Подготовка к ОГЭ по химии ( теория и практика) 2019 год
материал для подготовки к егэ (гиа) по химии (9 класс) по теме

Агафонова Елена Леонидовна

ОГЭ по химии – это один из экзаменов в конце 9-го класса, который может сдаваться по выбору ученика.  В экзамене сочетается большое количество заданий и очень ограниченное время на их выполнение – на одно задание приходится 5,5 минут.Минимальный порог по химии в 2017 году равен девяти баллам.В зависимости от набранных баллов выставляется соответствующая отметка. Максимальный балл, в зависимости от типа теста, может быть равен 34 .Экзамен состоит из двух частей, включающих в себя 22 задания.

  • Часть 1: 19 заданий (1–19) с кратким ответом. Записывается в виде цифры либо в виде последовательности цифр.
  • Часть 2: три задания (20–22) с развернутым ответом. Дайте полный ответ, включающий в себя необходимые уравнения реакций и расчеты.
  • В данном учебном материале будет представлена :  теория и тесты по своей сложности и структуре идентичны реальным экзаменам.
  • Все предложенные тесты разработаны и одобрены для подготовки к ОГЭ Федеральным институтом педагогических измерений (ФИПИ). 

Скачать:


Предварительный просмотр:

Современное представление о строении атома.  Изотопов. Строение электронных оболочек атомов элементов I-IV периодов. S, p, d - элементы.

Электронная конфигурация атома. Основное и возбуждённое состояния атомов.

Изотопы – атомы одного элемента, с одинаковым ядерным зарядом, но различным количеством нейтронов в ядре. Характеристика изотопа: массовое число и порядковый номер.

Различные положения электрона вокруг ядра рассматривают как электронное облако с определённо плотностью отрицательного заряда.

  Орбиталь –Различают по форме: s, p, d, f –орбитали.

 S – орбиталь.

Электронная оболочка любого атома представляет собой сложную систему. Она делится на подоболочки с разной энергией (энергетические уровни).Уровни, в свою очередь, подразделяются на подуровни.

При сообщении дополнительной энергии атому происходит переход электронов с более низкой по энергии орбитали на более высокую по энергии орбиталь.                            

    Ca(1s 22s 22p63 s 23p 64s 2)  →   Ca* (1s 22s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 13d  1)

     Основное состояние                        возбуждённое состояние

Строение атома и химические свойства элементов

Из рассмотренных электронных конфигураций атомов видно, что элементы VIIIА-группы (Не,Ne,Аг и др.)имеют уровни одновременно (s2р6), такие конфигурации обладают высокой устойчивостью и обеспечивают химическую пассивность благородных газов.

В атомах остальных элементов внешние s – и  р-подуровни — незавершенные, они и показаны в сокращенных электронных конфигурациях, например 17С1 = [10Ке]Зs2Зр5 (символ благородного газа отвечает сумме заполненных предыдущих подуровней, т. е. 10Nе = 1s22s26'). Незавершенные подуровни и электроны на них иначе называются валентными, так как именно они могут  участвовать в образовании химических связей между атомами.

Электронная конфигурация атома элемента определяет свойства этого элемента в периодической системе. Число энергетических уровней данного элемента равно номеру периода, а  число валентных электронов атома — номеру группы, к которым относится элемент.

      Если валентные электроны расположены только на атомной s-    орбитали, то элементы относятся к .секции s - элементов (1А-, IIА-группы); если они расположены на s- и р - орбиталях, то элементы относятся к секции р- элементов (от IIIА- до VIIIА- группы).

В соответствии с энергетической последовательностью подуровней, начиная с элемента скандий Sс, в периодической системе появляются Б - группы, а у атомов этих элементов заполняется d - подуровень предыдущего уровня (см. выше примеры электронных конфигураций Sс, Сг, Мn, Сu и Zn). Такие элементы называются  d – элементами ( переходными элементами), и их в каждом периоде десять, например, в 4-м периоде это элементы от Sc до Zn.

