Сдаём ЕГЭ, ОГЭ по химии
Здесь Вы найдёте информацию по подготовке к экзаменам
Что такое ЕГЭ и как нам к нему относиться?
При всей неоднозначности отношения к ЕГЭ и ГИА, много негатива происходит из банальногостраха - ведь это первый значимый жизненный ЭКЗАМЕН, от результата которого многое зависит; и нежелания работать - большинство учеников с низкими результатами учебы, в первую очередь просто не могут заставить себя учиться. Школьная программа, по силам всем ребятам, но не у всех хватает воли и самодисциплины. А теперь спросите себя: "Почему ЕГЭ или ГИА это плохо?", к какой группе я отношу себя: первой, второй, или в моей случае есть третья причина?
Обсуждать достоинства и недостатки ЕГЭ и ГИА, как и любого другого экзамена, можно бесконечно долго, но давайте будем относиться к ним как данности: мы ведь не можем отменить экзамен, и готовиться к нему а затем сдавать всё равно придется! Поэтому, отложим праздные рассуждения, отбросим страхи и лень и подумаем как взяться за подготовку.
Когда начинать готовиться?
Здесь следует помнить, что начать готовиться заранее никому не повредит, а вот упустить время и вспомнить об экзамене когда будет уже поздно можно легко.
Кроме того, в учебном году накануне экзамена изрядная часть уроков посвящена подготовке, регулярно проводятся проверочные и контрольные в формате ГИА и ЕГЭ, за которые часто ставятся отметки в журнал, поэтому если Вы хотите избежать многочисленных стрессов из-за низких результатов во время учебы, поднять собственную самооценку и веру в свои силы - возьмитесь за подготовку вовремя! Лучше это сделать еще до начала учебного года, чтобы уже на первой проверочной работе в школе проявить себя.
Если же время упущено, предварительный результаты плохие, веры в себя нет, а экзамен уже совсем скоро - не отчаивайтесь и возьмитесь за подготовку прямо сейчас! Помните, всё в ваших руках!
Залог успеха в подготовке - самодисциплина. Очень действенным способом организоваться является составление плана. Он не обязательно должен быть подробным и строгим. Например, на первых порах достаточно будет определить для себя: "4 часа в неделю на подготовку"! - и отработать эти часы станет уже делом принципа, ведь мы знаем, что в состоянии выполнить слово данное самому себе.
Еще лучше составить подробный план занятий. Для начала определите, кто вы - "сова" или "жаворонок", и в зависимости от этого максимально используй утренние или вечерние часы. Составляя план на каждый день подготовки, необходимо четко определить, что именно сегодня будет изучаться Не вообще "немного позанимаюсь", а какие именно разделы и темы.
Чередуйте занятия и отдых, скажем, 40 минут занятий, затем 20 минут - перерыв. Можно в это время отвлечься, переключиться на хобби, сделать зарядку, принять душ.
По ходу подготовки фиксируйте результаты. Особенно важно отмечать для себя трудные темы и задания. Это позволит не просто значительно увеличить продуктивность подготовки - вы будете целенаправленно устранять пробелы и вникать в те моменты, которые вызывают затруднения. Лучше для этой цели завести отдельную тетрадь. Накануне экзамена эти записи будут особенно важны - с ними вы сможете за 2-3 дня повторить и отработать все "скользкие" моменты и значительно сэкономить время.
Обязательно уделите достаточно времени простым заданиям! Помните: эти баллы упускать нельзя. Заработать 1 балл на сложных заданиях труднее, чем 4-5 баллов на простых - тем обиднее будет ошибиться в простых заданиях.
Это очень важно! Большинство выпускников "наступает на эти грабли" - потратив кучу времени на сложные задания и потеряв при этом баллы на простых. Занимайтесь систематически - например, через день-два по часу. Чтобы правильно решить большое количество примеров, необходима отработанная техника решений. Ошибаться в группе простых заданиях обидно, ошибки в них говорят лишь о "ненабитой руке".
Когда вы будете близки к уверенному выполнению простых заданий, переходите к сложным. Параллельно не забывайте приобретать новые варианты и решать то, что вы уже умеете.
