RA Lidin
Chimica: una guida completa alla preparazione per l'esame
Prefazione
Il manuale comprende tutto il materiale teorico del corso di chimica della scuola necessario per superare l'Esame Unificato di Stato, la valutazione finale degli studenti. Questo materiale è suddiviso in 14 sezioni, il cui contenuto corrisponde agli argomenti testati presso USE - quattro blocchi di contenuto: "Elemento chimico", "Sostanza", "Reazione chimica", "Conoscenza e applicazione di sostanze e reazioni chimiche". Per ogni sezione vengono forniti i compiti di formazione delle parti A e B, con una scelta di risposte e una risposta breve. La sezione 15 è interamente dedicata alla soluzione dei problemi di calcolo inclusi nella parte C dell'esame.
I compiti di prova sono progettati in modo tale che, rispondendo, lo studente sarà in grado di ripetere in modo più razionale le principali disposizioni del corso di chimica della scuola.
Alla fine del manuale vengono fornite le risposte ai test che aiuteranno gli scolari e i candidati a mettersi alla prova e colmare le lacune.
Per comodità di lavoro con questa guida, viene fornita una tabella che indica la corrispondenza tra gli argomenti dell'esame e le sezioni del libro.
Il manuale è rivolto a studenti senior, candidati e insegnanti.
1. Elementi comuni. struttura degli atomi. Conchiglie elettroniche. Orbitali
Elemento chimico- un certo tipo di atomi, indicati da un nome e da un simbolo e caratterizzati da un numero progressivo e relativa massa atomica.
A tavola. La tabella 1 elenca gli elementi chimici comuni, mostra i simboli con cui sono indicati (tra parentesi - pronuncia), numeri di serie, masse atomiche relative, stati di ossidazione caratteristici.
Zero il grado di ossidazione di un elemento nella sua sostanza semplice (sostanze) non è indicato nella tabella.
Tutti gli atomi di un elemento hanno lo stesso numero di protoni nel nucleo e lo stesso numero di elettroni nel guscio. Quindi, nell'elemento atomo idrogeno H è 1 p+ al centro e alla periferia 1 e-; nell'elemento atomo ossigeno Oh situato 8 p+ nel nucleo e 8 e- nel guscio; elemento atomo alluminio Al ne contiene 13 R+ nel nucleo e 13 e- nel guscio.
Gli atomi dello stesso elemento possono differire nel numero di neutroni nel nucleo, tali atomi sono chiamati isotopi. Quindi, l'elemento idrogeno H tre isotopi: idrogeno-1 (nome e simbolo speciali protium 1H) con 1 p+ nel nucleo e 1 e- nel guscio; idrogeno-2 (deuterio 2H, o D) con 1 p+ e 1 P 0 nel nucleo e 1 e- nel guscio; idrogeno-3 (trizio 3H, o T) con 1 p+ e 2 P 0 nel nucleo e 1 e- nel guscio. Nei simboli 1H, 2H e 3H, l'apice indica numero di Massaè la somma dei numeri di protoni e neutroni nel nucleo. Altri esempi:
Formula elettronica un atomo di qualsiasi elemento chimico secondo la sua posizione nel sistema periodico di elementi di D. I. Mendeleev può essere determinato dalla tabella. 2.
