Vlastnosti v chémii pre oge. Demonštračné verzie OGE v chémii

Táto sekcia obsahuje všetky zbierky problémov v chémii, ktoré boli na OGE 2020, 2019, 2018, 2017, 2016, 2015 rôznych úrovní zložitosti. Po vypracovaní týchto testov si budete vedieť určiť úroveň prípravy na túto povinnú skúšku po 9. ročníku.

Žiaci končiaci 9. ročník v rokoch 2018-2020 akademický rok, rovnako ako minulý rok absolvujú OGE z chémie na svojich školách. Skúška bude prebiehať v troch etapách:

• predčasne (pre tých, ktorí majú nárok skoré doručenie);
• základné (pre väčšinu absolventov zo všetkých regiónov Ruskej federácie);
• dodatočný (septembrové opakovanie).

Harmonogram skúšok (predbežný):

Konštrukcia pozostáva z 2 blokov:

Skúška bez experimentu

Hlavnou časťou zjednodušenej verzie OGE v chémii budú testy. Všetky úlohy budú rozdelené do dvoch blokov:

Počas 120 minút (2 hodín) vyhradených na skúšku teda študenti budú musieť odpovedať na 22 otázok správnym vyplnením formulára OGE.

Skúška s experimentom

Absolventi špecializovaných tried, ktorí vyštudovali chémiu na pokročilej úrovni, budú musieť nielen odpovedať na testové otázky, ale aj vykonať reálny experiment (úloha č. 23). V modeli č. 2 z roku 2019 budú rozdelené úlohy:

Na dokončenie 23 úloh CMM úroveň profilu dostane dve hodiny a dvadsať minút.

Môže byť použité:

• neprogramovateľná kalkulačka;
• periodická tabuľka;
• elektrochemické napäťové série kovov;
• tabuľka rozpustnosti solí, kyselín a zásad vo vode;
• návrh.

Pri posudzovaní sa neberú do úvahy všetky poznámky k návrhu, takže si môžete bezpečne zapísať všetko potrebné na hárky a nebáť sa opraviť chyby.

Stupnica na prepočet primárneho skóre na hodnotenie sa môže v jednotlivých regiónoch Ruskej federácie líšiť. V roku 2019 FIPI odporúča nasledujúce rozsahy súladu:

Študenti, ktorí z akéhokoľvek dôvodu nedosiahnu hranicu 9 bodov, dostanú ešte 2 pokusy na opakovanie testu.

Hlavné obdobie

Dodatočné obdobie (septembrové podmienky)

Adresár obsahuje teoretický materiál v kurze chémie a testovacie úlohy, potrebné na prípravu na štátnu záverečnú certifikáciu OGE absolventov 9. ročníka všeobecnovzdelávacích organizácií. Teória kurzu je podaná stručnou a prístupnou formou. Každá časť je doplnená vzorovými testami. Praktické úlohy zodpovedajú formátu OGE. Poskytujú komplexnú predstavu o typoch úloh v skúške a ich stupni náročnosti. Na konci príručky sú uvedené odpovede na všetky úlohy, ako aj potrebné referenčné tabuľky.
Príručku môžu využiť žiaci pri príprave na Jednotnú štátnu skúšku a sebakontrolu a učiteľom pri príprave žiakov základných škôl na záverečnú atestáciu z chémie. Kniha je určená študentom, učiteľom a metodikom.

Jadro atómu. Nukleóny. Izotopy.
Atóm je najmenšia častica chemického prvku. Atómy sa dlho považovali za nedeliteľné, čo sa odráža aj v ich samotnom názve („atomos“ v gréčtine znamená „neprerezaný, nedeliteľný“). Experimentálne štúdie uskutočnené koncom 19. - začiatkom 20. storočia slávnymi fyzikmi W. Crookesom, W.K. Roentgen, A. Becquerel, J. Thomson, M. Curie, P. Curie, E. Rutherford a ďalší presvedčivo dokázali, že atóm je zložitý systém pozostávajúci z menších častíc, z ktorých prvé boli objavené elektrónmi. Koncom 19. stor. Zistilo sa, že niektoré látky pri silnom osvetlení vyžarujú lúče, ktoré boli prúdom negatívne nabitých častíc, ktoré sa nazývali elektróny (fenomén fotoelektrického javu). Neskôr sa zistilo, že existujú látky, ktoré spontánne vyžarujú nielen elektróny, ale aj iné častice, a to nielen pri osvetlení, ale aj v tme (fenomén rádioaktivity).