Атомы типичных металлов легко отдают свои валентные электроны( полностью или частично) и становятся простыми катионами.

K(4s1) → K +(4sº),

Ca(4s2) → Ca2+ (4sº),

 Cu(3d 104s 1) → Cu2+ (3d 94s 0),

Атомы типичных неметаллов легко   принимают  дополнительные электроны на валентные подуровни (до восьми внешних электронов) и становятся простыми анионами, например:

N(2s 22p 3) → N -3(2s 22p6)

Ссылки для изучения темы:

http://www.hemi.nsu.ru/ucheb125.htm

http://www.alhimikov.net/electron/01.html

Тест. «Строение  атома.»

1. Количество электронов в атоме равно

1)

числу протонов

2)

числу нейтронов

3)

числу энергетических уровней

4)

относительной атомной массе

2 . Ион, в составе которого 16 протонов и 18 электронов, имеет заряд
1) +4      
2) -2               3) +2                     4) -4

3. Внешний энергетический уровень атома элемента, образующего высший оксид состава ЭОз, имеет формулу

1) ns2np1            2) ns22         3) nз23           4) ns24 

4. Электронную   конфигурацию   1s22s22p63s23p64s1   в  основном  состоянии имеет атом

1) лития

2) натрия

3) калия

4) кальция

5. В основном состоянии три неспаренных электрона имеет атом

1)   кремния

2)   фосфора

3)  серы

4)  хлора

6. Элемент с электронной конфигурацией внешнего уровня ... 3s23p3 образует водородное соединение состава

1) ЭН4                   2) ЭН                    3) ЭН3                   4) ЭН2

7. Атом   металла,   высший   оксид   которого   Ме2О3,   имеет   электронную формулу внешнего энергетического уровня

1) ns2пр1                  2) ns2пр2                     3) ns2np3                  4) ns2nps

8.  Высший оксид состава R2O7 образует химический элемент, в атоме которого заполнение электронами энергетических уровней соответствует ряду чисел:

1) 2, 8, 1                  2) 2, 8, 7                  3) 2, 8, 8, 1            4) 2, 5

9.  У атома серы число электронов на внешнем энергетическом уровне и заряд ядра равны соответственно

1)4  и  + 16    2)6  и  + 32      3)6  и  + 16    4)4  и  + 32

10. Число валентных электронов у марганца равно

1) 1                      2) 3                      3) 5                     4) 7

11. Одинаковое число валентных электронов имеют атомы калия и

1) углерода                 2) магния                    3) фосфора           4) натрия



Предварительный просмотр:



Предварительный просмотр:

1.Периодический закон, история открытия, современная формулировка, её отличие. Периодическая система и ее структура. S,p,d,f-элементы

             Д.И. Менделеев сформулировал  Периодический закон: "Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от их атомного веса".  Менделеев учитывал, что для некоторых элементов атомные массы могли быть определены недостаточно точно. В современной Периодической системе известны некоторые исключения в порядке возрастания масс атомов, что связано с особенностями изотопного состава элементов:

         Ar − 39,9 и K − 39,1;   Co − 58,9 и  Ni − 58,7.  

         После того, как было доказано ядерное строение атома и равенство порядкового номера элемента заряду ядра его атома, Периодический закон получил новую формулировку: 

"Свойства элементов, а также образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от заряда их атомных ядер". 

         Заряд ядра атома определяет число электронов в оболочке атома.

         Строение внешней электронной оболочки периодически повторяется, и это приводит к периодическому изменению химических свойств элементов и их соединений.

       

     Современная Периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой период должен закончиться 118-м элементом).

           Короткопериодный вариант Периодической системы содержит 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную).

         В длиннопериодном варианте Периодической системы - 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном. Элементы одной группы имеют сходное строение внешних электронных оболочек атомов и проявляют определенное химическое сходство.

       Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов в атомах s- и p-элементов. 

