Химия огэ все что нужно знать. Личный опыт: как сдать ОГЭ по химии
Для кого предназначены эти тесты?
Данные материалы предназначены для школьников, готовящихся к ОГЭ-2018 по химии . Их также можно использовать для самоконтроля при изучении школьного курса химии. Каждый посвящен определенной теме, которая встретится девятикласснику на экзамене. Номер теста - это номер соответствующего задания в бланке ОГЭ.
Как устроены тематические тесты?
Будут ли на этом сайте публиковаться другие тематические тесты?
Безусловно! Я планирую разместить тесты по 23 темам, по 10 заданий в каждом. Следите за обновлениями!
Что еще есть на этом сайте для готовящихся к ОГЭ-2018 по химии?
Вам кажется, что чего-то не хватает? Вам хотелось бы расширить какие-то разделы? Нужны какие-то новые материалы? Что-то надо исправить? Нашли ошибки?
Успехов всем готовящимся к ОГЭ и ЕГЭ!
Основной государственный экзамен по химии – один из необязательных экзаменов, который ученики девятых классов могут сдавать в числе других предметов, выбираемых по своему усмотрению. Это довольно сложный предмет, поэтому его выбирает небольшое число школьников, которые планируют учиться в профильных классах или поступать в другие учебные заведения на специальности, связанные с медицинской, химической отраслью, сферой строительства или пищевой промышленности.
Федеральным институтом педагогических измерений (ФИПИ) не предусмотрено никаких изменений для ОГЭ по химии на 2018 год: контрольно-измерительные материалы (КИМ) сохранят содержание и структуру, аналогичную материалам прошлых лет. Они призваны проверить знание учащихся по программе, пройденной в 8-9 классах: методы изучения химических явлений и веществ, базовые понятия органической и неорганической химии, задачи по расчету химических реакций и другие разделы школьной программы.
Для ОГЭ предусмотрено две модели работы №1 и № 2, на выполнение которых регламентом выделено 120 и 180 минут соответственно (для модели второго типа добавлено 60 минут на проведение и описание химического эксперимента). При этом рекомендовано распределять общий объем времени на выполнение заданий следующим образом:
- по 3-8 минут – для ответов на каждый из вопросов первой части;
- по 12-17 минут – для ответов на каждый из вопросов второй части.
В процессе экзамена школьникам разрешено пользоваться калькулятором, не оснащенным функцией программирования расчетов, и следующими вспомогательными материалами:
- периодической системой химических элементов Менделеева;
- электрохимическим рядом напряжений металлов;
- таблицей растворимости кислот, солей и оснований в воде.
Предметы, справочную литературу, телефоны и другие объекты, которые не значатся в перечне разрешенных, проносить с собой на экзамен запрещается. При их обнаружении или других нарушениях регламента проведения ОГЭ ученик будет удален из класса, а экзаменационная работа не засчитается.
Для проведения ОГЭ по химии в 2018 году Рособрнадзором установлены следующие даты:
- 27 апреля – день досрочной сдачи (с резервным днем 7 мая);
- 7 июня – день основной сдачи (с резервным днем 22 июня);
- 12 сентября – день дополнительной сдачи (с резервным днем 20 сентября).
Структура КИМа
Как и прежде, в 2018 году билеты ОГЭ по химии 9 класса включают теоретическую и практическую части. Теоретическая часть предусмотрена для проверки знания девятиклассниками базовых формул и определений органической и неорганической химии, которые нужно использовать в последствии для решения заданий из практической части. Последняя разработана, чтобы проверить способность учеников проводить окислительно-восстановительные и ионно-обменные реакции, понимание взаимосвязей между различными классами веществ, молярной массы и объема веществ.
Структурно каждый билет можно разделить на две части:
- Первая часть включает 19 заданий, из которых вопросы 1-15 представлены в виде базовых тестов, а 16-19 относятся к категории вопросов повышенной сложности. Для ответов на эти вопросы требуется поставить цифру, последовательность цифр или слово в экзаменационном бланке.
- Вторая часть состоит из 3 или 4 заданий для модели КИМов №1 и № 2 соответственно, которые требуют развернутого ответа, подкрепленного уравнениями реакций и химическими расчетами. Для модели КИМов №2 требуется провести практический опыт под наблюдением членов экзаменационной комиссии и записать его результаты.
Оценивание работы
Чтобы оценить знания девятиклассников в зависимости от уровня подготовки задания в билетах сгруппированы по трем уровням: простые, повышенной и высокой сложности. Максимальный бал, который можно получить за ОГЭ по химии в 9 классе зависит от выбранной модели экзамена:
- 34 балла для модели №1, из которых 15 (44,1%) – за решение базовой части, 8 (23,5%) – по вопросам повышенной сложности и 11 – по самым сложным задачам;
- 38 баллов для модели №2, из которых 15 (39,5%) по базовым тестам, 8 (21%) – по вопросам повышенной сложности и 15 (39,5%) – по наиболее сложным заданиям.
Большая часть учеников сдает в 9 классе ОГЭ по химии по модели №1, за которую можно получить максимум 34 балла. Для этого варианта предусмотрена следующая система перевода в оценки по пятибалльной шкале:
- 0-8 баллов – двойка;
- 9-17 баллов – тройка;
- 18-26 баллов – четверка;
- 27-34 балла – пятерка.
