi, et par les enseignants pour préparer les élèves du primaire à la certification finale en chimie. Le livre s'adresse aux étudiants, aux enseignants et aux méthodologistes.

Noyau d'un atome. Nucléons. Isotopes.
Un atome est la plus petite particule d'un élément chimique. Pendant longtemps, les atomes ont été considérés comme indivisibles, comme en témoigne leur nom même (« atomos » en grec signifie « non coupé, indivisible »). Des études expérimentales réalisées à la fin du XIXe - début du XXe siècle par les célèbres physiciens W. Crookes, W.K. Roentgen, A. Becquerel, J. Thomson, M. Curie, P. Curie, E. Rutherford et d'autres ont prouvé de manière convaincante qu'un atome est un système complexe composé de particules plus petites, dont les premières ont été découvertes par les électrons. Fin du 19ème siècle. Il a été constaté que certaines substances, sous une forte illumination, émettent des rayons, qui sont un flux de particules chargées négativement, appelées électrons (phénomène de l'effet photoélectrique). Plus tard, on a découvert qu'il existe des substances qui émettent spontanément non seulement des électrons, mais aussi d'autres particules, non seulement lorsqu'elles sont éclairées, mais aussi dans l'obscurité (phénomène de radioactivité).

Par idées modernes, au centre de l'atome se trouve un atome chargé positivement noyau atomique, autour duquel des électrons chargés négativement se déplacent sur des orbites complexes. Les dimensions du noyau sont très petites : le noyau est environ 100 000 fois plus petit que la taille de l'atome lui-même. Presque toute la masse d'un atome est concentrée dans le noyau, car les électrons ont une très petite masse - ils sont 1837 fois plus légers qu'un atome d'hydrogène (le plus léger des atomes). L'électron est la particule élémentaire la plus légère connue, sa masse est seulement
9.11 10-31 kg. Puisque la charge électrique d'un électron (égale à 1,60 10 -19 C) est la plus petite de toutes les charges connues, on l'appelle charge élémentaire.

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Dans cette section, je systématise l'analyse des problèmes de l'OGE en chimie. Semblable à la section, vous trouverez analyses détaillées avec des instructions pour résoudre des problèmes typiques en chimie en 9e année OGE. Avant d'analyser chaque bloc de problèmes typiques, je fournis des informations théoriques, sans lesquelles la solution de cette mission est impossible. Il n’y a que ce qu’il faut de théorie pour mener à bien la tâche d’une part. D'un autre côté, j'ai essayé de décrire le matériel théorique dans un langage intéressant et compréhensible. Je suis sûr qu'après avoir terminé la formation en utilisant mon matériel, vous réussirez non seulement l'OGE en chimie, mais vous tomberez également amoureux de ce sujet.

Informations générales sur l'examen

L'OGE en chimie consiste en trois les pièces.

Dans la première partie 15 tâches avec une réponse- il s'agit du premier niveau et les tâches qui y sont liées ne sont pas difficiles, à condition bien sûr d'avoir des connaissances de base en chimie. Ces tâches ne nécessitent pas de calculs, à l'exception de la tâche 15.

La deuxième partie consiste en quatre questions- dans les deux premiers - 16 et 17, vous devez choisir deux bonnes réponses, et dans 18 et 19, corréler les valeurs ou affirmations de la colonne de droite avec celle de gauche.

La troisième partie est résolution de problème. À 20 ans, vous devez égaliser la réaction et déterminer les coefficients, et à 21 ans, vous devez résoudre le problème de calcul.

Quatrième partie - pratique, n'est pas difficile, mais vous devez être prudent, comme toujours lorsque vous travaillez avec la chimie.

Montant total donné pour les travaux 140 minutes.

Vous trouverez ci-dessous des variantes typiques de tâches, accompagnées de la théorie nécessaire à la solution. Toutes les tâches sont thématiques - en face de chaque tâche, un sujet est indiqué pour une compréhension générale.