Il guscio elettronico di qualsiasi atomo è diviso in livelli energetici(1, 2, 3°, ecc.), i livelli sono divisi in sottolivelli(contrassegnato da lettere s, p, re, f). I sottolivelli sono costituiti da orbitali atomici– aree dello spazio in cui è probabile che rimangano gli elettroni. Gli orbitali sono designati come 1s (orbitale del 1° livello del sottolivello s), 2 S, 2R, 3S, 3p, 3d, 4S… Numero di orbitali nei sottolivelli:
Il riempimento degli orbitali atomici con gli elettroni avviene secondo tre condizioni:
1) principio di minima energia
Gli elettroni riempiono gli orbitali a partire dal sottolivello energetico inferiore.La sequenza di energia crescente dei sottolivelli:
1S < 2C < 2P < 3S < 3P < 4S ≤ 3D < 4P < 5S ≤ 4D < 5P < 6S…2)regola di proibizione (principio di Pauli)
Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni.Un elettrone nell'orbitale è chiamato spaiato, due elettroni - coppia di elettroni:
3) principio di massima molteplicità (regola di Hund)
All'interno di un sottolivello, gli elettroni prima riempiono tutti gli orbitali della metà e poi completamente.Ogni elettrone ha la sua caratteristica: lo spin (convenzionalmente rappresentato da una freccia su o giù). Gli spin degli elettroni si sommano come vettori, la somma degli spin di un dato numero di elettroni in un sottolivello deve essere massimo(molteplicità):
Riempimento di livelli, sottolivelli e orbitali di atomi di elementi da H con elettroni (Z= 1) a kr (Z= 36) mostrato in diagramma energetico(i numeri corrispondono alla sequenza di riempimento e coincidono con i numeri di serie degli elementi):
Dai diagrammi energetici completati sono derivati formule elettroniche atomi degli elementi. Il numero di elettroni negli orbitali di un dato sottolivello è indicato nell'apice a destra della lettera (ad esempio, 3 D 5 è 5 elettroni per 3 D-sottolivello); vanno prima gli elettroni del 1° livello, poi il 2°, 3°, ecc. sottolivello interno pieno. Esempi:
3Li = 1s22s1 = 2s1
8O=1s2 2s22p4 = 2s22p4
13Al = 1s22s22p6 3s23p1 = 3s23p1
17Cl = 1s22s22p6 3s23p5 = 3s23p5
2OCa = 1s22s22p63s23p 4s2 = 4s2
21Sc = 1s22s22p63s23p6 3d14s2 = 3d14s2
25Mn = 1s22s22p63s23p6 3d54s2 = 3d54s2
26Fe = 1s22s22p63s23p6 3d64s2 = 3d64s2
3OZn = 1s22s22p63s23p63d10 4s2 = 4s2
33As = 1s22s22p63s23p63d10 4s24p3 = 4s24p3
36Kr = 1s22s22p63s23p63d10 4s24p6 = 4s24p6
Gli elettroni fuori parentesi sono chiamati valenza. Sono coinvolti nella formazione di legami chimici.
L'eccezione è:
24Cr = 1s22s22p63s23p6 3d54s1 = Зd54s1(non 3d44s2!),
29Cu = 1s22s22p63s23p6 3d104s1 = 3d104s1(non 3d94s2!).
Esempi di incarichi della Parte A
1. Nome, non relazionato agli isotopi dell'idrogeno
1) deuterio
2) ossonio
2. La formula per i sottolivelli di valenza di un atomo di metallo è
3. Il numero di elettroni spaiati nello stato fondamentale di un atomo di ferro è
4. Nello stato eccitato dell'atomo di alluminio, il numero di elettroni spaiati è
5. La formula elettronica 3d94s0 corrisponde al catione
6. La formula elettronica dell'anione E2-3s23p6 corrisponde all'elemento
7. Il numero totale di elettroni nel catione Mg2+ e nell'anione F- è
2. Diritto periodico. Sistema periodico. Elettronegatività. Stati di ossidazione
La moderna formulazione della legge periodica, scoperta da D. I. Mendeleev nel 1869:
Le proprietà degli elementi sono in una dipendenza periodica dal numero ordinale.La natura periodicamente ricorrente del cambiamento nella composizione del guscio elettronico degli atomi degli elementi spiega il cambiamento periodico delle proprietà degli elementi durante lo spostamento attraverso i periodi e i gruppi del sistema periodico.
M.: 2017. - 256 p. M.: 2016. - 256 p.
Il nuovo manuale contiene tutto il materiale teorico sul corso di chimica necessario per superare l'esame. Include tutti gli elementi del contenuto, controllati da materiali di controllo e misurazione, e aiuta a generalizzare e sistematizzare conoscenze e abilità per il corso della scuola secondaria (completa). Il materiale teorico è presentato in una forma concisa e accessibile. Ogni argomento è accompagnato da esempi di attività di test. Le attività pratiche corrispondono al formato USE. Le risposte ai test sono fornite alla fine del manuale. Il manuale è rivolto a scolari, candidati e insegnanti.
