Химия, подготовка к ГИА (11 класс)

ПОРЯДОК ПОВТОРЕНИЯ  ТЕМЫ «СТРОЕНИЕ АТОМА» (11 класс)

1. Состав атома: протоны, нейтроны, электроны (обозначение, масса, заряд)
2. Понятие атома, элемента, заряда ядра
3. Массовое число, масса атома сосредоточена в ядре A = N + Z
4. Определение количества протонов и электроны по ПС, физический смысл атомного номера, расчет количества нейтронов

              39 19К (19р, 20n) 19e

5. Понятие изотопов;  изобаров; относительной атомной массы как среднего арифметического масс изотопов с учетом распространения
6. Двойственная природа электронов, главные квантовые числа, (ознакомительно).
7. Электронная оболочка, понятие энергоуровня, физический смысл номера периода. Максимальное количество е на уровне, понятие завершенного уровня, особенности завершения внешнего уровня

(таблица в профильном учебнике с 14)

8. Порядок заполнения атомных орбиталей,  электронная схема и электронно-графическая формула элементов 1, 2, 3 периодов, принцип наименьшей  энергии, понятие валентных электронов спаренных и неспаренных электронов

             7N   )  )      1s22s22p3

                          2   5

9. Главная (А) и побочная (В) подгруппа,  принцип наименьшей энергии, правила Клечковского

10. Понятие ионов, изменение электронной схемы и формулы при переходе электронов,  стремление частиц к завершению внешнего энергетического уровня = строение атомов инертных элементов (передвигаться по ПС на определенное число клеточек вправо или влево)
11. Металлы и неметаллы (по строению атома), их расположение в ПС

Диагностическая карта подготовки к ЕГЭ-2020 по химии  

учени____  11 «____» ______________________________________

Диагностическая карта подготовки по органической химии  

учени____  10 «____» ______________________________________

Подготовка к ЕГЭ 2020 учени____11 «____» класса _____________________

Календарно-тематическое планирование

по подготовке к ЕГЭ по химии 2019-2020 уч. год

Строение атома. Периодическая система. Виды химической связи.

Строение вещества

Строение атома.

Атом - наименьшая частица химического элемента.

В центре атома находится положительно заряженное ядро, радиус атомного ядра примерно в 100 000 раз меньше радиуса атома.

В ядре сосредоточена почти вся масса атома: протоны обладают массой 1,0073 а.е.м. и условным зарядом +1, масса нейтрона составляет 1,0087 а. е. м.и зарядом равным 0.

Суммарное число протонов Z и нейтронов N в ядре атома называют массовым числом А.

Число протонов в ядре равно атомному номеру элемента, число нейтронов – разности  между массовым числом элемента А и его атомным номером Z.

Около ядра движутся электроны. Масса электрона составляет 1\1836 массы протона, заряд его условно принят равным -1. Число электронов равно числу протонов.

Химический элемент – это вид атомов с одинаковым зарядом ядра.

Изотопы – это атомы одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа.

Атомы всех изотопов одного и того же химического элемента отличаются друг от друга числом нейтронов.

Изобары – это атомы разных элементов, имеющие одинаковые массовые числа, но разные заряды ядер.

В основе современной теории строения атома лежат следующие основные положения:

1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна, подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом; в то же время, движущийся электрон проявляет волновые свойства, например, характеризуется способностью к дифракции. Длина волны электрона λ и его скорость v связаны соотношением де Бройля:

λ = h / mv,                                                                     

где m — масса электрона.

2. Для электрона невозможно одновременно точно, измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате, и наоборот. Математическим выражением принципа неопределенности служит соотношение

∆x∙m∙∆v> ћ/2,                                                                

где ∆х — неопределенность положения координаты, ∆v — погрешность измерения скорости.

3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части около ядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью.

4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название — нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.

Различные виды атомов имеют общее название — нуклиды. Нуклиды достаточно характеризовать любыми двумя числами из трех фундаментальных параметров: А — массовое число, Z — заряд ядра, равный числу протонов, и N — число нейтронов в ядре. Эти параметры связаны между собой соотношениями:

Z = А - N, N = А - Z, А= Z + N.                                                 

Нуклиды с одинаковым Z, но различными А и N, называют изотопами.