Минимальный порог для сдачи ОГЭ по химии – 9 баллов, для получения которых достаточно ответить на первые девять вопросов билета. Но девятиклассникам, которые будут продолжать обучение в профильном классе, необходимо получить не менее 23 баллов.
Подготовка к ОГЭ
Чтобы подготовиться к сдаче ОГЭ по химии можно заняться самоподготовкой, дополнительно работать с репетитором или посещать соответствующие курсы.
Для школьников, которые выбирают вариант самостоятельной подготовки пригодятся следующие рекомендации:
- Использовать учебные и справочные пособия, в которых представлена информация в рамках школьной программы.
- Повторять материал нужно начиная с простых тем (изучаемых в 8 классе) и постепенно продвигаться к более сложному материалу.
- Просматривать видеоуроки для освоения химических опытов и реакций. При этом важно выбирать те варианты, в которых детально описывается каждый этап процесса и полученные реакции.
- Проработать основные химические формулы, чтобы освежить память и при необходимости восполнить пробелы в знаниях.
- Завести конспект, где записывать материал по подготовке к ОГЕ в понятной для себя форме.
- Проходить онлайн тесты в интернет, сложность и структура которых идентична реальным экзаменам.
- Ознакомиться с демонстрационными вариантами тестов, разработанными ФИПИ, чтобы иметь представление о структуре билета, уровне сложности и формулировках заданий, требованиях к полноте объяснения вопросов, требующих написания развернутых ответов.
На заметку: следует понимать, что заданий, представленных в демонстрационных вариантах, вероятнее всего не будет на самом экзамене, зато будут задачи аналогичной тематики или просто с другими цифровыми данными.
- Уделить внимание правилам техники безопасности, поскольку сдача ОГЭ по химии по модели №2 предусматривает проведение реального химического эксперимента с использованием лабораторного оборудования, которым нужно уметь правильно пользоваться.
Видео-пример
заданий ОГЭ по химии:
Задание 1.Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов периодической системы Д.И.Менделеева.
Задание 2.Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева.
Задание 3. Строение молекул. Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая.
Задание 4.
Задание 5. Простые и сложные вещества. Основные классы неорганических веществ. Номенклатура неорганических соединений.
Скачать:
Предварительный просмотр:
Задание 1
Строение атома. Строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов периодической системы Д.И.Менделеева.
Как определить число электронов, протонов и нейтронов в атоме?
- Число электронов равно порядковому номеру и числу протонов.
- Число нейтронов равно разности между массовым числом и порядковым номером.
Физический смысл порядкового номера, номера периода и номера группы.
- Порядковый номер равен числу протонов и электронов, заряду ядра.
- Номер А - группы равен числу электронов на внешнем слое (валентных электронов).
Максимальное число электронов на уровнях.
Максимальное число электронов на уровнях определяется по формуле N= 2· n 2 .
1 уровень – 2 электрона, 2 уровень – 8, 3 уровень - 18, 4 уровень – 32 электрона.
Особенности заполнения электронных оболочек у элементов А и В групп.
У элементов А - групп валентные (внешние) электроны заполняют последний слой, а у элементов В - групп – внешний электронный слой и частично предвнешний слой.
Степени окисления элементов в высших оксидах и летучих водородных соединениях.
Группы | VIII |
|||||||
С.О. в высшем оксиде = + № гр | ||||||||
Высший оксид | R 2 О | R 2 О 3 | RО 2 | R 2 О 5 | RО 3 | R 2 О 7 | RО 4 |
|
С.О. в ЛВС = № гр - 8 | ||||||||
ЛВС | Н 4 R | Н 3 R | Н 2 R |
Строение электронных оболочек ионов.
У катиона – меньше электронов на величину заряда, у анионов - больше на величину заряда.
Например:
Сa 0 - 20 электронов, Сa2 + - 18 электронов;
S 0 – 16 электронов, S 2- - 18 электронов.
Изотопы.
Изотопы - разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковое число электронов и протонов, но разную массу атома (разное число нейтронов).
Например:
Элементарные частицы | Изотопы |
|
40 Ca | 42 Ca |
|
Обязательно уметь по таблице Д.И. Менделеева определять строение электронных оболочек атомов первых 20 элементов.
Предварительный просмотр:
http://mirhim.ucoz.ru
А 2. В 1.
Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева
Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений в связи с положением в периодической системе химических элементов.
Физический смысл порядкового номера, номера периода и номера группы .
Атомный (порядковый) номер химического элемента равен числу протонов и электронов, заряду ядра.
Номер периода равен числу заполняемых электронных слоёв.
Номер группы (А) равен числу электронов на внешнем слое (валентных электронов).
Формы существования химического элемента и их свойства | Изменения свойств |
||
В главных подгруппах (сверху вниз) | В периодах (слева направо) |
||
Атомы | Заряд ядра | Увеличивается | Увеличивается |
Число энергетических уровней | Увеличивается | Не изменяется = номер периода |
|
Число электронов на внешнем уровне | Не изменяется = номеру периода | Увеличивается |
|
Радиус атома | Увеличиваются | Уменьшается |
|
Восстановительные свойства | Увеличиваются | Уменьшаются |
|
Окислительные свойства | Уменьшается | Увеличиваются |
|
Высшая положительная степень окисления | Постоянная = номеру группы | Увеличивается от +1 до +7 (+8) |
|
Низшая степень окисления | Не изменяется = (8-№ группы) | Увеличивается от -4 до -1 |
|
Простые вещества | Металлические свойства | Увеличивается | Уменьшаются |
Неметаллические свойства | Уменьшаются | Увеличивается |
|
Соединения элементов | Характер химических свойств высшего оксида и высшего гидроксида | Усиление основных свойств и ослабление кислотных свойств | Усиление кислотных свойств и ослабление основных свойств |
Предварительный просмотр:
http://mirhim.ucoz.ru
А 4
Степень окисления и валентность химических элементов.
