- •Лидин р.А. Химия. Полный справочник для подготовки к егэ
- •Содержание
- •Предисловие
- •1. Распространенные элементы. Строение атомов. Электронные оболочки. Орбитали
- •Электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией.
- •В каждой орбитали может разместиться не более двух электронов.
- •В пределах подуровня электроны сначала заполняют все орбитали наполовину, а затем – полностью.
- •Примеры заданий части а
- •4) Фосфор
- •2. Периодический закон. Периодическая система. Электроотрицательность. Степени окисления
- •Свойства элементов находятся в периодической зависимости от порядкового номера.
- •Примеры заданий частей а, в
- •3. Молекулы. Химическая связь. Строение веществ
- •Примеры заданий части а
- •4. Классификация и взаимосвязь неорганических веществ
- •Примеры заданий частей а, в, с
- •4) Хром
- •5. Металлы главных подгрупп I–III групп
- •5.1. Натрий
- •5.2. Калий
- •5.3. Кальций
- •5.4. Жёсткость воды
- •5.5. Алюминий
- •Примеры заданий части а
- •2) Кальций
- •6. Переходные металлы 4‑го периода. Свойства, способы получения. Общие свойства металлов
- •6.1. Хром
- •6.2. Марганец
- •6.3. Железо
- •Доменный процесс производства чугуна
- •Производство стали
- •6.4. Общие свойства металлов. Коррозия
- •Примеры заданий части a
- •4) Железо
- •7. Неметаллы главных подгрупп IV–VII групп
- •7.1. Водород
- •7.2. Галогены
- •7.2.1. Хлор. Хлороводород
- •7.2.2. Хлориды
- •7.2.3. Гипохлориты. Хлораты
- •7.2.4. Бромиды. Иодиды
- •7.3. Халькогены
- •7.3.1. Кислород
- •7.3.2. Сера. Сероводород. Сульфиды
- •7.3.3. Диоксид серы. Сульфиты
- •7.3.4. Серная кислота. Сульфаты
- •7.4. Неметаллы va‑группы
- •7.4.1. Азот. Аммиак
- •7.4.2. Оксиды азота. Азотная кислота
- •7.4.3. Нитриты. Нитраты
- •7.4.4. Фосфор
- •7.5. Неметаллы iva‑группы
- •7.5.1. Углерод в свободном виде
- •7.5.2. Оксиды углерода
- •7.5.3. Карбонаты
- •7.5.4. Кремний
- •Примеры заданий части а
- •1) Водород
- •8. Теория строения, многообразие, классификация и номенклатура органических соединений. Типы химических реакций
- •Примеры заданий частей а, в
- •9. Углеводороды. Гомология и изомерия. Химические свойства и способы получения
- •9.1. Алканы. Циклоалканы
- •3), Формула совпадает с таковой для алкенов. Важнейшие циклоалканы:
- •9.2. Алкены. Алкадиены
- •9.3. Алкины
- •9.4. Арены
- •Примеры заданий частей а, в
- •4. Алкины
- •6. Арены
- •10. Кислородсодержащие органические соединения
- •10.1. Спирты. Простые эфиры. Фенолы
- •10.2. Альдегиды и кетоны
- •10.3. Карбоновые кислоты. Сложные эфиры. Жиры
- •10.4. Углеводы
- •Примеры заданий частей а, в
- •1) Кислород
- •11. Азотсодержащие органические соединения
- •11.1. Нитросоединения. Амины
- •11.2. Аминокислоты. Белки
- •Примеры заданий частей а, в, с
- •12. Химические реакции. Скорость, энергетика и обратимость
- •12.1. Скорость реакций
- •Скорость химической реакции прямо пропорциональна произведению молярных концентраций реагентов
- •12.2. Энергетика реакций
- •12.3. Обратимость реакций
- •При воздействии на равновесную систему химическое равновесие смещается в сторону, противодействующую этому воздействию.
- •Примеры заданий части а
- •13. Водные растворы. Растворимость и диссоциация веществ. Ионный обмен. Гидролиз солей
- •13.1. Растворимость веществ в воде
- •13.2. Электролитическая диссоциация
- •13.3. Диссоциация воды. Среда растворов
- •13.4. Реакции ионного обмена
- •13.5. Гидролиз солей
- •Примеры заданий частей а, в
- •14. Окислительно‑восстановительные реакции. Электролиз
- •14.1. Окислители и восстановители
- •14.2. Подбор коэффициентов методом электронного баланса
- •14.3. Ряд напряжений металлов
- •14.4. Электролиз расплава и раствора
- •Примеры заданий частей а, в, с
- •15. Решение расчетных задач
- •15.1. Массовая доля растворенного вещества. Разбавление, концентрирование и смешивание растворов
- •Примеры решения задач
- •Задания для самостоятельного решения части в
- •15.2. Объемное отношение газов
- •Пример решения задачи
- •Задания для самостоятельного решения части а
- •15.3. Масса вещества (объем газа) по известному количеству другого реагента (продукта) Примеры решения задачи
- •Задания для самостоятельного решения части в
- •15.4. Тепловой эффект реакции Пример решения задачи части в
- •Задания для самостоятельного решения части а
- •15.5. Масса (объем, количество вещества) продукта по реагенту в избытке или с примесями
- •Пример решения задачи
- •Задания для самостоятельного решения частей в, с
- •15.6. Масса (объем, количество вещества) продукта по реагенту с известной массовой долей в растворе Пример решения задачи
- •Задания для самостоятельного решения частей в, с
- •15.7. Нахождение молекулярной формулы органического соединения
- •Примеры решения задач
- •Задания для самостоятельного решения части с
- •Раздел 15
1. Распространенные элементы. Строение атомов. Электронные оболочки. Орбитали
Химический элемент– определенный вид атомов, обозначаемый названием и символом и характеризуемый порядковым номером и относительной атомной массой.
