Егэ по химии как решать каждое задание

Подготовка к ЕГЭ по химии

Как проходит ЕГЭ по химии в 2023 году

На ЕГЭ по химии, как и в случае с большинством других предметов, ученик 11 класса должен будет справиться с 2 частями экзамена:

• 1-я часть: 28 заданий с кратким ответом;

• 2-я часть: 6 заданий с развернутым ответом.

Чтобы решить все 34 задания единого государственного экзамена, у ученика будет 210 минут. За это время нужно будет успеть ответить на вопросы обеих частей, подготовить полное решение для задач 2-й части и перенести ответы в бланк.

Кстати, в отличие от ОГЭ, на ЕГЭ по химии не будет задания-эксперимента. Только обычные химические задания разной сложности. В таблице ниже можно посмотреть, сколько будет легких, средних и сложных вопросов.

Если вы хотите больше узнать об особенностях экзамена и подготовки к нему, советуем заглянуть в раздел «Демоверсии, спецификации, кодификаторы» сайта ФИПИ. Там вы найдете всю актуальную информацию о ЕГЭ по химии и методические рекомендации. Все это поможет распланировать подготовку к экзамену так, чтобы сдать его на 100 баллов.

Изменения в ЕГЭ по химии

По сравнению с 2022 годом экзамен по химии немного изменится. Вот список нововведений:

• Немного поменялось условие задания 23, в котором нужно рассчитать концентрацию веществ. Теперь данные в нем будут записаны текстом, а не в таблице.

• Задания 33 и 34 поменялись местами.

• Задания 9, 12 и 16 теперь станут повышенной сложности.

Получай лайфхаки, статьи, видео и чек-листы по обучению на почту

Как хорошо сдать ЕГЭ по химии: разбор сложных задач

Как мы узнали из таблицы в предыдущем разделе, экзамен по химии — один из самых сложных. На 34 задания в нем приходится целых 11 повышенной сложности и 6 — высокой. Но если вы хотите поступить в вуз мечты, советуем научиться их решать так, чтобы не упустить ни одного балла. А потому предлагаем начать подготовку прямо сейчас и вместе разобрать несколько таких задач.

Задание 7

Это задание проверяет буквально все ваши знания в области неорганической химии. Здесь нужно знать как химические свойства простых соединений, так и химические свойства сложных соединений. Давайте разберем одно из таких заданий, чтобы понять, как их решать, чтобы сдать ЕГЭ по химии.

Установите соответствие между веществом и реагентами, с каждым из которых это вещество может взаимодействовать: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

Решение:

1. Вариант под буквой А — простое вещество, сера. Как правило, простые вещества взаимодействуют с другими простыми веществами, значительно реже со сложными веществами. Под это описание подходит вариант № 3.

2. Вещество под буквой Б — кислотный оксид. Кислотные оксиды не реагируют с кислотами, поэтому смело вычеркиваем варианты, где присутствует хоть одна кислота. Остаются варианты № 1–3. Реагенты под цифрой 3 тоже можем вычеркнуть, так как кислотный оксид уже в своей максимальной степени окисления и дальше взаимодействовать с кислородом не может. Остаются варианты № 1 и № 2. Оксид серы (VI) может реагировать с основным оксидом с образованием соли, со щелочью с образованием соли и воды, и с водой, при этом образуя кислоту. Выбираем № 2.

3. Амфотерный нерастворимый в воде гидроксид цинка может взаимодействовать только с теми, что способны его растворить. Единственно верный вариант под № 4, где указаны кислоты и щелочь.

4. При взаимодействии соли с другими сложными веществами надо помнить про три признака протекания химической реакции: выпадения осадка, выделение газа и образование малодиссоциирующего вещества — воды. Под это описание подходит вариант под № 1. Но как же хлор? Дело в том, что вышестоящие в группе галогены способны вытеснить нижестоящие из их солей.

Ответ: 3241.

Задание 15

Это задание Единого государственного экзамена проверит ваши знания химических свойств органических соединений. Чтобы справиться с ним, нужно по записанным словами реагирующим веществам составить уравнение реакции и выбрать из перечня один из получившихся продуктов. Давайте рассмотрим на примере, как решать такую задачу.

