Химия. Полный справочник для подготовки к ЕГЭ - Ростислав Лидин

Р. А. Лидин

Химия: Полный справочник для подготовки к ЕГЭ

Предисловие

Справочник включает весь теоретический материал школьного курса химии, необходимый для сдачи ЕГЭ, – итоговой аттестации учащихся. Этот материал распределен по 14 разделам, содержание которых соответствует темам, проверяемым на ЕГЭ, – четырем содержательным блокам: «Химический элемент», «Вещество», «Химическая реакция», «Познание и применение веществ и химических реакций». К каждому разделу даны тренировочные задания из частей А и В – с выбором ответа и кратким ответом. Раздел 15 полностью посвящен решению расчетных задач, включенных в экзаменационную часть С.

Тестовые задания составлены таким образом, что, отвечая на них, учащийся сможет более рационально повторить основные положения школьного курса химии.

В конце пособия приводятся ответы к тестам, которые помогут школьникам и абитуриентам проверить себя и восполнить имеющиеся пробелы.

Для удобства работы с данным справочником приведена таблица, где указано соответствие между тематикой экзамена и разделами книги.

Пособие адресовано старшим школьникам, абитуриентам и учителям.

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

Последовательность нарастания энергии подуровней:

2) правило запрета (принцип Паули)

Один электрон на орбитали называется неспаренным, два электрона — электронной парой:

3) принцип максимальной мультиплетности (правило Хунда)

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!).

1. Название, не относящееся к изотопам водорода, – это

1) дейтерий

2) оксоний

3) протий

4) тритий

2. Формула валентных подуровней атома металла – это

1) 4s24p4

2) 3d54s2

3) 2s22p1

4) 3s23p6

3. Число неспаренных электронов в основном состоянии атома железа равно

1) 2

2) 3

3) 4

4) 8

4. В возбужденном состоянии атома алюминия число неспаренных электронов равно

1) 1

2) 2

3) 3

4) 4

5. Электронная формула [Ar]3d94s0 отвечает катиону

1) Ti2+

2) Cu2+

3) Cr2+

4) Zn2+

6. Электронная формула аниона Э2- [Ne] 3s23p6 отвечает элементу

1) аргон

2) хлор

3) сера

4) фосфор

7. Суммарное число электронов в катионе Mg2+ и анионе F- равно

1) 9

2) 10

3) 20

4) 21

2. Периодический закон. Периодическая система. Электроотрицательность. Степени окисления

Современная формулировка Периодического закона, открытого Д. И. Менделеевым в 1869 г.:

Периодически повторяющийся характер изменения состава электронной оболочки атомов элементов объясняет периодическое изменение свойств элементов при движении по периодам и группам Периодической системы.