Autor: moderné nápady, v strede atómu je kladne nabitý atómové jadro, okolo ktorého sa negatívne nabité elektróny pohybujú po zložitých dráhach. Rozmery jadra sú veľmi malé – jadro je približne 100 000-krát menšie ako veľkosť samotného atómu. Takmer celá hmotnosť atómu je sústredená v jadre, pretože elektróny majú veľmi malú hmotnosť - sú 1837-krát ľahšie ako atóm vodíka (najľahší z atómov). Elektrón je najľahšia známa elementárna častica, jeho hmotnosť je len
9,11 10 -31 kg. Keďže elektrický náboj elektrónu (rovnajúci sa 1,60 10 -19 C) je najmenší zo všetkých známych nábojov, nazýva sa elementárny náboj.

Tlačidlami nad a pod „Kúpte si papierovú knihu“ a pomocou odkazu „Kúpiť“ si môžete kúpiť túto knihu s doručením po celom Rusku a podobné knihy po celom Rusku najlepšia cena v papierovej forme na webových stránkach oficiálnych internetových obchodov Labyrinth, Ozone, Bukvoed, Read-Gorod, Litres, My-shop, Book24, Books.ru.

Kliknutím na tlačidlo „Kúpiť a stiahnuť e-knihu“ si môžete túto knihu kúpiť v elektronickej forme v oficiálnom internetovom obchode litrov a potom si ju stiahnuť na webovej stránke litrov.

V tejto časti systematizujem analýzu problémov z OGE v chémii. Podobne ako v sekcii nájdete podrobné analýzy s návodom na riešenie typických úloh z chémie v 9. ročníku OGE. Pred rozborom každého bloku typických problémov uvádzam teoretické informácie, bez ktorých riešenie tohto zadania je nemožné. Teórie je len toľko, koľko stačí vedieť na úspešné splnenie úlohy na jednej strane. Na druhej strane som sa snažil teoretickú látku opísať zaujímavým a zrozumiteľným jazykom. Som si istý, že po absolvovaní školenia s využitím mojich materiálov nielen úspešne zložíte OGE z chémie, ale si tento predmet aj zamilujete.

Všeobecné informácie o skúške

OGE v chémii pozostáva z tričasti.

V prvej časti 15 úloh s jednou odpoveďou- je to prvá úroveň a úlohy v nej nie sú náročné, samozrejme za predpokladu, že máte základné znalosti z chémie. Tieto úlohy nevyžadujú výpočty, s výnimkou úlohy 15.

Druhá časť pozostáva z štyri otázky- v prvých dvoch - 16 a 17 musíte vybrať dve správne odpovede a v 18 a 19 korelovať hodnoty alebo tvrdenia z pravého stĺpca s ľavým.

Tretia časť je riešenie problémov. Pri 20 musíte vyrovnať reakciu a určiť koeficienty a pri 21 musíte vyriešiť problém s výpočtom.

Štvrtá časť - praktické, nie je náročná, ale treba byť opatrný a opatrný, ako vždy pri práci s chémiou.

Celková suma za prácu 140 minút.

Nižšie sú uvedené typické varianty úloh spolu s teóriou potrebnou na riešenie. Všetky úlohy sú tematické – oproti každej úlohe je uvedená téma pre všeobecné pochopenie.

• stupnica na prepočet primárneho skóre za vypracovanie skúškovej práce 2020 na známku na päťbodovej škále;
• stupnica na prepočet primárneho skóre za vypracovanie skúškovej práce 2019 na známku na päťbodovej škále;
• stupnica na prepočet primárneho skóre za vypracovanie skúškovej práce 2018 na známku na päťbodovej škále;
• stupnica na prepočet primárneho skóre za vypracovanie skúškovej práce 2017 na známku na päťbodovej škále;
• stupnica na prepočet primárneho skóre za vypracovanie skúškovej práce 2016 na známku na päťbodovej škále;
• stupnica na prepočet primárneho skóre za vypracovanie skúškovej práce z roku 2015 na známku na päťbodovej škále;
• stupnica na prepočet primárneho skóre za vypracovanie skúškovej práce z roku 2014 na známku na päťbodovej škále;
• stupnice na prepočet primárneho skóre za vypracovanie skúškovej práce z roku 2013 na známku na päťbodovej škále.

