Материалы для подготовки к ГИА и ЕГЭ
материал для подготовки к егэ (гиа) по химии (11 класс) на тему

Как вести себя перед экзаменом

Прийти и занять место в аудитории, будучи в хорошем настроении, - первый шаг к тому, чтобы успешно справиться с заданиями.

1. За день до экзамена точно установите местонахождение, где будет проводиться ЕГЭ. Это важно в том случае, когда экзамен проводится в не знакомом вам здании. Вы избавляетесь при этом от необходимости тратить нервную энергию на поиск.

2. За день до экзамена дважды проверьте, когда он состоится. Почти, всегда находятся учащиеся, которые ошибаются и являются на экзамен с опозданием.

3. Накануне экзамена (а может быть и раньше) соберите все, что вам понадобится (ручки, карандаши, калькулятор – проверьте состояние батареек, чертежные принадлежности и т.д., в зависимости от того, по какому предмету вам предстоит экзамен). Положите все это в папку или пенал. В день экзамена вам достаточно взять это и не тратить время и энергию на поиски мелочей.

4. Не перерабатывайте! Прозанимавшись всю ночь перед экзаменом, вы, конечно, будете знать больше, однако, в результате окажетесь слишком утомленными для того, чтобы правильно отвечать на экзаменационные вопросы.

5. При повторении материала непосредственно перед экзаменом не травмируйте себя, отмечая, чего вы не знаете. Свои усилия сосредоточьте на совершенствовании имеющихся знаний и не пытайтесь учить новое.

6. Отдохните! Не бойтесь поспать – отдых вам как раз нужен. При этом лежать и мучиться от мысли, что вы не можете уснуть, совершенно бесполезно! Перестаньте беспокоиться о том, что сон к вам не идет. Расслабьтесь и вам удаться заснуть.

7. На экзамен постарайтесь прийти пораньше. Имейте запас времени на тот случай, если во время не придет автобус, трамвай или маршрутка или не заведется автомобиль у родителей.

8. В день экзамена избегайте стрессовых ситуаций. Не спорьте с родителями, сверстниками, одноклассниками. Не позволяйте себе сердиться. Не позволяйте, кому бы то ни было, вывести вас из себя.

9. Подходя к зданию школы, аудитории, где будет проходить экзамен, избегайте тех, кто обычно толпится перед дверью, спрашивая друг друга: «Как ты думаешь, будут ли вопросы по теореме…» или «Ты разобрался в материалах …» и т.д. Если вы примкнете к этой группе, у вас почти наверняка появится ощущение, что все вокруг знают больше и лучше вас.

10. По мере приближения самого момента начала старайтесь думать о том, что вы можете сделать, а не о том, чего не можете. Помните, что первую половину баллов получить достаточно просто.

Как вести себя в начале экзамена

Первые несколько минут вначале экзамена – самые нервные, но они могут стать самыми ценными, если вам удастся их разумно использовать. Помещенные ниже рекомендации о том, как вести себя в течение первых 10-15 минут, помогут вам на любом экзамене приступить к делу спокойно и последовательно. На выполнение большинства этих предложений потребуются лишь секунды, и, право, стоит взять на себя труд воспользоваться этим.

1. Удостоверьтесь, что вы держите в руках то, что положено.

2. Выполните необходимые формальности – впишите свое имя или личный номер, дату и время экзамена и т.д. в экзаменационный бланк.

3. Внимательно выслушайте или ознакомьтесь с инструкциями, приведенными в экзаменационных бланках. Выясните, есть ли разделы (А, В, С), сколько всего вопросов, какие возможности у вас есть. Затем уточните для себя, сколько времени вам отводится на все.

4. Определив, на какое количество вопросов вы должны ответить, составьте себе расписание экзамена. При этом зарезервируйте минут 15 в конце на проверку своих ответов и не забудьте вычесть 10 минут, которые вы уже потратили вначале на организацию своей работы. Отметьте мысленно, сколько приблизительно времени вы потратите на выполнение каждой части.

5. Если выбора у вас нет, можете начать с первого вопроса.

6. Если есть возможность выбора, прочтите по очереди каждый вопрос медленно и спокойно и решите, на какие вопросы вы можете попытаться ответить (это вопросы, по которым вы знаете, хотя бы часть ответа), и отметьте их аккуратно (карандашом) «галочкой», Затем определите «плохие» вопросы и отметьте их «крестиком». Наконец, определите «хорошие» вопросы и отметьте их двумя «галочками». Все это займет несколько минут.

7. Не обращайте внимания на то, что вокруг уже все строчат ответы! Многие спешат там, где следует проявить осторожность. Пусть даже они за свою первую страницу набрали несколько баллов, зато вы, быть может, сохранили себе большее число баллов обдуманным выбором и обоснованной стратегией проведения экзамена.

8. Начинайте отвечать с «хороших» вопросов, т.е. с тех, в ответах которых вы уверены.

