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

1)

числу протонов

2)

числу нейтронов

3)

числу энергетических уровней

4)

относительной атомной массе

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:

    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:

 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-> 

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 ->

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 ->

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 -> 

Са(NO3)2 + NaCl -> 

CaCl2 + K2CO3 -> 

CuCl2 + K2S ->

Na3PO4 + ZnS -> 

AlCl3+ AgNO3 -> 

BaSO4 + Na3PO4 -> 

Ba(NO3)2 + K2SiO3 ->

Al(NO3)3 + K2SO4-> 

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 ->   

CuO + Н2О->

CaO + Н2О->

Na2O + Н2О->

FeO + Н2О->

BaO + Н2О->

MgO + Н2О->

K2O + Н2О->

SrO + Н2О->

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 ->

CаO + SO3 ->

CaO + N2O5-> 

Na2O + P2O5 ->

ВаO + P2O5-> 

K2O + CO2->

MgO + SO2 ->

  K2 О + Al ->

Zn О + K ->

FeO + Al ->

Fe 2 O 3 + Cu ->

HgO + Cu ->

Cu О +Fe ->                   

  K2 О + C ->

Zn О + СО->

FeO + C О  ->

Fe 2 O 3 + Н2 ->

HgO + Н2->

Cu О +С ->                   

SO3 + Н2О->

SiO2 + Н2О->

P2O5 + Н2О->

 SO2+Н2О->

CO2 + Н2О ->

SO3 + NaOH -> 

SO2 + KOH -> 

N2O5 + LiOH ->

SO3 + Mg(OH)2 ->

P2O5 + Ba(OH)2 ->

CO2 + KOH -> 

CаO + P2O5->

CaO + SO3 -> 

Na2O + CO2->

ВаO + SO2-> 

K2O + N2O5-->

MgO + P2O5->

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 -> 

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 ->

SO2 + NaOH -> 

SO3 + KOH -> 

N2O5 + NaOH ->

CO2 + Ba(OH)2 ->

P2O5 + Ba(OH)2 ->

CO2 + LiOH -> 

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 ->

Al(ОН)3  ->

Вi(ОН)2 ->

Cu(ОН)2  ->

Fe(OH)3->

Химические свойства оксидов.

Химические свойства оснований. Химические свойства кислот.

Химические свойства солей

Химические свойства неорганических веществ.