• une échelle pour recalculer la note primaire pour avoir terminé l'épreuve d'examen 2020 en une note sur une échelle de cinq points ;
• une échelle pour recalculer la note primaire pour avoir terminé l'examen de 2019 en une note sur une échelle de cinq points ;
• une échelle pour recalculer la note primaire pour avoir terminé l'examen de 2018 en une note sur une échelle de cinq points ;
• une échelle pour recalculer la note primaire pour avoir terminé l'examen de 2017 en une note sur une échelle de cinq points ;
• une échelle pour recalculer la note primaire pour avoir terminé l'épreuve d'examen de 2016 en une note sur une échelle de cinq points ;
• une échelle pour recalculer la note primaire pour avoir terminé l'épreuve d'examen de 2015 en une note sur une échelle de cinq points ;
• une échelle pour recalculer la note primaire pour avoir terminé l'épreuve d'examen de 2014 en une note sur une échelle de cinq points ;
• échelle pour recalculer la note primaire pour avoir terminé l'épreuve d'examen de 2013 en une note sur une échelle de cinq points.

Changements dans les versions démo de l'OGE en chimie

En 2015 à versions démo de l'OGE en chimieétait la structure des options a été modifiée :

• L'option a commencé à consister deux pièces.
• Numérotage les tâches sont devenues à travers dans toute la version sans désignations de lettres A, B, C.
• Le formulaire d'enregistrement de la réponse dans les tâches avec choix de réponses a été modifié : la réponse doit désormais être écrite numéro avec le numéro de la bonne réponse(non encerclé).

Depuis 2014, versions de démonstration de l'OGE en chimie présenté deux modèles. Ces modèles varier seulement dans les tâches pratiques de la dernière partie, De plus, le modèle 1 est similaire aux travaux des années précédentes, et le modèle 2 prévoit la mise en œuvre véritable expérience chimique (tâches C3, C4 dans la version 2014 et tâches 22,23 dans les versions 2015-2016). Pour organiser et mener une véritable expérience chimique dans le modèle 2, l'Institut fédéral des mesures pédagogiques a développé du matériel méthodologique. Le choix du modèle d'examen est effectué par les autorités éducatives des entités constitutives de la Fédération de Russie.

DANS versions démo de l'OGE 2016-2019 en chimie par rapport aux options de démonstration de 2015 il n'y a eu aucun changement.

En 2020, il a été présenté uniquement un modèle de la version de démonstration de l'OGE en chimie, au cours de laquelle, par rapport à l'année précédente 2019, les événements suivants se sont produits changements:

• augmenté proportion de tâches avec réponses à choix multiples (6, 7, 12, 14, 15) ;
• augmenté la proportion de tâches pour établir une correspondance entre les positions de deux ensembles (10, 13, 16) ;
• ajout de la tâche 1, prévoir de tester la capacité à travailler avec des informations textuelles ;
• V la partie 2 comprenait la tâche 21, visant à tester la compréhension de l'existence d'une relation entre diverses classes de substances inorganiques et le développement de la capacité à composer des équations de réaction qui reflètent cette relation. Une autre compétence contrôlée est la capacité d'écrire des équations pour les réactions d'échange d'ions, en particulier l'équation abrégée des ions ;
• ajoutée obligatoire partie pratique, qui comprend deux tâches : 23 et 24 :
  • V tâche 23 dans la liste proposée, il était nécessaire de sélectionner deux substances dont l'interaction reflète les propriétés chimiques de la substance spécifiée dans la condition de tâche et de créer avec elles deux équations de réaction ;
  • V tâche 24 il a fallu effectuer deux réactions correspondant aux équations de réaction compilées.

Tâche 1. Structure de l'atome. La structure des coques électroniques des atomes des 20 premiers éléments du système périodique de D.I. Mendeleïev.

Tâche 2. Loi périodique et système périodique éléments chimiques DI. Mendeleïev.

Tâche 3.La structure des molécules. Liaison chimique : covalente (polaire et apolaire), ionique, métallique.

Tâche 4.

Tâche 5. Substances simples et complexes. Principales classes de substances inorganiques. Nomenclature des composés inorganiques.

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Aperçu:

Exercice 1

La structure de l'atome. La structure des coques électroniques des atomes des 20 premiers éléments du système périodique de D.I. Mendeleïev.