Установите соответствие между реагирующими веществами и углеродсодержащим продуктом, который образуется при взаимодействии этих веществ: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.

Решение:

1. Органические кислоты могут реагировать с солями, если те имеют летучий анион. В результате взаимодействия образуется соль уксусной кислоты и сероводород (летучее соединение). Соль, которая образована в таких условиях, — ацетат калия. Это вещество № 5.

2. Муравьиная кислота проявляет свойства неорганической кислоты и может взаимодействовать с щелочами с образованием соли и воды. Соль муравьиной кислоты — формиат. Правильный ответ № 4.

3. Под буквой В описана качественная реакция на альдегиды с образованием соответствующей кислоты, оксида меди (I) и воды. Исключение — муравьиный альдегид. Он окисляется до углекислого газа, а остальные продукты реакции те же. Соответственно, правильный ответ № 6.

4. Калий как активный металл может замещать протон водорода в гидроксогруппе у спиртов с образованием алкоголята. Правильный ответ: № 2.

Ответ: 5462.

Задание 16

Это задание всё так же проверяет ваши знания по химическим свойствам и, как следствие, умение записывать превращения в рамках органической химии. Однако оно усложняется тем, что теперь вам самим нужно подобрать такой реактив, чтобы произошло уже известное превращение. Давайте попробуем решить один из вариантов такой задачи вместе — это повысит ваши шансы сдать ЕГЭ на 100 баллов.

Задана схема превращений веществ:

Определите, какие из указанных веществ являются веществами х и у:

1. 2-бромбутан;

2. этаналь;

3. этен;

4. метилпропан;

5. хлорэтан.

Решение:

Посмотрим, что случилось с известными нам веществами.

1. У спирта исчезла ОН-группа, затем что-то произошло, и углеродная цепочка увеличилась вдвое. Мы помним, что когда цепочка увеличивается вдвое, то, скорее всего, это реакция Вюрца. А в неё вступают только галогеналканы. Ищем нужный нам вариант. Он находится под номером 5. Первое вещество найдено.

2. Бутан подвергают нагреванию с использованием катализатора. Нужно помнить, что в таких условиях проводится изомеризация алканов. Из бутана получается метилпропан. Ответ: № 4.

Ответ: 54.

Задание 26

Теперь разберем задачи, которые заканчивают тестовую часть ЕГЭ по химии. Рассмотрим условие одной из них на нахождение массы соли, которую необходимо добавить для получения раствора с новой заданной массовой долей.

Вычислите массу нитрата калия (в граммах), которую следует растворить в 160 г раствора с массовой долей этой соли 10% для получения раствора с массовой долей 12%. Ответ округлите до десятых.

Чтобы решить эту задачу, вспомним основную формулу нахождения массовой доли:

1. Найдем массу изначально растворенного нитрата калия в растворе, выразив из формулы выше:

   подставим значения:

2. Чтобы увеличить массовую долю соли в растворе, необходимо ее добавить еще. Но мы не знаем сколько, поэтому примем массу добавляемой соли за Х и подставим в исходную формулу нахождения массовой доли с учетом новых значений:

3. Далее в дело вступает чистая математика. Разделим обе части уравнения на 100%:

4. По пропорции перемножим крест-накрест:

   0,12 * (160 + X) = 16 + X.

5. Раскроем скобки:

   19,2 + 0,12Х = 16 + Х.

6. Приведем подобные: с Х в одну сторону, без Х — в другую:

   3,2 = 0,88Х.

7. Найдем Х:

Масса нитрата калия, которую необходимо добавить для увеличения массовой доли раствора до 12%, равна 3,6 граммам.

Ответ: 3,6.

Задание 28

Эта задача может встретиться на экзамене в нескольких вариантах. Давайте разберем один из них — задание на нахождение доли выхода продукта реакции.

В результате реакции тримеризации ацетилена объемом 26,88 л (н.у) получили 24,96 г бензола. Вычислите массовую долю выхода продукта реакции от теоретически возможного.