Занимайтесь систематически, засекая время. Несколько раз сдайте пробный экзамен. Вам важно привыкнуть к нему, чтобы не ошибиться при оформлении. Пробный можно сдать в школе или в специальном центре (см. сайт ФИПИ).(по материалам сайта ЕГЭ/ГИА От урока - До экзамена)
Тесты для подготовки к ЕГЭ
Строение электронных оболочек атомов элементов. Электронная конфигурация атома
Закономерности изменения свойств элементов и их соединений в связи с положением в ПСХЭ
Периодический закон Д.И. Менделеева
Общая характеристика металлов I-IIIА групп, общая характеристика неметаллов IV-VIIА групп
Электроотрицательность. Степень окисления
Тесты для подготовки к ОГЭ
Характерные химические свойства простых веществ (металлов и неметаллов)
Периодический закон Д.И. Менделеева
Электролиты и неэлектролиты. Катионы и анионы. Электролитическая диссоциация кислот, щелочей и солей
Закономернрсти изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам
Строение вещества. Химическая связь
Скачать:
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Свойства элемента и его соединений определяются прежде всего строением внешнего энергетического уровня. Электроны слоёв, расположенных глубже, не участвуют в образовании химических связей, их оберегают от этого внешние электроны, называемые валентными. У элементов побочных подгрупп к валентны, помимо внешнего энергетического уровня, относятся также электроны заполняющихся d - орбиталей. Энергетически менее выгодные для электрона 3 d - орбитали начинают заполняться только после 4 s -подуровня. Ti +2 2 4 8 0 2 8 10 2 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 4p 0 4d 0
Таким образом, истинная причина сходства свойств химических элементов заключается в периодическом повторении электронной конфигурации валентных электронов , упрощённо говоря, строения внешнего энергетического уровня. Общее число электронов постепенно растёт, а вот их расположение на внешнем энергетическом уровне периодически повторяется. Поэтому и свойства элементов и их соединений периодически повторяются
Восстановительные свойства атомов (способность терять электроны при образовании химической связи) в главных подгруппах возрастают, в периодах – уменьшаются. Окислительные (способность принимать электроны), наоборот, - в главных подгруппах уменьшаются, в периодах - возрастают
Поскольку окислительно – восстановительные свойства атомов оказывают влияние на свойства простых веществ и их соединений, то металлические свойства простых веществ элементов главных подгрупп возрастают, в периодах – убывают, а неметаллические – соответственно, наоборот – в главных подгруппах убывают, а в периодах – возрастают.
В высшем оксиде валентность элемента равна номеру группы, в летучем водородном соединении для неметаллов валентность определяется как разность 8 – номер группы. Высший гидроксид неметалла – кислота. Высший гидроксид металла – основание. Характер оксидов и гидроксидов соответственно изменяется: в группах кислотные свойства с увеличением заряда ядра элемента убывают, а кислотные – возрастают.
Радиус атома с увеличением зарядов ядер атомов в периоде уменьшается , т.к. притяжение ядром электронных оболочек усиливается. Происходит своеобразное сжатие. От лития к неону заряд ядра постепенно увеличивается (от 3 до 10), что обуславливает возрастание сил притяжения электронов к ядру, размеры атомов уменьшаются. Поэтому в начале периода расположены элементы с небольшим числом электронов на внешнем электронном слое и большим радиусом атома. Электроны, находящиеся дальше от ядра, легко от него отрываются, что характерно для элементов-металлов
В одной и той же группе с увеличением номера периода атомные радиусы возрастают , т.к. увеличение заряда атома оказывает противоположный эффект. С точки зрения теории строения атомов, принадлежность элементов к металлам ли неметаллам определяется способностью их атомов отдавать или присоединять электроны. Атомы металлов сравнительно легко отдают электроны и не могут их присоединять для достраивания своего внешнего электронного слоя