Comment déterminer le nombre d’électrons, de protons et de neutrons dans un atome ?

1. Le nombre d'électrons est égal au numéro atomique et au nombre de protons.
2. Le nombre de neutrons est égal à la différence entre le nombre de masse et le numéro atomique.

La signification physique du numéro de série, du numéro de période et du numéro de groupe.

1. Le numéro atomique est égal au nombre de protons et d’électrons ainsi qu’à la charge du noyau.
2. Le numéro du groupe A est égal au nombre d’électrons dans la couche externe (électrons de valence).

Nombre maximum d'électrons dans les niveaux.

Le nombre maximum d'électrons aux niveaux est déterminé par la formule N= 2n2.

Niveau 1 – 2 électrons, niveau 2 – 8, niveau 3 – 18, niveau 4 – 32 électrons.

Particularités du remplissage des coques électroniques des éléments des groupes A et B.

Pour les éléments du groupe A, les électrons de valence (externes) remplissent la dernière couche, et pour les éléments du groupe B, la couche électronique externe et partiellement la couche externe.

États d'oxydation des éléments en oxydes supérieurs et composés d'hydrogène volatils.

Groupes								VIII
DONC. en oxyde supérieur = + N° gr
Oxyde supérieur	R 2 O		R2O3	RО 2	R2O5	RO 3	R2O7	RO 4
DONC. en LAN = N° gr - 8
Réseau local				H4R	H3R	H2R

Structure des coques électroniques d'ions.

Un cation a moins d’électrons par charge, tandis que les anions ont plus d’électrons par charge.

Par exemple:

Ca 0 - 20 électrons, Ca2+ - 18 électrons ;

S 0 – 16 électrons, S 2- - 18 électrons.

Isotopes.

Les isotopes sont des variétés d'atomes du même élément chimique qui ont le même nombre d'électrons et de protons, mais des masses atomiques différentes (nombres de neutrons différents).

Par exemple:

Particules élémentaires	Isotopes
	40 Ca	42Ca

Il est nécessaire de pouvoir utiliser la table D.I. Mendeleev pour déterminer la structure des coques électroniques des atomes des 20 premiers éléments.

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Un 2. B 1.

Loi périodique et système périodique des éléments chimiques D.I. Mendeleïev

Modèles de changement propriétés chimiqueséléments et leurs connexions en relation avec leur position dans tableau périodiqueéléments chimiques.

Signification physique du numéro de série, du numéro de période et du numéro de groupe.

Le numéro atomique (ordinal) d'un élément chimique est égal au nombre de protons et d'électrons et à la charge du noyau.

Le numéro de période est égal au nombre de couches électroniques remplies.

Le numéro de groupe (A) est égal au nombre d'électrons dans la couche externe (électrons de valence).

Formes d'existence élément chimique et leurs propriétés		Modifications de propriété
		Dans les sous-groupes principaux (de haut en bas)	En périodes (de gauche à droite)
Atomes	Frais de base	Augmentations	Augmentations
	Nombre de niveaux d'énergie	Augmentations	Ne change pas = numéro de période
	Nombre d'électrons dans le niveau externe	Ne change pas = numéro de période	Augmentations
	Rayon atomique	Augmentent	Diminutions
	Propriétés réparatrices	Augmentent	Sont en diminution
	Propriétés oxydantes	Diminutions	Augmentent
	État d'oxydation positif le plus élevé	Constante = numéro de groupe	Augmente de +1 à +7 (+8)
	État d'oxydation le plus bas	Ne change pas = (8-groupe n°)	Passe de -4 à -1
Substances simples	Propriétés métalliques	Augmentations	Sont en diminution
	Propriétés non métalliques	Sont en diminution	Augmentations
Connexions des éléments	Nature des propriétés chimiques oxyde supérieur et hydroxyde supérieur	Renforcement des propriétés basiques et affaiblissement des propriétés acides	Renforcement des propriétés acides et affaiblissement des propriétés basiques

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Un 4

État d'oxydation et valence des éléments chimiques.