         В группах, обозначенных буквой А (главных подгруппах), содержатся элементы, в которых идет заселение s- и р-оболочек:

           -  s-элементы (IA- и IIA-группы)

           -  р-элементы (IIIA-VIIIA-группы)

      В группах, обозначенной буквой Б (побочных подгруппах), находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни - d-элементы.

       Номер периода в Периодической системе соответствует числу энергетических уровней атома данного элемента, заполненных электронами.

        Номер периода = Число энергетических уровней (слоёв) , заполненных электронами = Обозначение последнего энергетического уровня 

      Порядок формирования периодов связан с постепенным заселением энергетических подуровней электронами.

           Последовательность заселения определяется принципом минимума энергии, принципом Паули и правилом Хунда.

3. Радиусы атомов, их периодические изменения в системе химических элементов. Электроотрицательность.

    1) Атомные и ионные радиусы. 

   За радиус свободного атома принимают положение главного максимума плотности внешних электронных оболочек. Это так называемый орбитальный радиус.

     В периодах орбитальные атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра  уменьшаются, т.к. растет заряд ядра и => притяжение внешнего электронного слоя к ядру.

     В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных слоёв.

       У s- и p-элементов изменение радиусов как в периодах, так и в подгруппах более заметно, чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны находятся на внутренних, а не внешних уровнях.

     Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в периодах называется d- и f-сжатием.  Следствием f-сжатия является то, что атомные радиусы электронных аналогов d-элементов пятого и шестого периодов практически одинаковы:

                               Zn –   Hf                          Nb   –  Ta        

rатома, нм                   0,160 – 0,159                       0,145 – 0,146        

     Эти элементы из-за близости их свойств называются элементами-близнецами.

     Образование ионов приводит к изменению ионных радиусов по сравнению с атомными.

     Радиусы катионов всегда меньше, а радиусы анионов всегда больше соответствующих атомных радиусов.  

     

       Изоэлектронные ионы – это ионы, имеющие одинаковую электронную оболочку.  

     Радиус изоэлектронных ионов уменьшается слева направо по периоду, т.к. заряд ядра увеличивается и растёт притяжение внешнего электронного уровня к ядру. 

      Пример: изоэлектронные ионы с электронной оболочкой, соответствующей аргону – (18 е): S2-, Cl-, K+, Ca2+ и т.п. В этом ряду радиус уменьшается, т.к. растёт заряд ядра.

      2)Электроотрицательность- это способность атома элемента к притягивать к себе электроны в химической связи. 

    Электроны в общей электронной паре смещены  к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность.

   Слева направо по периоду происходит увеличение электроотрицательности, т.к. растёт заряд ядра и внешний уровень притягивается к ядру сильнее.

   Сверху вниз по подгруппе электроотрицательность уменьшается, т.к. увеличивается число электронных уровней и увеличение радиуса. Внешние электроны слабее притягиваются к ядру.

      На рис.  приведены значения электроотрицательности различных элементов по Полингу. Электроотрицательность фтора в системе Полинга принята равной 4.

 

4. Закономерности изменения химических свойств элементов и их соединений по периодам и группам.

     Металлами являются:

-все элементы побочных подгрупп;

- лантаноиды, актиноиды;

-все s- элементы, кроме водорода и гелия.

     р-элементы делятся диагональю на металлы и неметаллы следующим образом:

Ве

В

Al

Si

Ge

As

  неметаллы

металлы

Sb

Te

     22 штуки

Po  

At

    Каждый период начинается щелочным металлом (или водородом), а заканчивается инертным газом.

Валентность – число связей, которые образует атом в молекуле.

         Высшая валентность как правило равна номеру группы (исключения – элементы второй половины второго периода – азот, кислород, фтор, инертные газы – гелий, неон, аргон, а также металлы побочных подгрупп первой и VIIB группы (второй и третий элемент «триады»)).

  Степень окисления – условный заряд у атома в молекуле.

         Высшая положительная степень окисления определяется числом валентных электронов и равна номеру группы.

  У s- и р-элементов она равна числу внешних электронов. У d-элементов (кроме групп IB,IIB и VIIIB) - она равна числу d+s электронов.