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CONTENUTO
Prefazione 12
CONCETTI CHIMICI E LEGGI PIÙ IMPORTANTI 14
1. FONDAMENTI TEORICI DELLA CHIMICA 18
1.1. Idee moderne sulla struttura dell'atomo 18
1.1.1. La struttura dei gusci elettronici degli atomi degli elementi 18
Attività di esempio 24
1.2. Legge periodica e Sistema periodico degli elementi chimici D.I. Mendeleev 25
1.2.1. Modelli di cambiamenti nelle proprietà degli elementi e dei loro composti per periodi e gruppi 25
Esempi di compiti 28
1.2.2. caratteristiche generali metalli dei gruppi IA-IIIA in relazione alla loro posizione nel sistema periodico degli elementi chimici
DI. Mendeleev e caratteristiche strutturali dei loro atomi 28
Attività di esempio 29
1.2.3. Caratterizzazione degli elementi di transizione (rame, zinco, cromo, ferro) in base alla loro posizione nel sistema periodico degli elementi chimici D.I. Mendeleev
e caratteristiche della struttura dei loro atomi 30
Esempi di attività 30
1.2.4. Caratteristiche generali dei non metalli dei gruppi IVA-VIIA in relazione alla loro posizione nel sistema periodico degli elementi chimici D.I. Mendeleev
e caratteristiche strutturali dei loro atomi 31
Attività di esempio 31
1.3. Legame chimico e struttura della materia 32
1.3.1. Legame chimico covalente, sue varietà e meccanismi di formazione. Caratteristiche di un legame covalente (polarità ed energia di legame). Legame ionico.
Connessione in metallo. Legame idrogeno 32
Esempi di attività 36
1.3.2. Elettronegatività. Lo stato di ossidazione e la valenza degli elementi chimici 37
Attività di esempio 39
1.3.3. Sostanze di struttura molecolare e non molecolare. Tipo di reticolo cristallino. La dipendenza delle proprietà delle sostanze dalla loro composizione
ed edifici 41
Attività di esempio 43
1.4. Reazione chimica 43
1.4.1. Classificazione delle reazioni chimiche in chimica inorganica e organica 43
Attività di esempio 45
1.4.2. Effetto termico di una reazione chimica. Equazioni termochimiche 46
Attività di esempio 48
1.4.3. Velocità di reazione, sua dipendenza da vari fattori 48
Attività di esempio 50
1.4.4. Reazioni chimiche reversibili e irreversibili. equilibrio chimico. Spostamento dell'equilibrio chimico sotto l'influenza di vari fattori 50
Esempi di attività
1.4.5. Dissociazione elettrolitica elettroliti in soluzioni acquose. Elettroliti forti e deboli 53
Attività di esempio 54
1.4.6. Reazioni di scambio ionico 54
Attività di esempio 56
1.4.7. Ambiente di soluzioni acquose: acido, neutro, alcalino. Idrolisi salina 57
Attività di esempio 59
1.4.8. Reazioni redox. Corrosione dei metalli e metodi di protezione contro di essa 60
Esempi di compiti 64
1.4.9. Elettrolisi di fusioni e soluzioni (sali, alcali, acidi) 65
Attività di esempio 66
1.4.10. Ionico (regola di V.V. Markovnikov) e meccanismi radicali delle reazioni in chimica organica 67
Esempi di compiti 69
2. CHIMICA INORGANICA 71
2.1. Classificazione delle sostanze inorganiche. Nomenclatura delle sostanze inorganiche (banale e internazionale) 71
Esempi di compiti 75
2.2. Proprietà chimiche caratteristiche delle sostanze semplici - metalli: alcali, alcalino terrosi, alluminio; metalli di transizione
(rame, zinco, cromo, ferro) 76
Esempi di compiti 79
2.3. Proprietà chimiche caratteristiche di sostanze semplici - non metalli: idrogeno, alogeni, ossigeno, zolfo, azoto,
fosforo, carbonio, silicio 81
Esempi di compiti 83
2.4. Proprietà chimiche caratteristiche degli ossidi: basici, anfoteri, acidi 84
Esempi di compiti 86
2.5. Proprietà chimiche caratteristiche delle basi e degli idrossidi anfoteri 87
Esempi di compiti 88
2.6. Proprietà chimiche caratteristiche degli acidi 90
Attività di esempio 93
2.7. Proprietà chimiche caratteristiche dei sali: medio, acido, basico; complesso (sull'esempio di composti di alluminio e zinco) 94