О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов Химия. Выпускной экзамен М. Дрофа, 2008. П.А. Оржековский Подготовка к ЕГЭ. Химия. Сборник заданий. М. Эксмо, 2011
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Мета́ллы (от лат. metallum — шахта, рудник) — группа элементов, обладающая характерными металлическими свойствами. С развитием производства металлов(простых веществ) и сплавов связано возникновение цивилизации (бронзовый век, железный век). Определение
Начавшаяся примерно 100 лет назад научно-техническая революция, затронувшая и промышленность, и социальную сферу, также тесно связана с производством металлов. На основе вольфрама, молибдена, титана и других металлов начали создавать коррозионностойкие, сверхтвёрдые, тугоплавкие сплавы, применение которых сильно расширило возможности машиностроения. В ядерной и космической технике из сплавов вольфрама и рения делают детали, работающие при температуре до 3000 ͦС; в медицине используют хирургические инструменты из сплавов тантала и платины, уникальной керамики на основе оксидов титана и циркония. В большинстве сплавов используют давно известный металл железо, а основу многих лёгких сплавов составляют сравнительно «молодые» металлы – алюминий и магний. Некоторые сведения о металлах
Связь в металлах между ионами посредством обобществления электронов называется металлической. На рисунке изображена схема кристаллической решётки натрия. В ней каждый атом натрия окружён восемью соседями. У атома натрия, как и у всех металлов, имеется много свободных валентных орбиталей и мало валентных электронов. Электронная формула атома натрия: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0 , где 3s , 3p , 3d – валентные орбитали . Единственный валентный электрон атома натрия 3s 1 может занимать любую из девяти свободных орбиталей 3s (одна), 3p (три), 3d (пять), ведь они не очень отличаются по уровню энергии. При сближении атомов, когда образуется кристаллическая решётка, валентные орбитали соседних атомов перекрываются, благодаря чему электроны свободно перемещаются с одной орбитали на другую, осуществляя связь между всеми атомами кристалла металла. Металлическая связь
Веществам с металлической связью присущи металлические кристаллические решётки, которые обычно изображают так, как показано на рисунке. Катионы и атомы металлов, расположенные в узлах кристаллической решётки, обеспечивают её стабильность и прочность (обобществлённые электроны изображены в виде чёрных маленьких шариков). Особый вид химической связи и тип кристаллической решётки металлов определяют и объясняют их физические и химические свойства. + + + + + + Металлическая связь
Физические свойства Для металлов характерны следующие физические свойства. Это металлический блеск, пластичность, высокая электрическая проводимость и теплопроводность, рост электрического сопротивления при повышении температуры, а также такие значимые свойства, как плотность, высокие температуры плавления и кипения, твёрдость Вещество Химическая формула Агрегатное состояние Плотность Температура плавления Температура кипения Натрий Na твёрдое 0,97 +98 +900 Калий K твёрдое 0,85 +64 +760 Ртуть Hg жидкое 13,55 -39 +357 Золото Ag твёрдое 19,32 +1063 +2856 Вольфрам W твёрдое 19,30 +3422 +5555
Физические свойства
Химические свойства
Химические свойства Чем левее стоит металл в этом ряду, тем более сильным восстановителем он является. Каждый металл способен вытеснять (восстанавливать) из солей в растворе те металлы, которые в ряду напряжений стоят после него (правее). Металлы, находящиеся в ряду напряжений левее водорода, способны вытеснять его из кислот в растворе. Восстановительная активность металла, определённая по электрохимическому ряду, не всегда соответствует положению его в Периодической системе. Это объясняется тем, что при определении положения металла в ряду напряжений учитывают не только энергию отрыва электронов от отдельных атомов, но и энергию, затрачиваемую на разрушение кристаллической решётки, а также энергию, выделяющуюся при гидратации ионов.