Zmeny v demo verziách OGE v chémii

V roku 2015 v demo verzie OGE v chémii bol štruktúra možností bola zmenená:

• Opcia sa začala skladať Dva kusy.
• Číslovanieúlohy sa stali cez v celej verzii bez označenia písmen A, B, C.
• Formulár na zaznamenávanie odpovede v úlohách s možnosťou výberu odpovedí bol zmenený: odpoveď je teraz potrebné zapísať číslo s číslom správnej odpovede(nezakrúžkované).

Od roku 2014 demonštračné verzie OGE v chémii prezentované dva modely. Tieto modely meniť iba v úlohách zameraných na prax poslednej časti, Model 1 je navyše podobný práci z predchádzajúcich rokov a model 2 zabezpečuje implementáciu skutočný chemický experiment (úlohy C3, C4 vo verzii 2014 a úlohy 22,23 vo verziách 2015-2016). Na zorganizovanie a uskutočnenie skutočného chemického experimentu v modeli 2 vyvinul Federálny inštitút pre pedagogické merania metodické materiály. Výber modelu skúšky vykonávajú vzdelávacie orgány zakladajúcich subjektov Ruskej federácie.

IN demo verzie OGE 2016-2019 v chémii v porovnaní s demo možnosťami z roku 2015 nenastali žiadne zmeny.

Predstavený bol až v roku 2020 jeden model demonštračnej verzie OGE v chémii, v ktorom vo vzťahu k predchádzajúcemu roku 2019 došlo k nasledovnému zmeny:

• zvýšená podiel úloh s odpoveďami s viacerými možnosťami (6, 7, 12, 14, 15);
• zvýšená podiel úloh na vytvorenie súladu medzi pozíciami dvoch súborov (10, 13, 16);
• pridaná úloha 1, poskytovanie testovania schopnosti pracovať s textovými informáciami;
• V Časť 2 obsahovala úlohu 21, zameraný na testovanie pochopenia existencie vzťahu medzi rôznymi triedami anorganických látok a rozvoj schopnosti zostavovať reakčné rovnice, ktoré tento vzťah odrážajú. Ďalšou ovládanou zručnosťou je schopnosť písať rovnice pre reakcie výmeny iónov, najmä skrátenú iónovú rovnicu;
• pridané povinné praktická časť, ktorá obsahuje dve úlohy: 23 a 24:
  • V úloha 23 z navrhovaného zoznamu bolo potrebné vybrať dve látky, ktorých interakcia odráža chemické vlastnosti látky špecifikovanej v podmienke úlohy, a vytvoriť s nimi dve reakčné rovnice;
  • V úloha 24 bolo potrebné uskutočniť dve reakcie zodpovedajúce zostaveným reakčným rovniciam.

Úloha 1. Štruktúra atómu. Štruktúra elektronických obalov atómov prvých 20 prvkov periodického systému D.I. Mendelejeva.

Úloha 2. Periodický zákon a periodický systém chemické prvky DI. Mendelejev.

Úloha 3.Štruktúra molekúl. Chemická väzba: kovalentná (polárna a nepolárna), iónová, kovová.

Úloha 4.

Úloha 5. Jednoduché a zložité látky. Hlavné triedy anorganických látok. Názvoslovie anorganických zlúčenín.

Stiahnuť ▼:

Náhľad:

Cvičenie 1

Štruktúra atómu. Štruktúra elektronických obalov atómov prvých 20 prvkov periodického systému D.I. Mendelejeva.

Ako určiť počet elektrónov, protónov a neutrónov v atóme?

1. Počet elektrónov sa rovná atómovému číslu a počtu protónov.
2. Počet neutrónov sa rovná rozdielu medzi hmotnostným číslom a atómovým číslom.

Fyzický význam sériového čísla, čísla periódy a čísla skupiny.

1. Atómové číslo sa rovná počtu protónov a elektrónov a náboju jadra.
2. Číslo skupiny A sa rovná počtu elektrónov vo vonkajšej vrstve (valenčné elektróny).

