Химия 9 класс: реакции, диссоциация, ОВР — уроки и опыты онлайн

Классификация химических реакций

Одну и ту же реакцию классифицируют сразу по нескольким признакам:

Пример полной характеристики — синтез аммиака: N₂ + 3H₂ ⇄ 2NH₃. Это реакция соединения, экзотермическая, обратимая, окислительно-восстановительная, каталитическая (катализатор — железо) и гомогенная: все вещества — газы. Подробнее — типы химических реакций и тепловой эффект реакции.

Скорость химической реакции и химическое равновесие

Скорость химической реакции — изменение количества или концентрации вещества за единицу времени. От чего она зависит:

• природа веществ — магний с соляной кислотой реагирует бурно, цинк спокойнее, железо медленно;
• концентрация — в более концентрированной кислоте металл растворяется быстрее;
• температура — при нагревании на каждые 10 °C скорость многих реакций растёт в 2–4 раза (правило Вант-Гоффа);
• площадь соприкосновения — порошок реагирует быстрее, чем кусок;
• катализатор — ускоряет реакцию и сам не расходуется.

Опыты на скорость химической реакции видны наглядно: в свободном режиме лаборатории опустите магний, цинк и железо в соляную кислоту и сравните, как выделяется газ; повторите с уксусной кислотой — слабая кислота реагирует медленнее; нагрейте пробирку на спиртовке — газ пойдёт быстрее. Роль катализатора — оксида марганца(IV) — видна в опыте получение кислорода.

Обратимые реакции идут в обе стороны и приходят к химическому равновесию, когда скорости прямой и обратной реакций равны. Сместить равновесие можно, изменив концентрацию, температуру или давление (принцип Ле Шателье). Подробно — скорость химической реакции и химическое равновесие.

Электролитическая диссоциация

Электролитическая диссоциация — распад электролита на ионы при растворении в воде или расплавлении. Электролиты — вещества, растворы или расплавы которых проводят ток: кислоты, щёлочи, соли. Неэлектролиты ток не проводят: сахар, спирт, кислород.

По теории С. Аррениуса электролиты в растворе распадаются на положительные ионы — катионы и отрицательные — анионы, и с этой точки зрения:

• кислоты образуют катионы водорода: HCl → H⁺ + Cl⁻;
• щёлочи — гидроксид-ионы: NaOH → Na⁺ + OH⁻;
• соли — катионы металла и анионы кислотного остатка: Al₂(SO₄)₃ → 2Al³⁺ + 3SO₄²⁻.

Сильные электролиты диссоциируют практически полностью: HCl, H₂SO₄, HNO₃, щёлочи, почти все растворимые соли. Слабые — частично: CH₃COOH, H₂CO₃, H₂S, NH₃·H₂O. Ионы H⁺ и OH⁻ обнаруживают индикаторами. Теория и ступенчатая диссоциация — на странице электролитическая диссоциация.

Ионные уравнения реакций

Реакции ионного обмена в растворах идут до конца, если образуется осадок, газ или малодиссоциирующее вещество, чаще всего вода. Как составить ионное уравнение:

Сокращённое уравнение показывает суть реакции: любая растворимая соль бария даст белый осадок с любым растворимым сульфатом. Нейтрализация сильной кислоты щёлочью всегда сводится к H⁺ + OH⁻ → H₂O, а реакция растворимых карбонатов с сильными кислотами — к CO₃²⁻ + 2H⁺ → CO₂↑ + H₂O. Растворимость проверяют по таблице растворимости, больше примеров — ионные уравнения реакций. Белый осадок сульфата бария можно получить в свободном режиме лаборатории из растворов хлорида бария и сульфата натрия.

Окислительно-восстановительные реакции и электронный баланс

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР) идут с изменением степеней окисления. Восстановитель отдаёт электроны и при этом окисляется, окислитель принимает электроны и восстанавливается. Типичные восстановители — металлы, водород, углерод; типичные окислители — кислород, галогены, азотная кислота.

Пример — железо в растворе медного купороса: Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu. Железо отдаёт два электрона, медь их принимает:

Fe⁰ − 2e⁻ → Fe⁺² (восстановитель, окисление)
Cu⁺² + 2e⁻ → Cu⁰ (окислитель, восстановление)

Метод электронного баланса нужен, когда коэффициенты не очевидны: число отданных электронов должно равняться числу принятых. Алюминий с хлоридом меди(II): Al⁰ − 3e⁻ → Al⁺³ | ×2, Cu⁺² + 2e⁻ → Cu⁰ | ×3; наименьшее общее кратное — 6, отсюда 2Al + 3CuCl₂ → 2AlCl₃ + 3Cu.

Медный налёт на железе можно получить в опыте «Железо и медный купорос». Алгоритм — окислительно-восстановительные реакции, правила определения степеней окисления — степень окисления.