Attività di esempio 96
2.8. Il rapporto di diverse classi di sostanze inorganiche 97
Esempi di lavoro 100
3. CHIMICA ORGANICA 102
3.1. Teoria della struttura dei composti organici: omologia e isomeria (strutturale e spaziale).
Influenza reciproca degli atomi nelle molecole 102
Attività di esempio 105
3.2. Tipi di legami nelle molecole di sostanze organiche. Ibridazione degli orbitali atomici del carbonio. Radicale.
Gruppo funzionale 106
Attività di esempio 109
3.3. Classificazione delle sostanze organiche. Nomenclatura delle sostanze organiche (banale e internazionale) 109
Attività di esempio 115
3.4. Proprietà chimiche caratteristiche degli idrocarburi: alcani, cicloalcani, alcheni, dieni, alchini, idrocarburi aromatici(benzene e toluene) 116
Esempi di compiti 121
3.5. Proprietà chimiche caratteristiche degli alcoli saturi monoidrici e poliidrici, fenolo 121
Esempi di lavoro 124
3.6. Proprietà chimiche caratteristiche di aldeidi, acidi carbossilici saturi, esteri 125
Esempi di compiti 128
3.7. Proprietà chimiche caratteristiche dei composti organici contenenti azoto: ammine e amminoacidi 129
Esempi di compiti 132
3.8. Sostanze biologicamente importanti: grassi, proteine, carboidrati (monosaccaridi, disaccaridi, polisaccaridi) 133
Attività di esempio 138
3.9. Il rapporto dei composti organici 139
Esempi di compiti 143
4. METODI DI CONOSCENZA IN CHIMICA. CHIMICA E VITA 145
4.1. Fondamenti sperimentali della chimica 145
4.1.1. Regole per lavorare in laboratorio. Vetreria e attrezzature da laboratorio. Regole di sicurezza quando si lavora con sostanze caustiche, combustibili e tossiche,
prodotti chimici domestici 145
Attività di esempio 150
4.1.2. metodi scientifici studi di chimica e trasformazioni. Metodi per separare le miscele e purificare le sostanze 150
Esempi di compiti 152
4.1.3. Determinazione della natura dell'ambiente di soluzioni acquose di sostanze. Indicatori 152
Esempi di lavoro 153
4.1.4. Reazioni qualitative per sostanze inorganiche e ioni 153
Esempi di lavoro 156
4.1.5. Reazioni qualitative dei composti organici 158
Esempi di lavoro 159
4.1.6. I principali metodi per ottenere (in laboratorio) sostanze specifiche appartenenti alle classi studiate di composti inorganici 160
Esempi di lavoro 165
4.1.7. I principali metodi per ottenere idrocarburi (in laboratorio) 165
Esempi di compiti 167
4.1.8. I principali metodi per ottenere composti contenenti ossigeno (in laboratorio) 167
Esempi di compiti 170
4.2. Idee generali sui metodi industriali per ottenere le sostanze più importanti 171
4.2.1. Il concetto di metallurgia: metodi generali per ottenere metalli 171
Esempi di lavoro 174
4.2.2. Sono comuni principi scientifici produzione chimica (sull'esempio della produzione industriale di ammoniaca, acido solforico, metanolo). inquinamento chimico
ambiente e le sue conseguenze 174
Esempi di lavoro 176
4.2.3. Fonti naturali di idrocarburi, loro lavorazione 177
Esempi di lavoro 180
4.2.4. composti ad alto peso molecolare. Reazioni di polimerizzazione e policondensazione 181
Esempi di lavoro 184
4.3. Calcoli con formule chimiche ed equazioni di reazione 184
4.3.1. Calcolo della massa di un soluto contenuto in una certa massa di una soluzione con frazione di massa nota; calcolo della frazione di massa di una sostanza in una soluzione 184
Esempi di lavoro 186
4.3.2. Calcoli dei rapporti di volume dei gas nelle reazioni chimiche 186
Esempi di compiti 187
4.3.3. Calcoli della massa di una sostanza o del volume di gas da una quantità nota di una sostanza, massa o volume di uno
delle sostanze coinvolte nella reazione 187
Esempi di compiti 188
4.3.4. Calcoli dell'effetto termico di una reazione 189
Attività di esempio 189
4.3.5. Calcoli della massa (volume, quantità di sostanza) dei prodotti di reazione, se una delle sostanze è data in eccesso (ha impurità) 190
Attività di esempio 190
4.3.6. Calcoli della massa (volume, quantità di sostanza) del prodotto di reazione, se una delle sostanze è data come soluzione
con una certa frazione di massa della sostanza disciolta 191
Attività di esempio 191
4.3.7. Trovare la formula molecolare di una sostanza 192
Esempi di lavoro 194
4.3.8. Calcoli della frazione di massa o di volume della resa del prodotto di reazione dal teoricamente possibile 195
Esempi di lavoro 195
4.3.9. Calcoli della frazione di massa (massa) di un composto chimico in una miscela 196
Esempi di compiti 196
Applicazione
CHIMICA DEGLI ELEMENTI 198
Idrogeno 198
Elementi di IA-Gruppo 200
Elementi del gruppo IIA 202
Elementi del gruppo SHA 204
Elementi del gruppo IVA 206
Elementi del gruppo VA 211
Elementi del gruppo VTA 218
Elementi del gruppo VTIA 223
Sistema periodico di elementi chimici D.I. Mendeleev 230
IUPAC: tavola periodica degli elementi 232
Solubilità di basi, acidi e sali in acqua 234
Valenza di alcuni elementi chimici 235
Acidi e nomi dei loro sali 235
Raggi atomici degli elementi 236
Alcune delle più importanti costanti fisiche 237
Prefissi nella formazione dei multipli
e unità sottomultiple 237
L'abbondanza di elementi nella crosta terrestre 238
Risposte ai compiti 240
Il nuovo prontuario comprende tutto il materiale teorico del corso scolastico di chimica, necessario per la preparazione e il superamento dell'esame di Stato Unificato.