Maximálny počet elektrónov v úrovniach.

Maximálny počet elektrónov na úrovniach je určený vzorcom N = 2 n2.

Úroveň 1 – 2 elektróny, úroveň 2 – 8, úroveň 3 – 18, úroveň 4 – 32 elektrónov.

Zvláštnosti plnenia elektronických obalov prvkov skupín A a B.

Pre prvky skupiny A vyplňujú poslednú vrstvu valenčné (vonkajšie) elektróny a pre prvky skupiny B vonkajšiu vrstvu elektrónov a čiastočne vonkajšiu vrstvu.

Oxidačné stavy prvkov vo vyšších oxidoch a prchavých zlúčeninách vodíka.

skupiny								VIII
S.O. vo vyššom oxide = + č. gr
Vyšší oxid	R20		R203	RО 2	R205	RO 3	R207	RO 4
S.O. v sieti LAN = č. gr - 8
LAN				H 4 R	H 3 R	H 2 R

Štruktúra elektronických obalov iónov.

Katión má menej elektrónov na náboj, zatiaľ čo anióny majú viac elektrónov na náboj.

Napríklad:

Cca 0 - 20 elektrónov, Ca2+ - 18 elektrónov;

S 0 - 16 elektrónov, S 2- - 18 elektrónov.

Izotopy.

Izotopy sú druhy atómov toho istého chemického prvku, ktoré majú rovnaký počet elektrónov a protónov, ale rôzne atómové hmotnosti (rôzne počty neutrónov).

Napríklad:

Elementárne častice	Izotopy
	40 Ca	42Ca

Je potrebné mať možnosť používať tabuľku D.I. Mendelejevovi určiť štruktúru elektronických obalov atómov prvých 20 prvkov.

Náhľad:

http://mirhim.ucoz.ru

A 2. B 1.

Periodický zákon a periodický systém chemických prvkov D.I. Mendelejev

Vzorce zmeny chemické vlastnosti prvky a ich spojenia v súvislosti s ich polohou v periodická tabuľka chemické prvky.

Fyzický význam sériového čísla, čísla periódy a čísla skupiny.

Atómové (poradové) číslo chemického prvku sa rovná počtu protónov a elektrónov a náboju jadra.

Číslo periódy sa rovná počtu vyplnených elektronických vrstiev.

Číslo skupiny (A) sa rovná počtu elektrónov vo vonkajšej vrstve (valenčné elektróny).

Formy existencie chemické prvky a ich vlastnosti		Zmeny vlastníctva
		V hlavných podskupinách (zhora nadol)	V obdobiach (zľava doprava)
Atómy	Jadrový náboj	Zvyšuje	Zvyšuje
	Počet úrovní energie	Zvyšuje	Nemení sa = číslo obdobia
	Počet elektrónov na vonkajšej úrovni	Nemení sa = číslo obdobia	Zvyšuje
	Atómový polomer	Pribúdajú	Znižuje sa
	Obnovujúce vlastnosti	Pribúdajú	klesajú
	Oxidačné vlastnosti	Znižuje sa	Pribúdajú
	Najvyšší pozitívny oxidačný stav	Konštanta = číslo skupiny	Zvyšuje sa z +1 na +7 (+8)
	Najnižší oxidačný stav	Nezmení sa = (8-číslo skupiny)	Zvyšuje sa z -4 na -1
Jednoduché látky	Kovové vlastnosti	Zvyšuje	klesajú
	Nekovové vlastnosti	klesajú	Zvyšuje
Spojenia prvkov	Povaha chemických vlastností vyšší oxid a vyšší hydroxid	Posilnenie zásaditých vlastností a oslabenie kyslých vlastností	Posilnenie kyslých vlastností a oslabenie zásaditých vlastností

Náhľad:

http://mirhim.ucoz.ru

A 4

Oxidačný stav a valencia chemických prvkov.

Oxidačný stav– podmienený náboj atómu v zlúčenine vypočítaný za predpokladu, že všetky väzby v tejto zlúčenine sú iónové (to znamená, že všetky väzbové elektrónové páry sú úplne posunuté smerom k atómu elektronegatívnejšieho prvku).