Электронная оболочка любого атома делится на энергетические уровни, уровни делятся на подуровни (обозначаются буквами s, p, d, f). Подуровни состоят из атомных орбиталей – областей пространства, где вероятно пребывание электронов. Орбитали обозначаются как 1s (орбиталь 1-го уровня s-подуровня), 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s… Число орбиталей в подуровнях:

Заполнение атомных орбиталей электронами происходит в соответствии со следующими правилами:

• электроны заполняют орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией.

Последовательность нарастания энергии подуровней:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s…

• В каждой орбитали может разместиться не более двух электронов.

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

                или        

пустая орбиталь         орбиталь с неспаренными электронами          орбиталь с электронной парой

• 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).

Заполнение электронами уровней показано на диаграмме:

Следующий элемент этого периода — 24Сr. На основании трех основных положений — принципа Паули, правила Гунда и принципа наименьшей энергии — его электронную конфигурацию можно представить так 

хотя на самом деле у атома 24Cr обнаружены некоторые аномалии и действительная его электронная конфигурация несколько иная (как и еще у одного элемента 29Сu).

Повышенной устойчивостью обладают полностью или наполовину заполненные подуровни (s1 или s2 , d5 или d10 и т. д.) Если при заполнении подуровня окажется, что он обладает электронной конфигураций d4, d9, т. е. близкой к устойчивому состоянию, то электрон с внешнего уровня «проскакивает» на формируемый уровень. Так, у атома хрома происходит «проскок» электрона с 4s-подуровня на 3d- подуровень:

24Сr1s22s22p63s23p64s13d5

29Сu1s22s22p63s23p64s13d10

Принцип наименьшей энергии справедлив только для основных состояний атомов. В возбужденных состояниях электроны могут находиться на любых орбиталях атомов, если при этом не нарушается принцип Паули.

• 1 . Ион, в составе которого 16 протонов и 18 электронов, имеет заряд
  1) +4       2) -2               3) +2             4) -4
• 2. Конфигурация внешнего электронного слоя атома серы в невозбужденном состоянии

     1) 4s2    2) 3s23р6    3)  3s23р4     4) 4s24р4 

• 3. Электронную   конфигурацию   1s22s22p63s23p64s1   в  основном  состоянии имеет атом

1) лития

2) натрия

3) калия

4) кальция

• 4. Восьмиэлектронную внешнюю оболочку имеет ион

1) Р3+         2) S2-              3)С15+          4) Fe2+ 

• 5. Электронная конфигурация Is22s22p63s23p6соответствует иону

1)  Sn2+        2) S2-      3) Cr3+         4) Fe2+ 

Периодический закон.

Периодическая система химических элементов

Д.И. Менделеева в свете строения атома.

Свойства химических элементов и образованных ими соединений находятся в периодической       зависимости от заряда ядра их атомов.

   В Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, графическом изображении Периодического закона, каждое обозначение: порядковый (атомный) номер элемента, номер периода номер группы связано со строением атома.

   Для элементов неметаллов по номеру группы можно определить низшую степень окисления и количество непарных электронов на внешнем энергетическом уровне атома. Для этого из номера группы, в которой находится элемент, надо вычесть максимальный номер группы 8.

Например:

Периоды            Za

Группы                       Ra

ne-на внешнем уровне

                                                       Э.О.

                                                                 Восстановительные свойства (-e-)

                                                                           Окислительные свойства (+e-)

                                                                                     Металлические свойства

                                                                                                 Неметаллические свойства                  

                                      п

                                      о    

                                      с

                                      т

                                      о

                                      я

                                      н

                                      н

                                      о

Причина изменения свойств также объясняется строением атомов химических элементов.

   Каждый период начинается элементом щелочным металлом (исключение – первый период), в атомах которых на внешнем энергетическом уровне имеются один s – электрон. Общая электронная формула строения внешнего энергетического уровня щелочных металлов ns1, где n – номер периода.

   Каждый период заканчивается элементом благородным газом. В атомах элементов благородных

газов на внешнем энергетическом уровне имеются два s- и шесть p-электронов. Общая электронная формула строения внешнего энергетического уровня благородных газов ns2np6, где n - номер периода

(исключение: гелий He - ns2).

Период - это горизонтальная последовательность элементов по возрастанию порядкового

(атомного) номера элемента, атомы которых имеют одинаковое число энергетических уровней,

численно равное номеру периода.

   В периодах металлические свойства уменьшаются, а неметаллические свойства увеличиваются.