  Исключения:

1) фтор, кислород

2) инертные газы – гелий, неон, аргон.

3) медь, серебро, золото

4) кобальт, никель, родий, палладий, иридий, платина. 

Для неметаллов также характерна  низшая (отрицательная) степень окисления: 

               Отрицательная

            степень окисления     =      8 – номер группы.

                  неметалла

Высшие оксиды и гидроксиды.

1) Степень окисления элемента в высшем оксиде и гидроксиде равна номеру группы: SeO3 – высший оксид селена.

2) Чем активнее металл, тем более выражены основные свойства высшего оксида и гидроксида.

3) Чем активнее неметалл и чем больше высшая степень окисления – тем сильнее выражены кислотные свойства.

Водородные соединения.

Существует два типа водородных соединений:

1) Ионные солеобразные гидриды – это соединения активных металлов с водородом, в которых водород имеет отрицательную степень окисления:  СаН2 – гидрид кальция.

2) летучие водородные соединения неметаллов. В них отрицательную степень окисления имеет неметалл, а водород имеет степень окисления +1. Они все газы, кроме воды. Свойства они проявляют различные:

Метан - CH4

не проявляет

 кислотно-основных свойств

Аммиак - NH3

основание

H2O

Проявляет амфотерные свойства

HF

Силан SiH4

Фосфин PH3

H2S

HCl

Арсин AsH3

H2Se

HBr

Летучие неустойчивые

Кислотные

свойства

HI



Предварительный просмотр:



Предварительный просмотр:

Задание 16 .



Предварительный просмотр:

Свойства кислот.

  1. Кислота + металл ( стоящий  в ряду активности левее  Н)- > H2 +  соль

( кроме HNO3  и  H2SO4 (кон))

 Ряд активности металлов:

       Li, Rb, K, Ba, Sr, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Cd, Co, Ni, Sn, Pb,H,Sb, Bi, Cu, Hg, Ag, Pd, Pt, Au

 HCl + Na ->

H3PO4 + Mg-> 

HCl + Ba ->

HBr + Cu ->

H2SO4 (разб) + Al ->

HI + Li ->

H2SO4 (разб) + Ag-> 

H3PO4 + K-> 

2. Кислота + основным  оксидом ->  соль + вода

H2SO4 + Al2 О3 ->

H3PO4 + K2 О ->

HBr + Cu О ->

HI +  FeO->

HNO3 + Fe 2 O 3->

H3PO4 + Zn О ->

HBr + Cu О ->

H2CO3 + Na2 О ->

3.  Кислота +  соль ->  соль1 +  кислота1 

1) НЕРАСТВОРИМАЯ соль + БОЛЕЕ СИЛЬНАЯ кислота!

2) если и соль, и кислота растворимы, то должен выделиться ОСАДОК, ГАЗ, более слабая кислота!

Примерный ряд кислот

H2SO4 >HCl=HNO3 >H3PO4 >HF >HNO2>CH3COOH>H2CO3 >H2S>H2SiO3

Na2CO3 + HCl ->

CuSO4 + HNO3 -> 

Na2SiO3 + HCl ->

Ca3(PO4)2 + H2SO4 ->

CaCO3 + HNO3 ->

ZnS + HBr -> 

H2SiO3 + KCl ->

H2CO3 + Na2SO4 -> 

ZnS + H2SiO3 ->

Na2SO3 + HBr ->

CaCO3 + HNO3 ->

Na2SO3 + H2SiO3 ->

CaSiO3 + H2SO4 -> 

CaCO3 + HNO3 ->

ZnSO4 + HI ->

H2SiO3 + KNO3->

H2SO3 + Na2SO4 ->

BaSO4 + HCl ->

4. кислота + основание -> соль + вода

1) ЩЕЛОЧЬ + любая кислота

2) НЕРАСТВОРИМОЕ основание (или амфотерный гидроксид) + СИЛЬНАЯ кислота

КОН + HBr ->

NaOH + H2S ->

Ва(ОН)2 + H3PO4 ->

Al(OH)3 + H2SO3->

Ве(ОН)2 + H2CO3 ->

CsOH + HMnO4 ->

Cr(OH)3 + HCl ->

Ca(OH)2 + HClO4-> 

LiOH + HNO3 ->

Cu(OH)2 + H2SiO3 ->

Sr(OH)2 + H2SiO3 ->

Свойства солей  .