В табл. 1 перечислены распространенные химические элементы, приведены символы, которыми они обозначаются (в скобках – произношение), порядковые номера, относительные атомные массы, характерные степени окисления.
Нулевая степень окисления элемента в его простом веществе (веществах) в таблице не указана.
Все атомы одного элемента имеют одно и то же число протонов в ядре и число электронов в оболочке. Так, в атоме элемента водород Н находится 1р+ в ядре и на периферии 1е‑; в атоме элемента кислород О находится 8р+ в ядре и 8е‑ в оболочке; атом элемента алюминий Аl содержит 13р+ в ядре и 13е‑ в оболочке.
Атомы одного элемента могут различаться числом нейтронов в ядре, такие атомы называются изотопами. Так, у элемента водород Н три изотопа: водород‑1 (специальное название и символ протий 1H) с 1 р+ в ядре и 1е‑ в оболочке; водород‑2 (дейтерий 2Н, или D) с 1р+ и 1п0 в ядре и 1е‑ в оболочке; водород‑3 (тритий 3Н, или Т) с 1р+ и 2п0 в ядре и 1е‑ в оболочке. В символах 1Н, 2Н и 3Н верхний индекс указывает массовое число– сумму чисел протонов и нейтронов в ядре. Другие примеры:
Электронную формулу атома любого химического элемента в соответствии с его расположением в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева можно определить по табл. 2.
Электронная оболочка любого атома делится на энергетические уровни (1, 2, 3‑й и т. д.), уровни делятся на подуровни (обозначаются буквами s, р, d, f). Подуровни состоят из атомных орбиталей – областей пространства, где вероятно пребывание электронов. Орбитали обозначаются как 1s (орбиталь 1‑го уровня s‑подуровня), 2s, 2р, 3s, 3р, 3d, 4s… Число орбиталей в подуровнях:
Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии с тремя условиями:
1) принцип минимума энергии
Электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией.
Последовательность нарастания энергии подуровней:
1s < 2c < 2p < 3s < 3p < 4s ≤ 3d < 4p < 5s ≤ 4d < 5p < 6s…
2) правило запрета (принцип Паули)
В каждой орбитали может разместиться не более двух электронов.
Один электрон на орбитали называется неспаренным, два электрона – электронной парой:
3) принцип максимальной мультиплетности (правило Хунда)
В пределах подуровня электроны сначала заполняют все орбитали наполовину, а затем – полностью.
Каждый электрон имеет свою собственную характеристику – спин (условно изображается стрелкой вверх или вниз). Спины электронов складываются как вектора, сумма спинов данного числа электронов на подуровне должна быть максимальной (мультиплетность):
Заполнение электронами уровней, подуровней и орбиталей атомов элементов от Н (Z = 1) до Kr (Z = 36) показано на энергетической диаграмме (номера отвечают последовательности заполнения и совпадают с порядковыми номерами элементов):
Из заполненных энергетических диаграмм выводятся электронные формулы атомов элементов. Число электронов на орбиталях данного подуровня указывается в верхнем индексе справа от буквы (например, 3d5 – это 5 электронов на Зd‑подуровне); вначале идут электроны 1‑го уровня, затем 2‑го, 3‑го и т. д. Формулы могут быть полными и краткими, последние содержат в скобках символ соответствующего благородного газа, чем передается его формула, и, сверх того, начиная с Zn, заполненный внутренний d‑подуровень. Примеры:
1H = 1s1
2Не = 1s2
3Li = 1s22s1 = [2He]2s1
8O = 1s22s22p4 = [2He]2s22p4
13Al = 1s22s22p63s23p1 = [10Ne]3s23p1
17Cl = 1s22s22p63s23p5 = [10Ne]3s23p5
2OСа = 1s22s22p63s23p4s2 = [18Ar]4s2
21Sc = 1s22s22p63s23p63d14s2 = [18Ar]3d14s2
25Mn = 1s22s22p63s23p63d54s2 = [18Ar]3d54s2
26Fe = 1s22s22p63s23p63d64s2 = [18Ar]3d64s2
3OZn = 1s22s22p63s23p63d104s2 = [18Ar, 3d10]4s2
33As = 1s22s22p63s23p63d104s24p3 = [18Ar, 3d10]4s24p3
36Kr = 1s22s22p63s23p63d104s24p6 = [18Ar, 3d10]4s24p6
Электроны, вынесенные за скобки, называются валентными. Именно они принимают участие в образовании химических связей.
Исключение составляют:
24Cr = 1s22s22p63s23p63d54s1 = [18Аr]Зd54s1 (а не 3d44s2!),
29Cu = 1s22s22p63s23p63d104s1 = [18Ar]3d104s1 (а не 3d94s2!).