Решение:

1. Для начала напишем формулу, по которой считается доля выхода продукта:

   Как определить, какая масса практическая, а какая — теоретическая? Значения, которые даются после слова «получили», — это практическая масса. Та, которая получилась в результате проведения химической реакции в реальных условиях. Масса теоретическая — та, которую рассчитывают из уравнения реакции, зная массу исходных реагентов.

2. Напишем уравнение химической реакции тримеризации ацетилена:

   

3. Найдем количество вещества ацетилена:

   подставим значения:

4. Перейдем на количество вещества бензола, получаемого из ацетилена:

5. Зная количество вещества бензола, найдем его массу:

   подставим значения:

   m = 0,4 * 78 = 31,2 грамма.

6. Масса, рассчитываемая по уравнению реакции, является теоретической. Масса практическая дана нам по условию. Подставим полученные данные по массам в формулу для нахождения доли выхода продукта реакции:

Доля выхода бензола из данного объема ацетилена составляет 80%.

Ответ: 80.

Как оценивают готовые работы на ЕГЭ по химии

1-я часть

В 1-й части Единого государственного экзамена по химии задания 1–5, 9–13, 16–21, 25–28 оценивают 1 баллом, если вы запишете верный ответ по эталону. При этом в заданиях 1, 3, 4, 11, 12, 13, 17 и 18 ответ — это ряд цифр. То, в каком порядке вы их запишете, не влияет на оценку. Например, если в задании верны варианты под номерами 1 и 4, их можно записать как 14 или как 41. И в обоих случаях ответ засчитают как верный.

За правильные ответы в заданиях 6, 7, 8, 14, 15, 22, 23 и 24 можно получить по 2 балла. Если ваш ответ отличается от эталона на один символ, его оценят в 1 балл. Во всех остальных случаях задание считают выполненным неверно и ставят 0 баллов.

2-я часть

В этой части нужно записать не только ответ, но и решение. А значит, и оценивать такие задания будут сразу по нескольким критериям. Зато за верный ответ в некоторых вопросах можно получить больше баллов, чем за любое задание 1-й части. Максимум — 5 баллов. А теперь давайте разберемся, как именно их будут оценивать.

Как сдать ЕГЭ по химии на 3, 4 и 5

Мы уже познакомились с критериями, по которым будут оценивать работы на ЕГЭ. А теперь давайте разберемся, сколько баллов нужно получить для оценок 3, 4 или 5. Официально ЕГЭ не оценивают по пятибалльной системе с 2008 года. Если вам так проще оценить свои знания, их можно перевести. Но это будет лишь примерный перевод.

Будьте внимательны: баллы из таблиц выше — первичные, а требования к абитуриентам на поступление выражены в тестовых. Чтобы понять, сколько заданий точно нужно решить, чтобы поступить, надо перевести баллы из одной системы в другую. Это можно сделать по таблице ниже.

6 рекомендаций, как подготовиться к ЕГЭ по химии

Единый государственный экзамен — это ответственная задача, от результатов подготовки к которой иногда многое зависит. Чтобы немного облегчить для вас этот путь, мы собрали 6 простых, но рабочих советов от наших преподавателей. Следуйте им и тогда сможете подготовиться к экзамену по химии как можно лучше.

1. Узнайте все о структуре ЕГЭ и научитесь работать с КИМами.

2. Начинайте готовиться заранее. Но если получилось так, что осталось мало времени, составьте новый экспресс-план с помощью вашего преподавателя.

3. Ведите календарь подготовки к экзамену. Отмечайте на нем запланированные темы, разные методики, занятия у репетитора, пробные ЕГЭ и самоподготовку.

4. Распределяйте время на темы, исходя из ваших знаний. Больше учите то, что «западает», остальное — повторяйте.

5. Советуйтесь с учителем. Это может быть ваш преподаватель по химии или репетитор. Круто, если он сможет поделиться с вами опытом подготовки к ЕГЭ.

6. Заботьтесь о своем здоровье, не забывайте отдыхать, не лишайте себя живого общения. Все это может сказаться на вашем самочувствии, а значит, и баллах тоже.