État d'oxydation– la charge conditionnelle d'un atome dans un composé, calculée en supposant que toutes les liaisons de ce composé sont ioniques (c'est-à-dire que toutes les paires d'électrons de liaison sont complètement décalées vers l'atome d'un élément plus électronégatif).

Règles pour déterminer l'état d'oxydation d'un élément dans un composé :

• DONC. les atomes libres et les substances simples sont nuls.
• La somme des états d’oxydation de tous les atomes d’une substance complexe est nulle.
• Les métaux n'ont qu'un S.O positif.
• DONC. atomes de métaux alcalins (groupe I(A)) +1.
• DONC. atomes de métaux alcalino-terreux (groupe II (A))+2.
• DONC. atomes de bore, aluminium +3.
• DONC. atomes d'hydrogène +1 (dans les hydrures de métaux alcalins et alcalino-terreux –1).
• DONC. atomes d'oxygène –2 (exceptions : dans les peroxydes –1, dans DE 2 +2 ).
• DONC. Il y a toujours 1 atome de fluor.
• L'état d'oxydation d'un ion monoatomique correspond à la charge de l'ion.
• S.O. le plus élevé (maximum, positif). L'élément est égal au numéro de groupe. Cette règle ne s'applique pas aux éléments du sous-groupe latéral du premier groupe, dont les états d'oxydation dépassent généralement +1, ainsi qu'aux éléments du sous-groupe latéral du groupe VIII. Les éléments oxygène et fluor ne présentent pas non plus leurs états d'oxydation les plus élevés, égaux au numéro de groupe.
• Le plus bas (minimum, négatif) S.O. pour les éléments non métalliques est déterminé par la formule : numéro de groupe -8.

* DONC. - état d'oxydation

Valence d'un atomeest la capacité d'un atome à former un certain nombre de liaisons chimiques avec d'autres atomes. Valence n'a aucun signe.

Les électrons de Valence sont situés sur la couche externe des éléments des groupes A, sur la couche externe et le sous-niveau d de l'avant-dernière couche d'éléments des groupes B.

Valences de certains éléments (indiquées par des chiffres romains).

permanent		variables
IL	valence	IL	valence
H, Na, K, Ag, F		Cl, Br, je	I (III, V, VII)
Être, Mg, Ca, Ba, O, Zn		Cu, Hg	II, je
Al, V			II, III
			II, IV, VI
			II, IV, VII
			III, VI
			I-V
			III, V
		C, Si	IV (II)

Exemples de détermination de la valence et du S.O. atomes dans les composés :

Formule	Valence	DONC.	Formule développée de la substance
	NIII		N N
NF3	N III, FI	N+3, F-1	F-N-F
NH3	N III, N I	N-3, N+1	N - N - N
H2O2	Salut, ô II	H +1, O –1	H-O-O-H
DE 2	O II, F I	O +2, F –1	F-O-F
*CO	C III, O III	C +2, O –2	L’atome « C » partageait deux électrons, et l’atome « O », plus électronégatif, tirait deux électrons vers lui : "C" n'aura pas les huit électrons tant convoités au niveau externe - quatre qui lui sont propres et deux partagés avec l'atome d'oxygène. L'atome « ​​O » devra transférer une de ses paires d'électrons libres pour un usage général, c'est-à-dire agir en tant que donateur. L'accepteur sera l'atome « C ».

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A3. La structure des molécules. Liaison chimique : covalente (polaire et apolaire), ionique, métallique.

Les liaisons chimiques sont les forces d'interaction entre des atomes ou des groupes d'atomes, conduisant à la formation de molécules, d'ions, radicaux libres, ainsi que les réseaux cristallins ioniques, atomiques et métalliques.

Une liaison covalenteest une liaison qui se forme entre des atomes ayant la même électronégativité ou entre des atomes ayant une petite différence dans les valeurs d'électronégativité.

Une liaison covalente non polaire se forme entre des atomes d'éléments identiques - des non-métaux. Une liaison covalente non polaire se forme si la substance est simple, par ex. O2, H2, N2.

Une liaison covalente polaire se forme entre des atomes de différents éléments - les non-métaux.

Une liaison covalente polaire se forme si la substance est complexe, par exemple SO 3, H 2 O, HCl, NH 3.