Pravidlá na určenie oxidačného stavu prvku v zlúčenine:

• S.O. voľných atómov a jednoduchých látok je nula.
• Súčet oxidačných stavov všetkých atómov v komplexnej látke je nula.
• Kovy majú len kladné S.O.
• S.O. atómy alkalických kovov (I(A) skupina) +1.
• S.O. atómy kovov alkalických zemín (II (A) skupina)+2.
• S.O. atómy bóru, hliník +3.
• S.O. atómy vodíka +1 (v hydridoch alkalických kovov a kovov alkalických zemín –1).
• S.O. atómy kyslíka –2 (výnimky: v peroxidoch –1, v OF 2 + 2).
• S.O. Vždy je tam 1 atóm fluóru.
• Oxidačný stav monatomického iónu zodpovedá náboju iónu.
• Najvyššia (maximálna, kladná) S.O. prvok sa rovná číslu skupiny. Toto pravidlo neplatí pre prvky vedľajšej podskupiny prvej skupiny, ktorých oxidačné stavy zvyčajne presahujú +1, ako aj pre prvky vedľajšej podskupiny skupiny VIII. Prvky kyslík a fluór tiež nevykazujú svoje najvyššie oxidačné stavy rovné číslu skupiny.
• Najnižšia (minimálna, negatívna) S.O. pre nekovové prvky sa určuje podľa vzorca: číslo skupiny -8.

* S.O. - oxidačný stav

Valencia atómuje schopnosť atómu vytvárať určitý počet chemických väzieb s inými atómami. Valence nemá žiadne znamenie.

Valenčné elektróny sa nachádzajú na vonkajšej vrstve prvkov skupín A, na vonkajšej vrstve a d - podúrovni predposlednej vrstvy prvkov skupín B.

Valencie niektorých prvkov (označené rímskymi číslicami).

trvalé		premenných
ON	valencia	ON	valencia
H, Na, K, Ag, F		Cl, Br, I	I (III, V, VII)
Be, Mg, Ca, Ba, O, Zn		Cu, Hg	II, I
Al, V			II, III
			II, IV, VI
			II, IV, VII
			III, VI
			Ja - V
			III, V
		C, Si	IV (II)

Príklady určenia valencie a S.O. atómy v zlúčeninách:

Vzorec	Valence	S.O.	Štruktúrny vzorec látky
	N III		N N
NF 3	N III, F I	N+3, F-1	F-N-F
NH 3	N III, N I	N-3, N+1	N - N - N
H202	H I, O II	H+1, O-1	H-O-O-H
OF 2	O II, F I	O +2, F –1	F-O-F
*CO	C III, O III	C +2, O -2	Atóm „C“ zdieľal dva elektróny a elektronegatívny atóm „O“ pritiahol dva elektróny k sebe: „C“ nebude mať na vonkajšej úrovni vytúžených osem elektrónov – štyri vlastné a dva spoločné s atómom kyslíka. Atóm „O“ bude musieť preniesť jeden zo svojich voľných elektrónových párov na všeobecné použitie, t.j. pôsobiť ako darca. Akceptorom bude atóm „C“.

Náhľad:

A3. Štruktúra molekúl. Chemická väzba: kovalentná (polárna a nepolárna), iónová, kovová.

Chemické väzby sú sily interakcie medzi atómami alebo skupinami atómov, čo vedie k tvorbe molekúl, iónov, voľné radikály, ako aj iónové, atómové a kovové kryštálové mriežky.

Kovalentná väzbaje väzba, ktorá vzniká medzi atómami s rovnakou elektronegativitou alebo medzi atómami s malým rozdielom hodnôt elektronegativity.

Kovalentná nepolárna väzba vzniká medzi atómami rovnakých prvkov – nekovov. Kovalentná nepolárna väzba vzniká, ak je látka jednoduchá, napr. O2, H2, N2.

Polárna kovalentná väzba vzniká medzi atómami rôznych prvkov - nekovov.

Polárna kovalentná väzba vzniká, ak je látka komplexná, napríklad SO 3, H20, HCl, NH3.

Kovalentné väzby sú klasifikované podľa mechanizmu tvorby:

mechanizmus výmeny (v dôsledku zdieľaných elektrónových párov);

donor-akceptor (atóm donora má voľný elektrónový pár a zdieľa ho s iným akceptorovým atómom, ktorý má voľný orbitál). Príklady: amónny ión NH 4+, oxid uhoľnatý CO.