Если вы хотите сдать ЕГЭ по химии на 100 баллов, советуем тщательно продумать, как вы будете готовиться к нему. Лучший из них — совмещать самостоятельную работу и дополнительные занятия.

На курсах подготовки к ЕГЭ по химии в Skysmart школьники отрабатывают все типы задач и разбирают критерии оценок. Для каждого из них мы составляем индивидуальный план, который приведет к нужным баллам. Он учитывает уровень знаний ученика и время до экзамена, что позволяет «выжать» максимум из подготовки. А еще мы рассказываем о ЕГЭ без «страшилок» и прикрас, чтобы школьник точно знал, что его ждет на экзамене. Ждем на первом бесплатном занятии!

Полный курс подготовки к ЕГЭ по химии-2023. Здесь приведена теория по каждому заданию в соответствии с спецификацией и кодификатором ЕГЭ по химии. Учебные материалы и теория, необходимые для подготовки к ЕГЭ по химии.

Вы можете поддержать работу сайта, разработку новых материалов и тестов. Донаты принимаются через форму:

Обратите внимание! Форма выше — это не оплата курса по химии, это форма для сбора донатов на работу сайта)

Кодификатор ЕГЭ по химии-2022

1.1.1. Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы.   Электронная конфигурация атомов и ионов. Основное и возбужденное состояния атомов

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Строение атома» (задание 1 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

1.2. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Периодический закон» (задание 2 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

1.2.1. Закономерности изменения свойств элементов и их соединений по периодам и группам

1.2.2. Общая характеристика металлов IА–IIIА групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов.

1.2.3. Характеристика переходных элементов (меди, цинка, хрома, железа) по их положению в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностям строения их атомов

1.2.4. Общая характеристика неметаллов IVА–VIIА групп в связи с их положением в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева и особенностями строения их атомов

1.3. Химическая связь и строение вещества

1.3.1. Ковалентная химическая связь, ее разновидности и механизмы образования. Характеристики ковалентной связи (полярность и энергия связи). Ионная связь. Металлическая связь. Водородная связь

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Химические связи» (задание 4 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

1.3.2. Электроотрицательность. Степень окисления и валентность химических элементов

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Степень окисления и валентность» (задание 3 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

1.3.3. Вещества молекулярного и немолекулярного строения. Тип кристаллической решетки. Зависимость свойств веществ от их состава и строения

1.4. Химическая реакция

1.4.1. Классификация химических реакций в неорганической и органической химии

1.4.2. Тепловой эффект химической реакции. Термохимические уравнения

1.4.3. Скорость реакции, ее зависимость от различных факторов

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Скорость реакции» (задание 20 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

1.4.4. Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие. Смещение химического равновесия под действием различных факторов

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Химическое равновесие реакции» (задание 24 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

1.4.5. Электролитическая диссоциация электролитов в водных растворах. Сильные и слабые электролиты

1.4.6. Реакции ионного обмена

1.4.7. Гидролиз солей. Среда водных растворов: кислая, нейтральная, щелочная

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Гидролиз» (задание 23 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

1.4.8. Реакции окислительно-восстановительные. Коррозия металлов и способы защиты от нее

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Окислительно-восстановительные реакции» (задание 21 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

1.4.9. Электролиз расплавов и растворов (солей, щелочей, кислот)

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Электролиз» (задание 22 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

1.4.10. Ионный (правило В.В. Марковникова) и радикальный механизмы реакций в органической химии

2. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

2.1. Классификация неорганических веществ. Номенклатура неорганических веществ (тривиальная и международная)

Тренировочные тесты в формате ЕГЭ по теме «Классификация неорганических веществ» (задание 5 ЕГЭ по химии) ( с ответами)

2.2. Характерные химические свойства простых веществ – металлов: щелочных, щелочноземельных, магния, алюминия; переходных металлов (меди, цинка, хрома, железа)

2.3. Характерные химические свойства простых веществ – неметаллов: водорода, галогенов, кислорода, серы, азота, фосфора, углерода, кремния