1 .   соль + основание  ->  соль + основание

1) Исходные вещества должны быть РАСТВОРИМЫ!

2) В продуктах должен быть осадок, газ или вода!

Са(NO3)2 + NaОН ->

Ca(ОН)2 + K2CO3 -> 

CuCl2 + KОН -> 

NaOH + ZnS -> 

Al(OH)3+ AgNO3 -> 

BaSO4 + NaOH ->

Ba(OH)2 + K2SiO3 -> 

Al(NO3)3 + Ba(OH)2 -> 

  1. соль + соль1 ->  соль3 + соль2

1) Исходные вещества должны быть РАСТВОРИМЫ!

2) В продуктах должен быть осадок!

Са(NO3)2 + NaCl -> 

CaCl2 + K2CO3 -> 

CuCl2 + K2S ->

Na3PO4 + ZnS -> 

AlCl3+ AgNO3 -> 

BaSO4 + Na3PO4 -> 

Ba(NO3)2 + K2SiO3 ->

Al(NO3)3 + K2SO4-> 

  1. соль + металл ->  соль1 + металл1

ВСЕГДА: металл должен быть активнее, чем металл в составе соли (левее в ряду!  но не левее Al)

      в растворе: соль должна быть РАСТВОРИМАЯ, металл не должен реагировать с водой!

      В расплаве: соль не должна разлагаться при нагревании!

Сu + ZnCl2  ->  

Na + AlCl3 ->   

K + Cu(NO3)2 ->  

Al + Cu(NO3)2 ->   

Ag + Cu(NO3)2 ->  

Cu + AgNO3(раствор) ->  

Cu + HgS  ->  

Fe + CuSO4  ->  

Li + Mg(NO3)2 ->   

Ba + Fe(NO3)2 ->   

4.Соль-> оксид кислотный + оксид основной

Соль – нерастворима в воде

Ba SO4  ->  

СаSiO3 ->  

Fe(NO3)2 ->   

Свойства  основных оксидов

  1. Оксид металла +вода-> щелочь ( растворимое основание).

CuO + Н2О->

CaO + Н2О->

Na2O + Н2О->

FeO + Н2О->

BaO + Н2О->

MgO + Н2О->

K2O + Н2О->

SrO + Н2О->

  1.  Оксид металла +кислотой -> соль + вода

H2SO4 + K2 О ->

HNO3 + Zn О ->

H3PO4 + Al2 О3 ->

H3PO4 + Fe 2 O 3 ->

HBr + FeO ->

HBr + Na2 О ->

HI +  Cu О ->

H2CO3 + Cu О ->

  1. Оксид металла + оксид неметаллам-> соль

При нагревании! (если соль существует!)

CаO + SO3 ->

CaO + N2O5-> 

Na2O + P2O5 ->

ВаO + P2O5-> 

K2O + CO2->

MgO + SO2 ->

  1. Оксид металла + металл ( более активный)

  K2 О + Al ->

Zn О + K ->

FeO + Al ->

Fe 2 O 3 + Cu ->

HgO + Cu ->

Cu О +Fe ->                   

  1. Оксид металла + -> металл + СО
  2. Оксид металла + Н2 -> металл + Н2О
  3. Оксид металла + C О-> металл + СО 2

для металлов стоящих правее   Al   в электрохимическом ряду напряжения металлов.

  K2 О + C ->

Zn О + СО->

FeO + C О  ->

Fe 2 O 3 + Н2 ->

HgO + Н2->

Cu О +С ->                   

Свойства  кислотных  оксидов

  1. Оксид неметалла +вода-> кислота  ( растворимая в воде).