Iónová väzba vytvorené medzi atómami, ktoré sa značne líšia v elektronegativite. Typicky, keď sa kombinujú kovové a nekovové atómy. Toto je spojenie medzi rôzne infikovanými iónmi.

Čím väčší je rozdiel v EO atómov, tým je väzba iónovejšia.

Príklady: oxidy, halogenidy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, všetky soli (vrátane amónnych solí), všetky alkálie.

Pravidlá určovania elektronegativity pomocou periodickej tabuľky:

1) zľava doprava cez periódu a zdola nahor cez skupinu sa zvyšuje elektronegativita atómov;

2) najviac elektronegatívnym prvkom je fluór, pretože vzácne plyny majú úplnú vonkajšiu úroveň a nemajú tendenciu dávať ani prijímať elektróny;

3) atómy nekovov sú vždy elektronegatívnejšie ako atómy kovov;

4) vodík má nízku elektronegativitu, hoci sa nachádza v hornej časti periodickej tabuľky.

Kovové spojenie– vzniká medzi atómami kovov vďaka voľným elektrónom, ktoré držia kladne nabité ióny v kryštálovej mriežke. Ide o väzbu medzi kladne nabitými kovovými iónmi a elektrónmi.

Látky molekulárnej štruktúrymajú molekulárnu kryštálovú mriežku,nemolekulárna štruktúra– atómová, iónová alebo kovová kryštálová mriežka.

Typy kryštálových mriežok:

1) atómová kryštálová mriežka: vzniká v látkach s kovalentnými polárnymi a nepolárnymi väzbami (C, S, Si), atómy sa nachádzajú na miestach mriežky, tieto látky sú v prírode najtvrdšie a najviac žiaruvzdorné;

2) molekulová kryštálová mriežka: tvorená látkami s kovalentnými polárnymi a kovalentnými nepolárnymi väzbami, na miestach mriežky sú molekuly, tieto látky majú nízku tvrdosť, sú taviteľné a prchavé;

3) iónová kryštálová mriežka: vzniká v látkach s iónovou väzbou, na miestach mriežky sú ióny, tieto látky sú pevné, žiaruvzdorné, neprchavé, ale v menšej miere ako látky s atómovou mriežkou;

4) kovová kryštálová mriežka: vytvorená v látkach s kovová väzba, tieto látky majú tepelnú vodivosť, elektrickú vodivosť, kujnosť a kovový lesk.

Náhľad:

http://mirhim.ucoz.ru

A5. Jednoduché a zložité látky. Hlavné triedy anorganických látok. Názvoslovie anorganických zlúčenín.

Jednoduché a zložité látky.

Jednoduché látky sú tvorené atómami jedného chemického prvku (vodík H 2, dusík N2 , železo Fe atď.), komplexné látky - atómy dvoch alebo viacerých chemických prvkov (voda H 2 O – pozostáva z dvoch prvkov (vodík, kyslík), kyseliny sírovej H 2 SO 4 – tvorený atómami troch chemických prvkov (vodík, síra, kyslík)).

Hlavné triedy anorganických látok, nomenklatúra.

Oxidy – komplexné látky pozostávajúce z dvoch prvkov, z ktorých jedným je kyslík v oxidačnom stave -2.

Nomenklatúra oxidov

Názvy oxidov pozostávajú zo slov "oxid" a názvu prvku v genitív(označenie oxidačného stavu prvku rímskymi číslicami v zátvorkách): CuO – oxid meďnatý, N 205 - oxid dusnatý (V).

Charakter oxidov:

ON	základné	amfotérny	nesolnotvorný	kyselina
kov	S.O.+1,+2	S.O.+2, +3, +4 amph. Me – Be, Al, Zn, Cr, Fe, Mn		S.O.+5, +6, +7
nekovové			S.O.+1,+2 (okrem Cl20)	S.O.+4,+5,+6,+7

Zásadité oxidy tvoria typické kovy s C.O. +1, +2 (Li 2 O, MgO, CaO, CuO atď.). Zásadité oxidy sa nazývajú oxidy, ktorým zodpovedajú zásady.