Il contenuto del libro si basa su materiali di controllo e misurazione che determinano la quantità di materiale didattico, che viene verificato dalla certificazione finale statale.
Il materiale teorico del manuale è presentato in forma concisa e accessibile. La chiarezza della presentazione e la chiarezza del materiale didattico ti consentiranno di prepararti efficacemente all'esame.
Ogni sezione del libro corrisponde a quattro blocchi di contenuto che vengono testati durante l'esame: "Fondamenti teorici della chimica" - la legge periodica e la tavola periodica degli elementi chimici D.I. Mendeleev, legame chimico e struttura della materia, reazione chimica; "Chimica inorganica", " Chimica organica”, “Metodi di cognizione della chimica. Chimica e Vita” - fondamenti sperimentali della chimica, idee generali sui metodi industriali per ottenere le sostanze più importanti.
Titolo: Chimica. Una guida completa per la preparazione all'esame.
Il manuale comprende tutto il materiale teorico del corso di chimica della scuola necessario per superare l'Esame Unificato di Stato, la valutazione finale degli studenti. Questo materiale è suddiviso in 14 sezioni, il cui contenuto corrisponde agli argomenti testati presso USE - quattro blocchi di contenuto: "Elemento chimico", "Sostanza", "Reazione chimica", "Conoscenza e applicazione di sostanze e reazioni chimiche". Per ogni sezione vengono forniti i compiti di formazione delle parti A e B, con una scelta di risposte e una risposta breve. La sezione 15 è interamente dedicata alla soluzione dei problemi di calcolo inclusi nella parte C dell'esame.
I compiti di prova sono progettati in modo tale che, rispondendo, lo studente sarà in grado di ripetere in modo più razionale le principali disposizioni del corso di chimica della scuola.
Alla fine del manuale vengono fornite le risposte ai test che aiuteranno gli scolari e i candidati a mettersi alla prova e colmare le lacune.
Per comodità di lavoro con questa guida, viene fornita una tabella che indica la corrispondenza tra gli argomenti dell'esame e le sezioni del libro.
Il manuale è rivolto a studenti senior, candidati e insegnanti.
Un elemento chimico è un certo tipo di atomo, indicato da un nome e da un simbolo, e caratterizzato da un numero seriale e relativa massa atomica.
A tavola. La tabella 1 elenca gli elementi chimici comuni, mostra i simboli con cui sono indicati (tra parentesi - pronuncia), numeri di serie, masse atomiche relative, stati di ossidazione caratteristici.
Lo stato di ossidazione zero di un elemento nella sua sostanza semplice (sostanze) non è indicato nella tabella.
Il guscio elettronico di qualsiasi atomo è diviso in livelli di energia (1°, 2°, 3°, ecc.), i livelli sono divisi in sottolivelli (indicati dalle lettere s, p, d, f). I sottolivelli sono costituiti da orbitali atomici, regioni dello spazio in cui è probabile che rimangano gli elettroni. Gli orbitali sono designati come 1s (orbitale del 1° livello del sottolivello s), 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s ...