Правила вычисления степени  окисления:

1. Степень окисления атомов в простом веществе равна нулю.
2. В нейтральных молекулах алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов равна нулю, для сложных ионов эта сумма равна заряду иона.
3. Степень окисления водорода во всех соединениях, кроме гидридов металлов (NaH, CaH2), равна +1, в гидридах металлов степень окисления водорода равна -1.
4. Кислород в большинстве соединений имеет степень окисления -2, исключения фторид кислорода F2O+2 ,и пероксиды, содержащие группу –О – О– , в которой степень окисления кислорода -1.
5. Степень окисления у металлов всегда положительна, и для металлов главных подгрупп равна номеру группы.

Основные положения теории окислительно – восстановительных реакций.(ОВР)

1. Восстановлением называется процесс присоединения электронов атомом, молекулой или ионом. При этом степень окисления понижается.
2. Атомы, молекулы или ионы, принимающие электроны называются окислителями. Во время реакции они восстанавливаются.
3. Окислением называется процесс отдачи электронов атомом, молекулой или ионом. При этом степень окисления повышается.
4. Атомы, молекулы или ионы, отдающие электроны называются восстановителями. Во время реакции они окисляются.
5. Окисление всегда сопровождается восстановлением и наоборот. В ОВР число электронов, отданных восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем, то есть соблюдается электронный баланс.

Структура периодической системы.

Пусть зимний день с метелями

Не навевает грусть —

Таблицу Менделеева

Я знаю наизусть.

Зачем ее я выучил?

Могу сказать зачем.

В ней стройность и величие

Любимейших поэм.

Без многословья книжного

В ней смысла торжество.

И элемента лишнего

В ней нет ни одного.

В ней пробужденье дерева

И вешних льдинок хруст.

Таблицу Менделеева

Я знаю наизусть.

                  Н. Глазков

Периодическая система состоит из периодов и групп.

Период  - это ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомной массы, который начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом. Периодов всего 7.

1,2,3 – малые, так как состоят из одного ряда, 4,5,6 – дольшие, так как состоят из двух рядов, 7 – незавершенный, так как пока нет инертного газа, указавшего на завершение этого периода.

Группа – это вертикальный столбец системы. Групп всего 8. Каждая группа делится на главную и побочную подгруппы. Главная подгруппа содержит элементы малых и больших периодов, а побочная – только больших.

Порядковый номер элемента показывает заряд ядра, число электронов, протонов. Число нейтронов равно атомная масса минус порядковый номер.

Номер периода показывает число энергетических уровней.

Номер группы (для элементов главных подгрупп) показывает число электронов на последнем уровне.

Изотопы – атомы с одинаковым зарядом ядра, но разными массами.

Изобары – атомы с одинаковой массой, но разными зарядами ядра.

В пределах периода с ростом порядкового номера металлические свойства уменьшаются, а неметаллические усиливаются, так как:

1. увеличиваются заряды атомных ядер,

2. увеличивается число электронов на внешнем уровне,

3. радиус атома уменьшается.

В пределах главной подгруппы с ростом порядкового номера металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают, так как:

1. увеличиваются заряды атомных ядер,

2. увеличивается число энергетических уровней,

3. увеличивается радиус атома.

Виды химической связи.

Химическая связь – взаимодействие между атомами, приводящее к образованию устойчивой многоатомной системы.

Причины образования связи: стремление системы к минимуму энергии и стремление атомов к завершению внешнего энергетического уровня (он содержит 8 электронов).

Ионная связь – это электростатическое притяжение между ионами. Она возникает между атомами металлов ( а также NH4 +)  и неметаллов.

При образовании ионной связи атом металла отдает свои валентные электроны (электроны с внешнего уровня) атому неметалла, при этом каждый атом завершает свой внешний уровень.

К веществам с ионной связью относятся: щелочи, соли, некоторые оксиды и гидриды металлов.

Вещества с ионной связью образуют кристаллы с ионной кристаллической решеткой. Физические свойства: тугоплавкие, нелетучие, твердые, но хрупкие, растворимы в воде, растворы и расплавы проводят ток.

Ковалентная связь – это связь между атомами, возникающая за счет образования общих электронных пар. Она возникает между атомами неметаллов. Если они одинаковые, то связь ковалентная неполярная, а если разные, то ковалентная полярная.

При кристаллизации веществ с ковалентной связью образуются два типа кристаллических решеток:

1. Атомная по физическим свойствам это твердые, тугоплавкие, нелетучие, нерастворимые вещества. Например, алмаз, графит(С), кремний, бор, карборунд(SiC), кварц (SiO2), карбиды, силициды.
2. молекулярная по физическим свойствам это летучие, хрупкие вещества с низкой температурой плавления и кипения. Например, углекислый газ (СО2), лед, хлор, кислород, азот, нафталин, глюкоза, сахароза и другие органические вещества.

Металлическая связь возникает между атомами металлов. Для них характерна металлическая кристаллическая решетка. По физическим свойствам это тепло- и электропроводные вещества, пластичные, с металлическим блеском.