Kyslé oxidytvoria nekovy s S.O. viac ako +2 a kovy s S.O. +5 až +7 (SO 2, Se02, P205, As203, CO2, Si02, Cr03 a Mn207 ). Oxidy, ktoré zodpovedajú kyselinám, sa nazývajú kyslé.

Amfotérne oxidytvorené amfotérnymi kovmi s C.O. +2, +3, +4 (BeO, Cr 203, ZnO, Al203, Ge02, Sn02 a PHO). Oxidy, ktoré vykazujú chemickú dualitu, sa nazývajú amfotérne.

Nesolitvorné oxidy– oxidy nekovov s С.О.+1,+2 (СО, NO, N 20, SiO).

Dôvody ( zásadité hydroxidy) - zložité látky, ktoré pozostávajú z

Kovový ión (alebo amónny ión) a hydroxylová skupina (-OH).

Názvoslovie základov

Za slovom „hydroxid“ je uvedený prvok a jeho oxidačný stav (ak prvok vykazuje konštantný oxidačný stav, nemusí byť uvedený):

KOH – hydroxid draselný

Cr(OH)2 - hydroxid chrómový (II).

Základy sú klasifikované:

1) podľa ich rozpustnosti vo vode sa zásady delia na rozpustné (alkálie a NH 4 OH) a nerozpustné (všetky ostatné zásady);

2) podľa stupňa disociácie sa bázy delia na silné (zásady) a slabé (všetky ostatné).

3) kyslosťou, t.j. podľa počtu hydroxoskupín, ktoré môžu byť nahradené kyslými zvyškami: jednokyslé (NaOH), dvojkyslé, trojkys.

Kyslé hydroxidy (kyseliny)- zložité látky, ktoré pozostávajú z atómov vodíka a zvyšku kyseliny.

Kyseliny sa delia na:

a) podľa obsahu atómov kyslíka v molekule - na bezkyslíkaté (H C l) a s obsahom kyslíka (H 2S04);

b) zásaditosťou, t.j. počet atómov vodíka, ktoré je možné nahradiť kovom - jednosýtny (HCN), dvojsýtny (H 2 S) atď.;

c) podľa elektrolytickej sily - na silné a slabé. Najčastejšie používané silné kyseliny sú zriedené vodné roztoky HCl, HBr, HI, HNO 3, H2S, HC104.

Amfotérne hydroxidytvorené prvkami s amfotérnymi vlastnosťami.

Soli - zložité látky tvorené atómami kovov spojenými s kyslými zvyškami.

Stredné (normálne) soli- sulfid železitý.

Kyslé soli - atómy vodíka v kyseline sú čiastočne nahradené atómami kovu. Získavajú sa neutralizáciou zásady nadbytkom kyseliny. Aby som správne pomenoval kyslá soľ, K názvu normálnej soli je potrebné pridať predponu hydro- alebo dihydro- v závislosti od počtu atómov vodíka obsiahnutých v soli kyseliny.

Napríklad KHCO 3 – hydrogénuhličitan draselný, KH 2PO 4 - dihydrogenortofosforečnan draselný

Je potrebné mať na pamäti, že kyslé soli môžu tvoriť dve alebo viac zásaditých kyselín, a to ako kyseliny obsahujúce kyslík, tak aj kyseliny bez kyslíka.

Zásadité soli - hydroxylové skupiny zásady (OH− ) sú čiastočne nahradené kyslými zvyškami. Pomenovať zásaditá soľ, k názvu normálnej soli je potrebné pridať predponu hydroxo- alebo dihydroxo- v závislosti od počtu OH skupín obsiahnutých v soli.

Napríklad (CuOH)2C03 - hydroxykarbonát meďnatý (II).

Je potrebné mať na pamäti, že zásadité soli môžu tvoriť iba zásady obsahujúce dve alebo viac hydroxoskupín.

Dvojité soli - obsahujú dva rôzne katióny, získavajú sa kryštalizáciou zo zmiešaného roztoku solí s rôznymi katiónmi, ale rovnakými aniónmi.

Zmiešané soli - obsahujú dva rôzne anióny.

Hydratačné soli ( kryštál hydratuje ) - obsahujú kryštalizačné molekulyvoda . Príklad: Na2S04 10H20.