Contenuto
Prefazione
1. Elementi comuni. struttura degli atomi. Conchiglie elettroniche. Orbitali
2. Diritto periodico. Sistema periodico. Elettronegatività. Stati di ossidazione
3. Molecole. Legame chimico. La struttura delle sostanze
4. Classificazione e parentela delle sostanze inorganiche
5. Metalli dei principali sottogruppi dei gruppi I–III
5.1. Sodio
5.2. Potassio
5.3. Calcio
5.4. Durezza dell'acqua
5.5. Alluminio
6. Metalli di transizione del 4° periodo. Proprietà, modalità di ottenimento. Proprietà generali dei metalli
6.1. Cromo
6.2. Manganese
6.3. Ferro
6.4. Proprietà generali dei metalli. Corrosione
7. Non metalli dei principali sottogruppi dei gruppi IV-VII
7.1. Idrogeno
7.2. Alogeni
7.2.1. Cloro. Cloruro di idrogeno
7.2.2. cloruri
7.2.3. Ipocloriti. Clorati
7.2.4. Bromuri. ioduri
7.3. Calcogeni
7.3.1. Ossigeno
7.3.2. Zolfo. Idrogeno solforato. Solfuri
7.3.3. Diossido di zolfo. Solfiti
7.3.4. Acido solforico. solfati
7.4. Non metalli del gruppo VA
7.4.1. Azoto. Ammoniaca
7.4.2. ossido d'azoto. Acido nitrico
7.4.3. Nitriti. Nitrati
7.4.4. Fosforo
7.5. Non metalli del gruppo IVA
7.5.1. Carbonio libero
7.5.2. Ossidi di carbonio
7.5.3. Carbonati
7.5.4. Silicio
8. Teoria della struttura, diversità, classificazione e nomenclatura dei composti organici. Tipi di reazioni chimiche
9. Idrocarburi. Omologia e isomeria. Proprietà chimiche e modi per ottenere
9.1. Alcani. Cicloalcani
9.2. Alcheni. Alcadieni
9.3. Alchini
9.4. Arene
10. Composti organici contenenti ossigeno
10.1. Alcoli. Eteri. Fenoli
10.2. Aldeidi e chetoni
10.3. acidi carbossilici. Eteri complessi. Grassi
10.4. Carboidrati
11. Composti organici contenenti azoto
11.1. Composti nitro. Ammine
11.2. Aminoacidi. Scoiattoli
12. Reazioni chimiche. Velocità, energia e reversibilità
12.1. Velocità di reazione
12.2. Energia delle reazioni
12.3. Reversibilità delle reazioni
13. Soluzioni acquose. Solubilità e dissociazione delle sostanze. scambio ionico. Idrolisi salina
13.1. Solubilità delle sostanze in acqua
13.2. Dissociazione elettrolitica
13.3. dissociazione dell'acqua. Mezzo di soluzione
13.4. Reazioni di scambio ionico
13.5. Idrolisi salina
14. Reazioni redox. Elettrolisi
14.1. Agenti ossidanti e riducenti
14.2. Selezione dei coefficienti con il metodo della bilancia elettronica
14.3. Una gamma di metalli da stress
14.4. Elettrolisi in fusione e in soluzione
15. Soluzione di problemi di calcolo
15.1. Frazione di massa della sostanza disciolta. Diluizione, concentrazione e miscelazione delle soluzioni
15.2. Rapporto volumetrico dei gas
15.3. Massa di una sostanza (volume di gas) secondo una quantità nota di un altro reagente (prodotto)
15.4. Effetto termico della reazione
15.5. Massa (volume, quantità di sostanza) del prodotto in funzione del reagente in eccesso o con impurità
15.6. Massa (volume, quantità di sostanza) del prodotto secondo il reagente con una frazione di massa nota in soluzione
15.7. Trovare la formula molecolare di un composto organico
Risposte
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Il manuale comprende tutto il materiale teorico del corso di chimica della scuola necessario per superare l'Esame Unificato di Stato, la valutazione finale degli studenti. Questo materiale è suddiviso in 14 sezioni, il cui contenuto corrisponde agli argomenti testati presso USE - quattro blocchi di contenuto: "Elemento chimico", "Sostanza", "Reazione chimica", "Conoscenza e applicazione di sostanze e reazioni chimiche". Per ogni sezione vengono forniti i compiti di formazione delle parti A e B, con una scelta di risposte e una risposta breve. La sezione 15 è interamente dedicata alla soluzione dei problemi di calcolo inclusi nella parte C dell'esame.