Водородная связь это связь между положительно поляризованными атомами водорода одной молекулы отрицательно поляризованными атомами (F,O, N) другой молекулы. Водородная связь бывает  межмолекулярная и внутримолекулярная.

Межмолекулярная водородная связь характерна для воды, спиртов, карбоновых кислот, фтороводорода.

Внутримолекулярная  водородная связь характерна для белков, ДНК и РНК.

Химическое равновесие и условия его смещения.

Химическое равновесие – это состояние системы, при котором скорость прямой реакции равна скорости обратной реакции.(концентрации веществ при этом могут быть и не равными)

Принцип Ле Шателье: если на систему, находящуюся в состоянии равновесия оказать внешние воздействие, то равновесие сместится в сторону реакции ослабляющей это воздействие.

На смещение равновесия влияют:

1. Температура. При повышение температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции (-Q). При понижение температуры равновесие смещается в сторону экзотермической реакции (+Q).
2. Концентрация. Повышение концентрации одного из веществ вызывает смещение равновесия в сторону той реакции, в которой это вещество расходуется.
3. Давление (только для газообразных веществ). Повышение давления смещает равновесие в сторону реакции, в которой уменьшается число молей газов(т.е уменьшается объем газов).
4. Катализатор не влияет на химическое равновесие, он только способствует его более быстрому достижению.

Основные положения теории Бутлерова:

1. Атомы в молекулах соединяются не беспорядочно, а строго в соответствии с их валентностью.
2. углерод в органических веществах всегда четырех валентен и образует цепи: прямые, разветвленные и замкнутые.
3. Свойства веществ зависят не только от того какие атомы и в каком количестве входят в состав молекулы, но и от порядка  их соединения.
4. атомы и группы атомов влияют друг на друга взаимно обуславливая химическую активность и реакционную способность.
5. химическое строение может быть установлено путем анализа или синтеза.
6. у каждого вещества только 1 структурная формула.

Изомеры – это вещества, имеющие одинаковый состав, но различающиеся по строению и свойствам.

Виды изомерии.

Структурная:

1. Изомерия углеродного скелета
2. Изомерия положения кратной связи или функциональной группы
3. Межклассовая (если одинаковые общие формулы классов)

Пространственная изомерия :

1.Геометрическая (цис-, транс- изомерия),

2. оптическая изомерия.

Гомологи – это вещества имеющие сходное строение и сходные свойства, но различающиеся по составу на одну или несколько групп – СН2- (гомологическая разность).

Валентные состоянии атома углерода.

 Гибридизация – это выравнивание электронных облаков по форме и энергии.

Первое валентное состояние(sр3 - гибридизация) участвуют облака одного S  и трех р – электронов. Угол между облаками составляет 109о 28′  , длина связи между атомами углерода – 0,154 нм, форма расположения электронных облаков в пространстве  – тетраэдр. Эта гибридизация возможна у тех атомов углерода, которые связаны с другими атомами только простыми σ-  связями.

Второе валентное состояние(sр2 - гибридизация) участвуют облака одного S  и двух р – электронов. Угол между облаками составляет 120о ′  , длина связи между атомами углерода – 0,134 нм, форма расположения электронных облаков в пространстве  – плоский треугольник. Эта гибридизация возможна у тех атомов углерода, которые связаны с другими атомами двойной связью, состоящей из одной σ-  и одной π- связей.

Третье  валентное состояние(sр - гибридизация) участвуют облака одного S  и одного р – электронов. Угол между облаками составляет 180о, длина связи между атомами углерода – 0,12 нм, форма расположения электронных облаков в пространстве  – линейная. Эта гибридизация возможна у тех атомов углерода, которые связаны с другими атомами тройной связью, состоящей из одной σ-  и двух π- связей.

Типы химических реакций в органической химии.

1. Замещение(S) – реакция в ходе которой атом или группа атомов в субстрате заменяется на атом или группу атомов реагента. В основном протекает по радикальному механизму.
2. Присоединения (А) – реакция в ходе которой у молекуле субстрата присоединяются атом или группа атомов реагента. В субстрате должна быть кратная связь.

 Различают следующие реакции присоединения :

а) гидрирование (+Н2)

б) гидратации(+Н2О)

в) галогенирования (+Г2)

г) гидрогалогенирования (+НГ)

д) полимеризации – присоединение большого числа одинаковых молекул.

Протекают по ионному механизму.

3. Отщепления(элиминирования)(Е)- реакция, в ходе которой от молекулы субстрата отщепляется 2 атома или  2 группы атомов.

Различают следующие реакции отщепления :

а) дегидрирование (-Н2)

б) дегидратации(-Н2О)

в) дегалогенирования (-Г2

) г) дегидрогалогенирования (-НГ)

д) крекинг деление молекулы пополам (по числу атомов углерода) протекает по ионному механизму.

4. Изомеризация реакции образования изомеров.
5. Окисление