Степень окисления – условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что все связи в этом соединении ионные (т.е. все связывающие электронные пары полностью смещены к атому более электроотрицательного элемента).
Правила определения степени окисления элемента в соединении:
- С.О. свободных атомов и простых веществ равна нулю.
- Сумма степеней окисления всех атомов в сложном веществе равна нулю.
- Металлы имеют только положительную С.О.
- С.О. атомов щелочных металлов (I(А) группа) +1.
- С.О. атомов щелочноземельных металлов (II(А) группа)+2.
- С.О. атомов бора, алюминия +3.
- С.О. атомов водорода +1 (в гидридах щелочных и щелочноземельных металлов –1).
- С.О. атомов кислорода –2 (исключения: в пероксидах –1, в OF 2 +2 ).
- С.О. атомов фтора всегда - 1.
- Степень окисления одноатомного иона совпадает с зарядом иона.
- Высшая (максимальная, положительная) С.О. элемента равна номеру группы. Это правило не распространяется на элементы побочной подгруппы первой группы, степени окисления которых обычно превышают +1, а также на элементы побочной подгруппы VIII группы. Также не проявляют своих высших степеней окисления, равных номеру группы, элементы кислород и фтор.
- Низшая (минимальная, отрицательная) С.О. для элементов неметаллов определяется по формуле: номер группы -8.
* С.О. – степень окисления
Валентность атома – это способность атома образовывать определенное число химических связей с другими атомами. Валентность не имеет знака.
Валентные электроны располагаются на внешнем слое у элементов А - групп, на внешнем слое и d – подуровне предпоследнего слоя у элементов В - групп.
Валентности некоторых элементов (обозначаются римскими цифрами).
постоянные | переменные |
||
ХЭ | валентность | ХЭ | валентность |
H, Na, K, Ag, F | Cl, Br, I | I (III, V, VII) |
|
Be, Mg, Ca, Ba, O, Zn | Cu, Hg | II, I |
|
Al, В | II, III |
||
II, IV, VI |
|||
II, IV, VII |
|||
III, VI |
|||
I - V |
|||
III, V |
|||
C, Si | IV (II) |
||
Примеры определения валентности и С.О. атомов в соединениях:
Формула | Валентности | С.О. | Структурная формула вещества |
N III | N N |
||
NF 3 | N III, F I | N +3, F -1 | F - N - F |
NH 3 | N III, Н I | N -3, Н +1 | Н - N - Н |
H 2 O 2 | Н I, О II | Н +1, О –1 | H-O-O-H |
OF 2 | О II, F I | О +2, F –1 | F-O-F |
*СО | С III, О III | С +2, О –2 | Атом «С» передал в общее пользование два электрона, а более электроотрицательный атом «О» оттянул к себе два электрона: У «С» не будет заветной восьмерки электронов на внешнем уровне – четыре своих и два общих с атомом кислорода. Атому «О» придется передать в общее пользование одну свою свободную электронную пару, т.е. выступить в роли донора. Акцептором будет атом «С». |
Предварительный просмотр:
А3. Строение молекул. Химическая связь: ковалентная (полярная и неполярная), ионная, металлическая.
Химическая связь – это силы взаимодействия между атомами или группами атомов, приводящие к образованию молекул, ионов, свободных радикалов, а также ионных, атомных и металлических кристаллических решеток.
Ковалентная связь – это связь, которая образуется между атомами с одинаковой электроотрицательностью или между атомами с небольшой разницей в значениях электроотрицательности.
Ковалентная неполярная связь образуется между атомами одинаковых элементов – неметаллов. Ковалентная неполярная связь образуется, если вещество простое, например, O 2 , H 2 , N 2 .
Ковалентная полярная связь образуется между атомами разных элементов – неметаллов.
Ковалентная полярная связь образуется, если вещество сложное, например, SO 3 , H 2 O, НСl, NH 3 .
Ковалентная связь классифицируется по механизмам образования:
обменный механизм (за счёт общих электронных пар);
донорно-акцепторный (атом - донор обладает свободной электронной парой и передаёт её в общее пользование с другим атомом - акцептором, у которого имеется свободная орбиталь). Примеры: ион аммония NH 4 + , угарный газ СО.
Ионная связь образуется между атомами, сильно отличающимися по электроотрицательности. Как правило, когда соединяются атомы металлов и неметаллов. Это связь между разноименно зараженными ионами.
Чем больше разница ЭО атомов, тем связь более ионная.
Примеры: оксиды, галогениды щелочных и щелочноземельных металлов, все соли (в том числе соли аммония), все щёлочи.
Правила определения электроотрицательности по периодической таблице:
1) слева направо по периоду и снизу вверх по группе электроотрицательность атомов увеличивается;
2) самый электроотрицательный элемент – фтор, так как инертные газы имеют завершенный внешний уровень и не стремятся отдавать или принимать электроны;
3) атомы неметаллов всегда более электроотрицательны, чем атомы металлов;
4) водород имеет низкую электроотрицательность, хотя расположен в верхней части периодической таблицы.