I compiti di prova sono progettati in modo tale che, rispondendo, lo studente sarà in grado di ripetere in modo più razionale le principali disposizioni del corso di chimica della scuola.
Alla fine del manuale vengono fornite le risposte ai test che aiuteranno gli scolari e i candidati a mettersi alla prova e colmare le lacune.
Per comodità di lavoro con questa guida, viene fornita una tabella che indica la corrispondenza tra gli argomenti dell'esame e le sezioni del libro.
Il manuale è rivolto a studenti senior, candidati e insegnanti.
1. Elementi comuni. struttura degli atomi. Conchiglie elettroniche. Orbitali
Elemento chimico- un certo tipo di atomi, indicati da un nome e da un simbolo e caratterizzati da un numero progressivo e relativa massa atomica.
A tavola. La tabella 1 elenca gli elementi chimici comuni, mostra i simboli con cui sono indicati (tra parentesi - pronuncia), numeri di serie, masse atomiche relative, stati di ossidazione caratteristici.
Zero il grado di ossidazione di un elemento nella sua sostanza semplice (sostanze) non è indicato nella tabella.
Tutti gli atomi di un elemento hanno lo stesso numero di protoni nel nucleo e lo stesso numero di elettroni nel guscio. Quindi, nell'elemento atomo idrogeno H è 1 p+ al centro e alla periferia 1 e- ; nell'elemento atomo ossigeno Oh situato 8 p+ nel nucleo e 8 e- nel guscio; elemento atomo alluminio Al ne contiene 13 R+ nel nucleo e 13 e- nel guscio.
Gli atomi dello stesso elemento possono differire nel numero di neutroni nel nucleo, tali atomi sono chiamati isotopi. Quindi, l'elemento idrogeno H tre isotopi: idrogeno-1 (nome e simbolo speciali protium 1 H) con 1 p+ nel nucleo e 1 e- nel guscio; idrogeno-2 (deuterio 2 H, o D) con 1 p+ e 1 P 0 nel nucleo e 1 e- nel guscio; idrogeno-3 (trizio 3 N, o T) con 1 p+ e 2 P 0 nel nucleo e 1 e- nel guscio. Nei simboli 1 H, 2 H e 3 H, l'apice indica numero di Massaè la somma dei numeri di protoni e neutroni nel nucleo. Altri esempi:
Formula elettronica un atomo di qualsiasi elemento chimico secondo la sua posizione nel sistema periodico di elementi di D. I. Mendeleev può essere determinato dalla tabella. 2.
Il guscio elettronico di qualsiasi atomo è diviso in livelli energetici(1, 2, 3°, ecc.), i livelli sono divisi in sottolivelli(contrassegnato da lettere s, p, re, f). I sottolivelli sono costituiti da orbitali atomici– aree dello spazio in cui è probabile che rimangano gli elettroni. Gli orbitali sono designati come 1s (orbitale del 1° livello del sottolivello s), 2 S, 2 R, 3 S, 3 p, 3d, 4 S… Numero di orbitali nei sottolivelli:
Il riempimento degli orbitali atomici con gli elettroni avviene secondo tre condizioni:
1) principio di minima energia
Gli elettroni riempiono gli orbitali a partire dal sottolivello energetico inferiore.
La sequenza di energia crescente dei sottolivelli:
1 S< 2 C< 2 P< 3 S< 3 P< 4 S≤ 3 D< 4 P< 5 S≤ 4 D< 5 P< 6 S…
2) regola di proibizione (principio di Pauli)
Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni.
Un elettrone nell'orbitale è chiamato spaiato, due elettroni - coppia di elettroni:
3) principio di massima molteplicità (regola di Hund)
Dai diagrammi energetici completati sono derivati formule elettroniche atomi degli elementi. Il numero di elettroni negli orbitali di un dato sottolivello è indicato nell'apice a destra della lettera (ad esempio, 3 D 5 è 5 elettroni per 3 D-sottolivello); vanno prima gli elettroni del 1° livello, poi il 2°, 3°, ecc. sottolivello interno pieno. Esempi:
3 Li = 1s 2 2s 1 = [ 2 He]2s 1
8O=1s2 2s 2 2p 4= [ 2Egli] 2s 2 2p 4
13 Al = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1= [ 10Ne] 3s 2 3p 1