Les liaisons covalentes sont classées selon les mécanismes de formation :

mécanisme d'échange (dû aux paires d'électrons partagées) ;

donneur-accepteur (l'atome donneur possède une paire d'électrons libres et la partage avec un autre atome accepteur, qui possède une orbitale libre). Exemples : ion ammonium NH 4 +, monoxyde de carbone CO.

Liaison ionique formé entre des atomes dont l'électronégativité diffère grandement. Généralement, lorsque des atomes métalliques et non métalliques se combinent. C'est la connexion entre des ions infectés différemment.

Plus la différence entre les EO des atomes est grande, plus la liaison est ionique.

Exemples : oxydes, halogénures de métaux alcalins et alcalino-terreux, tous les sels (y compris les sels d'ammonium), tous les alcalis.

Règles pour déterminer l'électronégativité à l'aide du tableau périodique :

1) de gauche à droite tout au long de la période et de bas en haut à travers le groupe, l'électronégativité des atomes augmente ;

2) l'élément le plus électronégatif est le fluor, puisque les gaz rares ont un niveau externe complet et n'ont pas tendance à donner ou à accepter des électrons ;

3) les atomes non métalliques sont toujours plus électronégatifs que les atomes métalliques ;

4) l'hydrogène a une faible électronégativité, bien qu'il se situe en haut du tableau périodique.

Connexion métallique– se forme entre les atomes métalliques en raison des électrons libres qui retiennent les ions chargés positivement dans le réseau cristallin. C'est la liaison entre les ions métalliques chargés positivement et les électrons.

Substances de structure moléculaireavoir un réseau cristallin moléculaire,structure non moléculaire– réseau cristallin atomique, ionique ou métallique.

Types de réseaux cristallins :

1) réseau cristallin atomique : formés dans des substances avec des liaisons covalentes polaires et non polaires (C, S, Si), les atomes sont situés sur les sites du réseau, ces substances sont de nature les plus dures et les plus réfractaires ;

2) réseau cristallin moléculaire : formé de substances avec des liaisons covalentes polaires et covalentes non polaires, il y a des molécules sur les sites du réseau, ces substances ont une faible dureté, sont fusibles et volatiles ;

3) réseau cristallin ionique : formés dans des substances avec une liaison ionique, il y a des ions sur les sites du réseau, ces substances sont solides, réfractaires, non volatiles, mais dans une moindre mesure que les substances avec un réseau atomique ;

4) réseau cristallin métallique : formé de substances avec liaison métallique, ces substances ont une conductivité thermique, une conductivité électrique, une malléabilité et un éclat métallique.

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A5. Substances simples et complexes. Principales classes de substances inorganiques. Nomenclature des composés inorganiques.

Substances simples et complexes.

Les substances simples sont formées d'atomes d'un élément chimique (hydrogène H 2, azote N 2 , fer Fe, etc.), substances complexes - atomes de deux ou plusieurs éléments chimiques (eau H 2 O – se compose de deux éléments (hydrogène, oxygène), acide sulfurique H 2 DONC 4 – formé d’atomes de trois éléments chimiques (hydrogène, soufre, oxygène)).

Principales classes de substances inorganiques, nomenclature.

Oxydes – substances complexes constituées de deux éléments dont l’un est l’oxygène à l’état d’oxydation -2.

Nomenclature des oxydes

Les noms des oxydes sont constitués des mots « oxyde » et du nom de l'élément dans génitif(indiquant l'état d'oxydation de l'élément en chiffres romains entre parenthèses) : CuO – oxyde de cuivre (II), N 2O5 – l'oxyde nitrique (V).

Caractère des oxydes :

IL	basique	amphotère	non salifiant	acide
métal	SO+1,+2	S.O.+2, +3, +4 amph. Moi – Be, Al, Zn, Cr, Fe, Mn		S.O.+5, +6, +7
non métallique			SO+1,+2 (sauf Cl 2 O)	SO+4,+5,+6,+7

Oxydes basiques former des métaux typiques avec du C.O. +1, +2 (Li 2 O, MgO, CaO, CuO, etc.). Les oxydes basiques sont appelés oxydes auxquels correspondent des bases.