Металлическая связь – образуется между атомами металлов за счет свободных электронов, удерживающих положительно заряженные ионы в кристаллической решетке. Это связь между положительно заряженными ионами металлов и электронами.
Вещества молекулярного строения имеют молекулярную кристаллическую решетку, немолекулярного строения – атомную, ионную или металлическую кристаллическую решетку.
Типы кристаллических решеток:
1) атомная кристаллическая решетка: образуется у веществ с ковалентной полярной и неполярной связью (C, S, Si), в узлах решетки находятся атомы, эти вещества являются самыми твердыми и тугоплавкими в природе;
2) молекулярная кристаллическая решетка: образуется у веществ с ковалентной полярной и ковалентной неполярной связями, в узлах решетки находятся молекулы, эти вещества обладают небольшой твердостью, легкоплавкие и летучие;
3) ионная кристаллическая решетка: образуется у веществ с ионной связью, в узлах решетки находятся ионы, эти вещества твердые, тугоплавкие, нелетучие, но в меньшей степени, чем вещества с атомной решеткой;
4) металлическая кристаллическая решетка: образуется у веществ с металлической связью, эти вещества обладают теплопроводностью, электропроводностью ковкостью и металлическим блеском.
Предварительный просмотр:
http://mirhim.ucoz.ru
А5. Простые и сложные вещества. Основные классы неорганических веществ. Номенклатура неорганических соединений.
Простые и сложные вещества.
Простые вещества образованы атомами одного химического элемента (водород Н 2 , азот N 2 , железо Fe и т.д.), сложные вещества - атомами двух и более химических элементов (вода H 2 O – состоит из двух элементов (водород, кислород), серная кислот H 2 SO 4 – образована атомами трёх химических элементов (водород, сера, кислород)).
Основные классы неорганических веществ, номенклатура.
Оксиды – сложные вещества, состоящие из двух элементов, один из которых кислород в степени окисления -2.
Номенклатура оксидов
Названия оксидов состоят из слов «оксид» и названия элемента в родительном падеже (с указанием в скобках степени окисления элемента римскими цифрами): CuO – оксид меди (II), N 2 O 5 – оксид азота (V).
Характер оксидов:
ХЭ | основный | амфотерный | несолеобразующий | кислотный |
металл | С.О.+1,+2 | С.О.+2, +3, +4 амф. Ме – Ве, Аl, Zn, Cr, Fe, Mn | С.О.+5, +6, +7 |
|
неметалл | С.О.+1,+2 (искл. Cl 2 O) | С.О.+4,+5,+6,+7 |
Основные оксиды образуют типичные металлы со С.О. +1, +2 (Li 2 O, MgO, СаО, CuO и др.). Основными называются оксиды, которым соответствуют основания.
Кислотные оксиды образуют неметаллы со С.О. более +2 и металлы со С.О. от +5 до +7 (SO 2 , SeO 2 , Р 2 O 5 , As 2 O 3 , СO 2 , SiO 2 , CrO 3 и Mn 2 O 7 ). Кислотными называются оксиды, которым соответствуют кислоты.
Амфотерные оксиды образованы амфотерными металлами со С.О. +2, +3, +4 (BeO, Cr 2 O 3 , ZnO, Al 2 O 3 , GeO 2 , SnO 2 и РЬО). Амфотерными называются оксиды, которые проявляют химическую двойственность.
Несолеобразующие оксиды – оксиды неметаллов со С.О.+1,+2 (СО, NO, N 2 O, SiO).
Основания (основные гидроксиды ) - сложные вещества, которые состоят из
Иона металла (или иона аммония) и гидроксогруппы (-OH).
Номенклатура оснований
После слова «гидроксид» указывают элемент и его степень окисления (если элемент проявляет постоянную степень окисления, то её можно не указывать):
КОН – гидроксид калия
Сr(OH) 2 – гидроксид хрома (II)
Основания классифицируют:
1) по растворимости в воде основания делятся на растворимые (щелочи и NH 4 OH) и нерастворимые (все остальные основания);
2) по степени диссоциации основания подразделяют на сильные (щелочи) и слабые (все остальные).
3) по кислотности, т.е. по числу гидроксогрупп, способных замещаться на кислотные остатки: на однокислотные (NaOH), двухкислотные , трехкислотные .
Кислотные гидроксиды (кислоты) - сложные вещества, которые состоят из атомов водорода и кислотного остатка.
Кислоты классифицируют:
a) по содержанию атомов кислорода в молекуле - на бескислородные (Н C l) и кислородсодержащие (H 2 SO 4 );
б) по основности, т.е. числу атомов водорода, способных замещаться на металл - на одноосновные (HCN), двухосновные (H 2 S) и т.д.;
в) по электролитической силе - на сильные и слабые. Наиболее употребляемыми сильными кислотами являются разбавленные водные растворы HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 S, HClO 4 .
Амфотерные гидроксиды образованы элементами с амфотерными свойствами.
Соли – сложные вещества, образованные атомами металлов, соединёнными с кислотными остатками.
Средние (нормальные) соли - сульфид железа(III).
Кислые соли - атомы водорода в кислоте замещены атомами металла частично. Они получаются при нейтрализации основания избытком кислоты. Чтобы правильно назвать кислую соль, необходимо к названию нормальной соли прибавить приставку гидро- или дигидро- в зависимости от числа атомов водорода, входящих в состав кислой соли.