SO3 + Н2О->

SiO2 + Н2О->

P2O5 + Н2О->

 SO22О->

CO2 + Н2О ->

  1.  Оксид неметалла +щелочь-> соль + вода

    ЩЁЛОЧЬ + любой оксид,

SO3 + NaOH -> 

SO2 + KOH -> 

N2O5 + LiOH ->

SO3 + Mg(OH)2 ->

P2O5 + Ba(OH)2 ->

CO2 + KOH -> 

  1. Оксид металла + оксид неметаллам-> соль

При нагревании! (если соль существует!)

CаO + P2O5->

CaO + SO3 -> 

Na2O + CO2->

ВаO + SO2-> 

K2O + N2O5-->

MgO + P2O5->

Свойства оснований   .

Щелочей – растворимых в воде  оснований.

1 .   щелочь + соль   ->  соль + основание

1) Исходные вещества должны быть РАСТВОРИМЫ!

2) В продуктах должен быть осадок.

Са(NO3)2 + KОН ->

NaОН + K2CO3 -> 

CuCl2 + Ca(ОН)2 -> 

КОН+ ZnS -> 

NaOH + AgNO3 -> 

BaSO4 + NaOH ->

Ba(OH)2 + K2SiO3 -> 

Al(NO3)3 + Са(OH)2 -> 

2. щелочь + кислота   -> соль + вода

КОН + H3PO4 ->

NaOH + H2SO3 ->

Ва(ОН)2 + HBr ->

КOH + H2S O4->

Ca(ОН)2 +HCl ->

CsOH + HMnO4 ->

Sr(OH)2 + HNO3->

Ca(OH)2 + HNO3->

LiOH + H2CO3 ->

Cа(OH)2 + H2SO4 ->

3. щелочь +oксид неметалла  -> соль + вода

SO2 + NaOH -> 

SO3 + KOH -> 

N2O5 + NaOH ->

CO2 + Ba(OH)2 ->

P2O5 + Ba(OH)2 ->

CO2 + LiOH -> 

Нерастворимых  в воде  оснований.

1. основание  + кислота   -> соль + вода

Al(ОН)3 + HBr ->

Mg(OH) 2 + H2SO4 ->

Вi(ОН)2 + H3PO4->

CuOH + H2S O4->

Ва(ОН)2 +HCl ->

Fe(OH) 3 + HCl ->

Fe(OH)2 + HNO3->

Cu(OH)2 + HBr ->

Pb(OH )2+ H2SO4 ->

Hg(OH)2 + H2SO4 ->

2.  Разлагается при нагревании.

Al(ОН)3  ->

Вi(ОН)2 ->

Cu(ОН)2  ->

Fe(OH)3->



Предварительный просмотр:

Химические свойства оксидов.

Химические свойства оснований. Химические свойства кислот.

Химические свойства солей

Химические свойства неорганических веществ.

 



Предварительный просмотр:



Предварительный просмотр:


Предварительный просмотр:

По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Теория и практика решения задач высокого уровня сложности в процессе обучения химии (на материале темы «Генетическая связь органических соединений»)

В курсе изучения органической химии часто применяются задания по выполнению цепочек превращений. Они используются в 9 классе на первом этапе изучения органических веществ, в 10 классе при изучении фак...

Подготовка к ЕГЭ по химии ( теория и практика) 2019 год

Данный  материал  курса предназначена для учащихся 11 классов . К этому времени пройдена программа общей и неорганической химии, учащиеся в основном курсе уже ознакомлены с типами расчетных ...

Актуальные научные исследования: от теории к практике. Материалы Международной научно-практической конференции. 26 ноября 2019 года. г. Кишинев, Молдавия.

Статья.Завьялова С.В., Завьялова А.А. Урок по теме: "Территориально-административное устройство и население Нижегородской губернии на рубеже XIX - начале XX веков". Материалы Международной н...

подготовка кОГЭ по географии

Из опыта работы по подготовке к ГИА обучающихся 9 классов.Учитель географии Базанова Л.Н, МБОУ СОШ №2...