Гидролиз солей

Гидролиз соли — обменное взаимодействие ионов соли с водой, из-за которого раствор становится кислым или щелочным. Среду определяют по тому, какими основанием и кислотой образована соль:

Карбонат натрия гидролизуется по аниону: CO₃²⁻ + H₂O ⇄ HCO₃⁻ + OH⁻, в молекулярном виде — Na₂CO₃ + H₂O ⇄ NaHCO₃ + NaOH. Ионы OH⁻ окрашивают фенолфталеин в малиновый цвет. Это легко проверить в свободном режиме: капните фенолфталеин в раствор соды, а универсальный индикатор — в раствор хлорида алюминия или медного купороса. Подробно — гидролиз солей.

Металлы и неметаллы: свойства, ряд активности металлов

У металлов на внешнем слое мало электронов, они их отдают и проявляют свойства восстановителей. Что можно предсказать по ряду активности металлов:

• щелочные металлы, кальций и барий реагируют с водой уже при комнатной температуре: 2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑; магний — только с горячей водой;
• металлы левее водорода вытесняют его из растворов соляной и разбавленной серной кислот: Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑, а медь и серебро — нет;
• более активный металл вытесняет менее активный из раствора его соли: Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu.

Неметаллы находятся в правой верхней части таблицы и чаще принимают электроны. В 9 классе проходят галогены (хлор: Cl₂ + 2KBr → 2KCl + Br₂ — более активный галоген вытесняет менее активный), кислород и серу (сера → SO₂ → H₂SO₄), азот и фосфор (азот: аммиак, азотная кислота), углерод и кремний (углерод: качественная реакция на углекислый газ CO₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + H₂O). Таблицы реакций — на странице химические свойства металлов, правила работы с рядом — ряд активности металлов.

Тема «Металлы» 9 класса: 11 уроков онлайн

Каждый урок — короткая теория, опыт или практика и три вопроса для самопроверки.

1. Положение металлов в периодической системе — где проходит граница металлов и неметаллов.
2. Металлическая связь — «электронный газ» и кристаллическая решётка.
3. Физические свойства металлов — блеск, проводимость, пластичность.
4. Сплавы — сталь, чугун, бронза.
5. Реакции с неметаллами — с кислородом, серой, хлором.
6. Реакции с водой — активные и неактивные металлы, опыт «натрий и вода».
7. Реакции с кислотами — какие металлы вытесняют водород.
8. Реакции с солями — вытеснение по ряду, опыт «железо и медный купорос».
9. Щелочные металлы — элементы IA группы и окраска пламени.
10. Алюминий — оксидная плёнка и амфотерность.
11. Железо — соединения Fe²⁺ и Fe³⁺.

Практические и лабораторные работы 9 класса онлайн

Практические работы 9 класса — в основном экспериментальные задачи: распознать вещества, осуществить превращения, получить газ и доказать его. Что можно отработать в виртуальной лаборатории:

• Реакции ионного обмена и качественные реакции на ионы — иодид-ион с нитратом серебра (опыт), ионы железа(III) с роданидом (опыт), ионы меди(II) со щёлочью (опыт). Реактивы и признаки — качественные реакции.
• Получение углекислого газа и изучение его свойств — мрамор с кислотой, горящая лучина гаснет (опыт): CaCO₃ + 2HCl → CaCl₂ + CO₂↑ + H₂O.
• Получение аммиака — нагрейте хлорид аммония со щёлочью в свободном режиме, появится резкий запах: NH₄Cl + NaOH → NaCl + NH₃↑ + H₂O при нагревании.
• Экспериментальные задачи по теме «Металлы» — натрий и вода (опыт), вытеснение меди железом (опыт), амфотерность гидроксида алюминия (опыт), окраска пламени (опыт).

В отчёте к каждой реакции обмена добавляют полное и сокращённое ионные уравнения. Перечень работ по классам — лабораторные работы по химии.

Подготовка к ОГЭ по химии в 9 классе

ОГЭ по химии в 9 классе сдают по выбору, и опирается он на курс 8–9 классов. Сначала закройте пробелы 8 класса, затем отработайте ионные уравнения и ОВР, а ближе к экзамену решайте варианты в формате демоверсии ФИПИ текущего года. Темы, опыты для тренажёра и таблицы — на странице ОГЭ по химии.

Химия по классам

Следующий шаг — органическая химия 10 класса. Все классы и экзамены:

• 7 классвведение в химию
• 8 классатомы, формулы, реакции
• 9 классОВР, ионы, металлы
• 10 классорганическая химия
• 11 классобщая химия, ЕГЭ
• Агроклассыпочва и удобрения
• ОГЭзадания и эксперимент
• ЕГЭтеория по заданиям

Проведите опыт онлайн

Эти опыты есть в виртуальной лаборатории: запустите прямо здесь или откройте на весь экран.

Читайте также

• Химия 8 класс: все темы кратко, опыты и практические работы онлайн
• Химия 10 класс: органическая химия онлайн (базовый и углублённый)
• ОГЭ по химии: задания, теория и химический эксперимент онлайн
• Электролитическая диссоциация
• Ионные уравнения реакций
• Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)
• Электрохимический ряд активности металлов
• Гидролиз солей

Частые вопросы