Например, KHCO 3 – гидрокарбонат калия, КH 2 PO 4 – дигидроортофосфат калия
Нужно помнить, что кислые соли могут образовывать двух и более основные кислоты, как кислородсодержащие, так и бескислородные кислоты.
Основные соли - гидроксогруппы основания (OH − ) частично замещены кислотными остатками. Чтобы назвать основную соль, необходимо к названию нормальной соли прибавить приставку гидроксо- или дигидроксо- в зависимости от числа ОН - групп, входящих в состав соли.
Например, (CuOH) 2 CO 3 - гидроксокарбонат меди (II).
Нужно помнить, что основные соли способны образовывать лишь основания, содержащие в своём составе две и более гидроксогрупп.
Двойные соли - в их составе присутствует два различных катиона, получаются кристаллизацией из смешанного раствора солей с разными катионами, но одинаковыми анионами.
Смешанные соли - в их составе присутствует два различных аниона.
Гидратные соли (кристаллогидраты ) - в их состав входят молекулы кристаллизационной воды . Пример: Na 2 SO 4 ·10H 2 O.
ученика. В экзамене сочетается большое количество заданий и очень ограниченное время на их выполнение – на одно задание приходится 5,5 минут. Минимальный порог по химии в 2017 году равен девяти баллам. В зависимости от набранных баллов выставляется соответствующая отметка. Максимальный балл, в зависимости от типа теста, может быть равен 34 .Экзамен состоит из двух частей, включающих в себя 22 задания.
- Часть 1: 19 заданий (1–19) с кратким ответом. Записывается в виде цифры либо в виде последовательности цифр.
- Часть 2: три задания (20–22) с развернутым ответом. Дайте полный ответ, включающий в себя необходимые уравнения реакций и расчеты.
- В данном учебном материале будет представлена: теория и тесты по своей сложности и структуре идентичны реальным экзаменам.
- Все предложенные тесты разработаны и одобрены для подготовки к ОГЭ Федеральным институтом педагогических измерений (ФИПИ).
Скачать:
Предварительный просмотр:
Современное представление о строении атома. Изотопов. Строение электронных оболочек атомов элементов I-IV периодов. S, p, d - элементы.
Электронная конфигурация атома. Основное и возбуждённое состояния атомов.
Изотопы – атомы одного элемента, с одинаковым ядерным зарядом, но различным количеством нейтронов в ядре. Характеристика изотопа: массовое число и порядковый номер.
Различные положения электрона вокруг ядра рассматривают как электронное облако с определённо плотностью отрицательного заряда.
Орбиталь –Различают по форме: s, p, d, f –орбитали.
S – орбиталь.
Электронная оболочка любого атома представляет собой сложную систему. Она делится на подоболочки с разной энергией (энергетические уровни). Уровни, в свою очередь, подразделяются на подуровни.
При сообщении дополнительной энергии атому происходит переход электронов с более низкой по энергии орбитали на более высокую по энергии орбиталь.
Ca(1s 2 2s 2 2p 6 3 s 2 3p 6 4s 2 ) → Ca* (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 1 )
Основное состояние возбуждённое состояние
Строение атома и химические свойства элементов
Из рассмотренных электронных конфигураций атомов видно, что элементы VIIIА-группы (Не,Ne,Аг и др.)имеют уровни одновременно (s 2 р 6 ), такие конфигурации обладают высокой устойчивостью и обеспечивают химическую пассивность благородных газов.
В атомах остальных элементов внешние s – и р-подуровни - незавершенные, они и показаны в сокращенных электронных конфигурациях, например 17 С1 = [ 10 Ке]Зs 2 Зр 5 (символ благородного газа отвечает сумме заполненных предыдущих подуровней, т. е. 10 Nе = 1s 2 2s 2 2р 6 "). Незавершенные подуровни и электроны на них иначе называются валентными, так как именно они могут участвовать в образовании химических связей между атомами.
Электронная конфигурация атома элемента определяет свойства этого элемента в периодической системе. Число энергетических уровней данного элемента равно номеру периода, а число валентных электронов атома - номеру группы, к которым относится элемент.
Если валентные электроны расположены только на а томной s- орбитали, то элементы относятся к.секции s - элементов (1А-, IIА-группы); если они расположены на s- и р - орбиталях, то элементы относятся к секции р- элементов (от IIIА- до VIIIА- группы).
В соответствии с энергетической последовательностью подуровней, начиная с элемента скандий Sс, в периодической системе появляются Б - группы, а у атомов этих элементов заполняется d - подуровень предыдущего уровня (см. выше примеры электронных конфигураций Sс, Сг, Мn, Сu и Zn). Такие элементы называются d – элементами (переходными элементами), и их в ка ждом периоде десять, например, в 4-м периоде это элементы от Sc до Zn.
Атомы типичных металлов легко отдают свои валентные электроны(полностью или частично) и становятся простыми катионами.
K(4s 1 ) → K + (4s º ),
Ca(4s 2 ) → Ca 2+ (4sº),
Cu(3d 10 4s 1 ) → Cu 2+ (3d 9 4s 0 ),
Атомы типичных неметаллов легко принимают дополнительные электроны на валентные подуровни (до восьми внешних электронов) и становятся простыми анионами, например:
N(2s 2 2p 3 ) → N -3 (2s 2 2p 6 )
Тест. «Строение атома.»