Металлы, являющиеся самыми сильными восстановителями (щелочные и щелочноземельные), в любых водных растворах взаимодействуют прежде всего с водой. Например, литий более активен в водных растворах, чем натрий (хотя по положению в Периодической системе Na – более активный металл). Дело в том, что энергия гидратации ионов Li + значительно больше, чем энергия гидратации Na + , поэтому первый процесс является энергетически более выгодным. Химические свойства
Взаимодействие металлов с кислородом пероксид натрия оксид натрия (основный оксид) оксид лития оксид кальция t ◦ t ◦
Взаимодействие металлов с неметаллами хлорид магния хлорид железа ( III ) гидрид кальция t ◦
Взаимодействие металлов с неметаллами нитрид лития сульфид железа ( II ) t ◦
Взаимодействие металлов со сложными веществами гидроксид натрия гидроксид бария гидроксид алюминия
Взаимодействие металлов со сложными веществами гидроксид магния t ◦ H 2 O , пар железная окалина
Взаимодействие металлов со сложными веществами
С солями менее активных металлов в растворе. В результате такой реакции образуется соль более активного металла и выделяется менее активный металл в свободном виде. Например: Fe 0 + Cu +2 SO 4 =Fe +2 SO 4 + Cu Нужно помнить, что реакция идёт в тех случаях, когда образующаяся соль растворима. Вытеснение металлов из их соединений другими металлами впервые подробно изучил Н.Н. Бекетов – русский физик-химик. Взаимодействие металлов со сложными веществами
Взаимодействие металлов со сложными веществами Zn -ZnCl 2 1,3-дихлорпропан циклопропан хлорметан этан
Взаимодействие металлов со сложными веществами
О . В. Мешкова . Интенсивная подготовка ЕГЭ. Химия. Универсальный справочник, М. Эксмо 2010 ttp://www.fxyz.ru/ справочные_данные / термодинамические_свойства_веществ Источники
Предварительный просмотр:
Подписи к слайдам:
Определение Немета́ллы — химические элементы с типично неметаллическими свойствами, которые занимают правый верхний угол Периодической системы. Расположение их в главных подгруппах соответствующих периодов следующее : Период группа I II III IV V VI VII VIII 1 B C N O F He 2 Si P S Cl Ne 3 As Se Br Ar 4 Te I Kr 5 At Xe 6 Rn
Химическая связь В простых веществах атомы неметаллов связаны ковалентной неполярной связью. Благодаря этому формируется более устойчивая электронная система, чем у изолированных атомов. При этом образуются одинарные (например, в молекулах водорода H 2 , галогенов F 2 , Br 2 , I 2 ), двойные (например, в молекулах кислорода O 2 ), тройные (например, в молекулах N 2 ) ковалентные связи. H H O O N N одинарные двойные тройные
Молекулярное строение При обычных условиях неметаллов представляют собой газы или твёрдые вещества и лишь один-единственный бром является жидкостью О 2 О 3 H 2 Cl 2 F 2 красный фосфор сера йод графит кремний бром
Эти вещества образованы длинными цепями атомов ( C n , B n , Si n , Se n , Te n ). Из-за большой прочности ковалентных связей они, как правило, имеют высокую твёрдость, и любые изменения, связанные с разрушением ковалентной связи в их кристаллах (плавление, испарение), совершаются с большой затратой энергии. Многие такие вещества имеют высокие температуры плавления и кипения, а летучесть их весьма мала. Атомное строение графит алмаз кремний
Химические свойства Для атомов неметаллов, а следовательно, и для образованных ими простых веществ характерны как окислительные, так и восстановительные свойства. F 2 ˃ O 3 ˃ Cl 2 ˃ O 2 ˃ I 2 ˃ C ˃ Si ˃ P ˃ N 2 ˃ S ˃ H 2 Увеличиваются окислительные свойства Увеличиваются восстановительные свойства
Окислительные свойства неметаллов проявляются, в первую очередь, при их взаимодействии с металлами (металлы всегда восстановители): 2 Na 0 + S 0 = Na S 3 Mg 0 + N = Mg N Fe 0 + S 0 = Fe +2 S 2 2Fe 0 + 3Cl = 2Fe +3 Cl Окислительные свойства хлора Cl 2 выражены сильнее, чем у серы, поэтому и металл Fe , который имеет в соединениях устойчивые степени окисления +2 и +3, окисляется им до более высокой степени окисления Окислительные свойства 2 с ульфид натрия 6 хлорид железа (III) нитрид магния 6 2
Большинство неметаллов проявляют окислительные свойства при взаимодействии с водородом. В результате образуются летучие водородные соединения: H + S 0 H S 2 3 H + N N 3 H H + Cl = 2H + Cl Окислительные свойства 2 сероводород 6 хлороводород аммиак 2 t◦ свет p,t ◦ , катал.