Oxydes acidesformer des non-métaux avec S.O. plus de +2 et métaux avec S.O. +5 à +7 (SO 2, SeO 2, P 2 O 5, As 2 O 3, CO 2, SiO 2, CrO 3 et Mn 2 O 7 ). Les oxydes qui correspondent aux acides sont appelés acides.

Oxydes amphotèresformé de métaux amphotères avec C.O. +2, +3, +4 (BeO, Cr 2 O 3 , ZnO, Al 2 O 3 , GeO 2 , SnO 2 et PHO). Les oxydes qui présentent une dualité chimique sont appelés amphotères.

Oxydes non salifiants– oxydes non métalliques avec С.О.+1,+2 (СО, NO, N 2O, SiO).

Motifs ( hydroxydes basiques) - des substances complexes constituées de

Un ion métallique (ou ion ammonium) et un groupe hydroxyle (-OH).

Nomenclature des bases

Après le mot « hydroxyde », l'élément et son état d'oxydation sont indiqués (si l'élément présente un état d'oxydation constant, alors il peut ne pas être indiqué) :

KOH – hydroxyde de potassium

Cr(OH)2 – hydroxyde de chrome (II)

Les bases sont classées :

1) selon leur solubilité dans l'eau, les bases sont divisées en solubles (alcalis et NH 4 OH) et insolubles (toutes les autres bases) ;

2) selon le degré de dissociation, les bases sont divisées en fortes (alcalis) et faibles (toutes les autres).

3) par l'acidité, c'est-à-dire selon le nombre de groupes hydroxo pouvant être remplacés par des résidus acides : un acide (NaOH), deux acides, trois acides.

Hydroxydes acides (acides)- des substances complexes constituées d'atomes d'hydrogène et d'un résidu acide.

Les acides sont classés :

a) selon la teneur en atomes d'oxygène dans la molécule - en sans oxygène (H C l) et contenant de l'oxygène (H 2SO4);

b) par basicité, c'est-à-dire nombre d'atomes d'hydrogène pouvant être remplacés par un métal - monobasique (HCN), dibasique (H 2S) etc.;

c) selon la force électrolytique - en fort et faible. Les acides forts les plus couramment utilisés sont les solutions aqueuses diluées de HCl, HBr, HI, HNO. 3, H2S, HClO4.

Hydroxydes amphotèresformé d'éléments aux propriétés amphotères.

Sels - des substances complexes formées d'atomes métalliques combinés à des résidus acides.

Sels moyens (normaux)- le sulfure de fer(III).

Sels acides - les atomes d'hydrogène dans l'acide sont partiellement remplacés par des atomes métalliques. Ils sont obtenus en neutralisant une base avec un excès d'acide. Pour nommer correctement sel aigre, Il faut ajouter le préfixe hydro- ou dihydro- au nom d'un sel normal, selon le nombre d'atomes d'hydrogène inclus dans le sel acide.

Par exemple, KHCO 3 – bicarbonate de potassium, KH 2PO4 – dihydrogène orthophosphate de potassium

Il ne faut pas oublier que les sels d'acide peuvent former deux ou plusieurs acides basiques, à la fois des acides contenant de l'oxygène et des acides sans oxygène.

Sels basiques - les groupes hydroxyles de la base (OH− ) sont partiellement remplacés par des résidus acides. Appeler sel basique, il faut ajouter le préfixe hydroxo- ou dihydroxo- au nom d'un sel normal, selon le nombre de groupes OH inclus dans le sel.

Par exemple, (CuOH)2CO3 - hydroxycarbonate de cuivre (II).

Il ne faut pas oublier que les sels basiques ne peuvent former que des bases contenant deux ou plusieurs groupes hydroxo.

Sels doubles - ils contiennent deux cations différents ; ils sont obtenus par cristallisation à partir d'une solution mixte de sels avec des cations différents, mais les mêmes anions.

Sels mélangés - ils contiennent deux anions différents.

Sels hydratés ( cristaux hydratés ) - ils contiennent des molécules de cristallisationeau . Exemple : Na 2 SO 4 10H 2 O.