1. Количество электронов в атоме равно
2 . Ион, в составе которого 16 протонов и 18 электронов, имеет заряд
1) +4
2) -2
3) +2 4) -4
3. Внешний энергетический уровень атома элемента, образующего высший оксид состава ЭОз, имеет формулу
1) ns 2 np 1 2) ns 2 nр 2 3) nз 2 nр 3 4) ns 2 nр 4
4. Электронную конфигурацию 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 в основном состоянии имеет атом
1) лития
2) натрия
3) калия
4) кальция
5. В основном состоянии три неспаренных электрона имеет атом
1) кремния
2) фосфора
3) серы
4) хлора
6. Элемент с электронной конфигурацией внешнего уровня... 3s 2 3p 3 образует водородное соединение состава
1) ЭН 4 2) ЭН 3) ЭН 3 4) ЭН 2
7. Атом металла, высший оксид которого Ме 2 О 3 , имеет электронную формулу внешнего энергетического уровня
1) ns 2 пр 1 2) ns 2 пр 2 3) ns 2 np 3 4) ns 2 np s
8. Высший оксид состава R 2 O 7 образует химический элемент, в атоме которого заполнение электронами энергетических уровней соответствует ряду чисел:
1) 2, 8, 1 2) 2, 8, 7 3) 2, 8, 8, 1 4) 2, 5
9. У атома серы число электронов на внешнем энергетическом уровне и заряд ядра равны соответственно
1)4 и + 16 2)6 и + 32 3)6 и + 16 4)4 и + 32
10. Число валентных электронов у марганца равно
1) 1 2) 3 3) 5 4) 7
11. Одинаковое число валентных электронов имеют атомы калия и
1) углерода 2) магния 3) фосфора 4) натрия
Предварительный просмотр:
Предварительный просмотр:
1.Периодический закон, история открытия, современная формулировка, её отличие. Периодическая система и ее структура. S,p,d,f-элементы |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Д.И. Менделеев сформулировал Периодический закон: "Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от их атомного веса ". Менделеев учитывал, что для некоторых элементов атомные массы могли быть определены недостаточно точно. В современной Периодической системе известны некоторые исключения в порядке возрастания масс атомов, что связано с особенностями изотопного состава элементов: Ar − 39,9 и K − 39,1; Co − 58,9 и Ni − 58,7. После того, как было доказано ядерное строение атома и равенство порядкового номера элемента заряду ядра его атома, Периодический закон получил новую формулировку: "Свойства элементов, а также образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда их атомных ядер". Заряд ядра атома определяет число электронов в оболочке атома. Строение внешней электронной оболочки периодически повторяется, и это приводит к периодическому изменению химических свойств элементов и их соединений. |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Современная Периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой период должен закончиться 118-м элементом). Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную). В длиннопериодном варианте Периодической системы - 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном. Элементы одной группы имеют сходное строение внешних электронных оболочек атомов и проявляют определенное химическое сходство. Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов в атомах s- и p-элементов. В группах, обозначенных буквой А (главных подгруппах), содержатся элементы, в которых идет заселение s- и р-оболочек: S-элементы (IA- и IIA-группы) Р-элементы (IIIA-VIIIA-группы) В группах, обозначенной буквой Б (побочных подгруппах), находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни - d-элементы . Номер периода в Периодической системе соответствует числу энергетических уровней атома данного элемента, заполненных электронами. Номер периода = Число энергетических уровней (слоёв) , заполненных электронами = Обозначение последнего энергетического уровня Порядок формирования периодов связан с постепенным заселением энергетических подуровней электронами. Последовательность заселения определяется принципом минимума энергии, принципом Паули и правилом Хунда. |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
3. Радиусы атомов, их периодические изменения в системе химических элементов. Электроотрицательность. |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
1) Атомные и ионные радиусы. За радиус свободного атома принимают положение главного максимума плотности внешних электронных оболочек. Это так называемый орбитальный радиус. В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра уменьшаются , т.к. растет заряд ядра и => притяжение внешнего электронного слоя к ядру. В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных слоёв. У s- и p-элементов изменение радиусов как в периодах, так и в подгруппах более заметно, чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны находятся на внутренних, а не внешних уровнях. Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в периодах называется d- и f-сжатием. Следствием f-сжатия является то, что атомные радиусы электронных аналогов d-элементов пятого и шестого периодов практически одинаковы: Zn – Hf Nb – Ta r атома , нм 0,160 – 0,159 0,145 – 0,146 Эти элементы из-за близости их свойств называются элементами-близнецами. Образование ионов приводит к изменению ионных радиусов по сравнению с атомными. Радиусы катионов всегда меньше, а радиусы анионов всегда больше соответствующих атомных радиусов. Изоэлектронные ионы – это ионы, имеющие одинаковую электронную оболочку. Радиус изоэлектронных ионов уменьшается слева направо по периоду, т.