Любой неметалл выступает в роли окислителя в реакциях с теми неметаллами, которые имеют более низкое значение электроотрицательности : 2P 0 + 5S 0 = P S Электроотрицательность серы больше, чем у фосфора, поэтому она здесь проявляет окислительные свойства Окислительные свойства H, Si, As, P, Se, C, S, I, Br, Cl , N, O, F Усиление электроотрицательности 1 сульфид фосфора (V)
Электроотрицательность фтора больше, чем у всех химических элементов, поэтому он проявляет свойства окислителя. Фтор F 2 – самый сильный окислитель из неметаллов, проявляет в реакциях только окислительные свойства. S 0 +3 F = S +6 F H + F = 2H + F Si 0 + 2F = S +4 F Окислительные свойства 6 2 4
Окислительные свойства неметаллы проявляют и в реакциях с некоторыми сложными веществами. В первую очередь необходимо отметить окислительные свойства кислорода в реакциях со сложными веществами: C 4 H 4 + 2O C +4 O + 2H 2 O 2 восстановитель С 4 - 8 C +4 1 окислитель O + 4 2O 2 2 Не только кислород, но и другие неметаллы также могут быть окислителями в реакциях со сложными веществами: Fe +2 Cl + Cl = 2Fe +3 Cl восстановитель Fe +2 - 1 Fe +3 1 окислитель Cl + 2 2Cl 2 C ильный окислитель хлор окисляет хлорид железа( II ) в хлорид железа (III) Окислительные свойства
Хлор Cl 2 как более сильный окислитель вытесняет йод I 2 в свободном виде из раствора иодида калия 2K + I + Cl = K + Cl + I восстановитель 2I - 2 I 1 окислитель Cl + 2 2Cl 1 Галогенирование метана – характерная реакция для алканов : C 4 H 4 + Cl C 2 H 3 Cl + HCl восстановитель C 4 - 2 C 2 1 окислитель Cl + 2 2Cl 1 Окислительные свойства свет
При взаимодействии неметаллов друг с другом в зависимости от значения их электроотрицательности , один из них проявляет свойства окислителя, а другой – свойства восстановителя. По отношению ко фтору все неметаллы (даже кислород) проявляют восстановительные свойства. Неметаллы, кроме фтора, служат восстановителями при взаимодействии с кислородом: S 0 + O S +4 O N +O 2N +2 O -2 В результате реакций образуются оксиды неметаллов: несолеобразующие и солеобразующие кислотные. И хотя галогены непосредственно с кислородом не соединяются, известны их оксиды: Cl 2 O, ClO 2 , Cl 2 O 7 , Br 2 O, BrO 2 , I 2 O 5 и др., которые получают косвенным путём. Восстановительные свойства t◦ 4 4 t◦ несолеобразующий оксид солеобразующий кислотный оксид
Многие неметаллы могут выступать в роли восстановителя в реакциях со сложными веществами – окислителями: H +Cu +2 O Cu 0 + H O восстановитель H - 2 2 H + 1 окислитель Cu +2 + 2 Cu 0 1 C 0 + 4HN +5 O 3 C +4 O 2 ↑+ 4N +4 O 2 ↑+ 2H 2 O восстановитель С 0 - 4 C +4 1 окислитель N +5 + 1 N +4 4 Восстановительные свойства t◦ t◦
C уществуют и такие реакции, в которых один и тот же неметалл является одновременно и окислителем, и восстановителем. Эти реакции называют реакциями самоокисления-самовосстановления ( диспропорционирования ): Cl +H 2 O HCl -1 + HCl +1 O восстановитель Cl 0 - 1 С l +1 1 окислитель Cl 0 +1 С l -1 1 Cl + 6 KOH = 5KCl -1 +KCl +5 O 3 +2H 2 O восстановитель C l 0 - 5 Cl +5 1 окислитель Cl 0 +1 Cl -1 5 Восстановительные свойства
Источники О. В. Мешкова . Интенсивная подготовка ЕГЭ. Химия. Универсальный справочник, М. Эксмо 2010 http ://images.yandex.ru/yandsearch?text= красный+фосфор http://images.yandex.ru/yandsearch?p=2&text=% D0%B3%D1%80%D0%B0%D1%84%D0%B8%D1%82&rpt=image&ed=1 http://images.yandex.ru/yandsearch?p=5&text=%D0%B9%D0%BE%D0%B4+% D0%BA%D1%80%D0%B8%D1%81%D1%82%D0%B0%D0%BB%D0%BB%D0%B8%D1%87%D0%B5%D1%81%D0%BA%D0%B8%D0%B9&rpt=image&ed=1 http://images.yandex.ru/yandsearch?text=% D0%BA%D1%80%D0%B5%D0%BC%D0%BD%D0%B8%D0%B9&rpt=image http://images.yandex.ru/yandsearch?text=% D0%B1%D1%80%D0%BE%D0%BC&rpt=image http://images.yandex.ru/yandsearch?rpt=simage&ed=1&text= алмаз