к. заряд ядра увеличивается и растёт притяжение внешнего электронного уровня к ядру. Пример: изоэлектронные ионы с электронной оболочкой, соответствующей аргону – (18 е): S 2- , Cl - , K + , Ca 2+ и т.п. В этом ряду радиус уменьшается, т.к. растёт заряд ядра. 2) Электроотрицательность - это способность атома элемента к притягивать к себе электроны в химической связи. Электроны в общей электронной паре смещены к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность. Слева направо по периоду происходит увеличение электроотрицательности , т.к. растёт заряд ядра и внешний уровень притягивается к ядру сильнее. Сверху вниз по подгруппе электроотрицательность уменьшается , т.к. увеличивается число электронных уровней и увеличение радиуса. Внешние электроны слабее притягиваются к ядру. На рис. приведены значения электроотрицательности различных элементов по Полингу. Электроотрицательность фтора в системе Полинга принята равной 4. |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
4. Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам. |
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Металлами являются : Все элементы побочных подгрупп; - лантаноиды, актиноиды ; Все s- элементы, кроме водорода и гелия. Р-элементы делятся диагональю на металлы и неметаллы следующим образом:
Каждый период начинается щелочным металлом (или водородом), а заканчивается инертным газом. Валентность – число связей, которые образует атом в молекуле. Высшая валентность как правило равна номеру группы (исключения – элементы второй половины второго периода – азот, кислород, фтор, инертные газы – гелий, неон, аргон, а также металлы побочных подгрупп первой и VIIB группы (второй и третий элемент «триады»)). Степень окисления – условный заряд у атома в молекуле. Высшая положительная степень окисления определяется числом валентных электронов и равна номеру группы. У s- и р-элементов она равна числу внешних электронов. У d-элементов (кроме групп IB,IIB и VIIIB) - она равна числу d+s электронов. Исключения: 1) фтор, кислород 2) инертные газы – гелий, неон, аргон. 3) медь, серебро, золото 4) кобальт, никель, родий, палладий, иридий, платина. Для неметаллов также характерна низшая (отрицательная) степень окисления: Отрицательная степень окисления = 8 – номер группы. неметалла Высшие оксиды и гидроксиды. 1) Степень окисления элемента в высшем оксиде и гидроксиде равна номеру группы: SeO 3 – высший оксид селена. 2) Чем активнее металл, тем более выражены основные свойства высшего оксида и гидроксида. 3) Чем активнее неметалл и чем больше высшая степень окисления – тем сильнее выражены кислотные свойства. Водородные соединения. Существует два типа водородных соединений: 1) Ионные солеобразные гидриды – это соединения активных металлов с водородом, в которых водород имеет отрицательную степень окисления: СаН 2 – гидрид кальция. 2) летучие водородные соединения неметаллов . В них отрицательную степень окисления имеет неметалл, а водород имеет степень окисления +1 . Они все газы, кроме воды. Свойства они проявляют различные:
|
Предварительный просмотр:
Предварительный просмотр:
Задание 16 .
Предварительный просмотр:
Свойства кислот .
- Кислота + металл (стоящий в ряду активности левее Н)- > H 2 + соль
(кроме HNO 3 и H 2 SO 4 (кон) )
HCl + Na - > | H 3 PO 4 + Mg - > |
HCl + Ba - > | HBr + Cu - > |
H 2 SO 4 (разб) + Al - > | HI + Li - > |
H 2 SO 4 (разб) + Ag - > | H 3 PO 4 + K - > |
2. Кислота + основным оксидом - > соль + вода
H 2 SO 4 + Al 2 О 3 - > |
H 3 PO 4 + K 2 О - > |
HBr + Cu О - > |
HI + FeO - > |
HNO 3 + Fe 2 O 3 - > |
H 3 PO 4 + Zn О - > |
HBr + Cu О - > |
H 2 CO 3 + Na 2 О - > |
3. Кислота + соль - > соль 1 + кислота 1
1) НЕРАСТВОРИМАЯ соль + БОЛЕЕ СИЛЬНАЯ кислота!
2) если и соль, и кислота растворимы, то должен выделиться ОСАДОК, ГАЗ, более слабая кислота!
Примерный ряд кислот
H2SO4 >HCl=HNO3 >H3PO4 >HF >HNO2>CH3COOH>H2CO3 >H2S>H2SiO3
|
|
4. кислота + основание -> соль + вода
1) ЩЕЛОЧЬ + любая кислота
2) НЕРАСТВОРИМОЕ основание (или амфотерный гидроксид) + СИЛЬНАЯ кислота
КОН + HBr - > | NaOH + H 2 S - > |
Ва(ОН) 2 + H 3 PO 4 - > | Al(OH) 3 + H 2 SO 3 - > |
Ве(ОН) 2 + H 2 CO 3 - > | CsOH + HMnO 4 - > |
Cr(OH) 3 + HCl - > | Ca(OH) 2 + HClO 4 - > |
LiOH + HNO 3 - > | Cu(OH) 2 + H 2 SiO 3 - > |
Sr(OH) 2 + H 2 SiO 3 - > |
Свойства солей.
1 . соль + основание - > соль + основание
2) В продуктах должен быть осадок, газ или вода!
Са(NO 3 ) 2 + NaОН - > |
Ca(ОН) 2 + K 2 CO 3 - > |
CuCl 2 + KОН - > |
NaOH + ZnS - > |
Al(OH) 3 + AgNO 3 - > |
BaSO 4 + NaOH - > |
Ba(OH) 2 + K 2 SiO 3 - > |
Al(NO 3 ) 3 + Ba(OH) 2 - > |
- соль + соль 1 - > соль 3 + соль 2
1) Исходные вещества должны быть РАСТВОРИМЫ!
2) В продуктах должен быть осадок !
Са(NO 3 ) 2 + NaCl - > |
CaCl 2 + K 2 CO 3 - > |
CuCl 2 + K 2 S - > |
Na 3 PO 4 + ZnS - > |
AlCl 3 + AgNO 3 - > |
BaSO 4 + Na 3 PO 4 - > |
Ba(NO 3 ) 2 + K 2 SiO 3 - > |
Al(NO 3 ) 3 + K 2 SO 4 - > |
- соль + металл - > соль 1 + металл 1
ВСЕГДА: металл должен быть активнее , чем металл в составе соли (левее в ряду! но не левее Al )
в растворе: соль должна быть РАСТВОРИМАЯ, металл не должен реагировать с водой!
В расплаве: соль не должна разлагаться при нагревании!
Сu + ZnCl 2 - > |
Na + AlCl 3 - > |
K + Cu(NO 3 ) 2 - > |
Al + Cu(NO 3 ) 2 - > |
Ag + Cu(NO 3 ) 2 - > |
Cu + AgNO 3 (раствор) - > |
Cu + HgS - > |
Fe + CuSO 4 - > |
Li + Mg(NO 3 ) 2 - > |
Ba + Fe(NO 3 ) 2 - > |
4.Соль-> оксид кислотный + оксид основной
Соль – нерастворима в воде
Ba SO 4 - >
СаSiO 3 - >
Fe(NO 3 ) 2 - >
Свойства основных оксидов
- Оксид металла +вода-> щелочь (растворимое основание).
CuO + Н 2 О-> | CaO + Н 2 О-> |
Na 2 O + Н 2 О-> | FeO + Н 2 О-> |
BaO + Н 2 О-> | MgO + Н 2 О-> |
K 2 O + Н 2 О-> | SrO + Н 2 О-> |
- Оксид металла +кислотой -> соль + вода
H 2 SO 4 + K 2 О - > | H NO 3 + Zn О - > |
H 3 PO 4 + Al 2 О 3 - > | H 3 PO 4 + Fe 2 O 3 - > |
HBr + FeO - > | HBr + Na 2 О - > |
HI + Cu О - > | H 2 CO 3 + Cu О - > |
- Оксид металла + оксид неметаллам -> соль
При нагревании! (если соль существует!)
CаO + SO 3 - > | CaO + N 2 O 5 - > |
Na 2 O + P 2 O 5 - > | ВаO + P 2 O 5 - > |
K 2 O + CO 2 - > | MgO + SO 2 - > |
- Оксид металла + металл (более активный)
K 2 О + Al - > | Zn О + K - > |
FeO + Al - > | Fe 2 O 3 + Cu - > |
HgO + Cu - > | Cu О + Fe - > |
- Оксид металла + -> металл + СО
- Оксид металла + Н 2 -> металл + Н 2 О
- Оксид металла + C О-> металл + СО 2
для металлов стоящих правее Al в электрохимическом ряду напряжения металлов.
K 2 О + C - > | Zn О + СО - > |
FeO + C О - > | Fe 2 O 3 + Н 2 - > |
HgO + Н 2 - > | Cu О + С - > |
Свойства кислотных оксидов
- Оксид неметалла +вода-> кислота (растворимая в воде).
SO 3 + Н 2 О-> | SiO 2 + Н 2 О-> |
P 2 O 5 + Н 2 О-> | SO 2 +Н 2 О-> |
CO 2 + Н 2 О - > |
- Оксид неметалла +щелочь-> соль + вода
ЩЁЛОЧЬ + любой оксид,
SO 3 + NaOH - > |
|
SO 2 + KOH - > |
|
N 2 O 5 + LiOH - > |
|
SO 3 + Mg(OH) 2 - > |
Для школьников, которые планируют в будущем освоить профессию, связанную химией, ОГЭ по этому предмету очень важен. Если вы хотите получить на испытаниях лучшую оценку, начните подготовку немедленно. Лучшее количество баллов при выполнении работы – 34. Показатели данного экзамена могут использоваться при направлении в профильные классы средней школы. При этом минимальная граница показателя по баллам в этом случае - 23.
Из чего состоят варианты
ОГЭ по химии, как и в предыдущие годы, включает теорию и практику. С помощью теоретических заданий проверяют, как юноши и девушки знают основные формулы и определения органической и неорганической химии и умеют их применять на практике. Вторая часть соответственно направлена на проверку способностей школьников проводить реакции окислительно-восстановительного и ионно-обменного типа, иметь представление о молярных массах и объемах веществ.
Почему необходимо проходить тестирование
ОГЭ 2019 по химии требует серьезной подготовки, так как предмет достаточно сложен. Многие уже забыли теорию, может быть, плохо ее поняли, а без нее невозможно правильно решить практическую часть задания.
Стоит выделить время на тренировку сейчас, чтобы в будущем показать достойный результат. Сегодня школьники имеют отличную возможность оценить свои силы, решая реальные прошлогодние тесты. Никаких затрат - можно бесплатно использовать школьные знания и понять, как будет проходить экзамен. Ученики смогут не только повторить пройденный материал и выполнить практическую часть, но и почувствовать атмосферу настоящих испытаний.
Удобно и эффективно
Отличная возможность – готовиться к ОГЭ прямо за компьютером. Надо лишь нажать кнопку пуск и начать прохождение тестов онлайн. Это очень эффективно и может заменить занятия с репетитором. Для удобства все задания сгруппированы по номерам билетов и полностью соответствуют реальным, поскольку взяты с сайта Федерального института педагогических измерений.
Если вы не уверены в своих силах, испытываете страх перед предстоящими испытаниями, у вас есть пробелы в теории, вы выполняли недостаточно экспериментальных заданий –включайте компьютер и начинайте подготовку. Желаем вам успехов и самых высоких оценок!