2.4. Характерные химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных

2.5. Характерные химические свойства оснований и амфотерных гидроксидов

2.6. Характерные химические свойства кислот

2.7. Характерные химические свойства солей: средних, кислых, основных; комплексных (на примере соединений алюминия и цинка)

2.8. Взаимосвязь различных классов неорганических веществ

3. ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

3.1. Теория строения органических соединений: гомология и изомерия (структурная и пространственная). Взаимное влияние атомов в молекулах

3.2. Типы связей в молекулах органических веществ. Гибридизация атомных орбиталей углерода. Радикал. Функциональная группа

3.3. Классификация органических веществ. Номенклатура органических веществ (тривиальная и международная)

3.4. Характерные химические свойства углеводородов: алканов, циклоалканов, алкенов, диенов, алкинов, ароматических углеводородов (бензола и гомологов бензола, стирола)

3.5. Характерные химические свойства предельных одноатомных и многоатомных спиртов, фенола.

3.6. Характерные химические свойства альдегидов, карбоновых кислот, сложных эфиров

3.7. Характерные химические свойства азотсодержащих органических соединений: аминов и аминокислот. Важнейшие способы получения аминов и аминокислот

3.8. Биологически важные вещества: жиры, белки, углеводы (моносахариды, дисахариды, полисахариды)

3.9. Взаимосвязь органических соединений

4. МЕТОДЫ ПОЗНАНИЯ В ХИМИИ. ХИМИЯ И ЖИЗНЬ

4.1. Экспериментальные основы химии

4.1.1. Правила работы в лаборатории. Лабораторная посуда и оборудование. Правила безопасности при работе с едкими, горючими и токсичными веществами, средствами бытовой химии

4.1.2. Научные методы исследования химических веществ и превращений. Методы разделения смесей и очистки веществ

4.1.3. Определение характера среды водных растворов веществ. Индикаторы

4.1.4. Качественные реакции на неорганические вещества и ионы

4.1.5. Качественные реакции органических соединений

4.1.6. Основные способы получения (в лаборатории) конкретных веществ, относящихся к изученным классам неорганических соединений

4.1.7. Основные способы получения углеводородов (в лаборатории): алканов, алкенов, алкинов, циклоалканов, алкадиенов, аренов

4.1.8. Основные способы получения органических кислородсодержащие соединений (в лаборатории): спиртов, альдегидов и кетонов, карбоновых кислот

4.2.1. Понятие о металлургии: общие способы получения металлов

4.2.2. Общие научные принципы химического производства (на примере промышленного получения аммиака, серной кислоты, метанола). Химическое загрязнение окружающей среды и его последствия

4.2.3. Природные источники углеводородов, их переработка

4.2.4. Высокомолекулярные соединения. Реакции полимеризации и поликонденсации. Полимеры. Пластмассы, волокна, каучуки

4.3. Расчеты по химическим формулам и уравнениям реакций

4.3.1. Расчеты с использованием понятия «массовая доля вещества в растворе»

4.3.2. Расчеты объемных отношений газов при химических реакциях

4.3.3. Расчеты массы вещества или объема газов по известному количеству вещества, массе или объему одного из участвующих в реакции веществ

4.3.4. Расчеты теплового эффекта реакции

4.3.5. Расчеты массы (объема, количества вещества) продуктов реакции, если одно из веществ дано в избытке (имеет примеси)

4.3.6. Расчеты массы (объема, количества вещества) продукта реакции, если одно из веществ дано в виде раствора с определенной массовой долей растворенного вещества

4.3.7. Установление молекулярной и структурной формулы вещества

4.3.8. Расчеты массовой или объемной доли выхода продукта реакции от теоретически возможного

4.3.9. Расчеты массовой доли (массы) химического соединения в смеси

Курс подготовки к ЕГЭ или ОГЭ (ГИА) по химии:

Общая химия

Часть 1. Строение вещества

1. Строение атома. Электронные формулы атомов

2. Периодический закон

3. Строение молекул. Типы химических связей. Основные характеристики ковалентной связи. Межмолекулярные связи

4. Строение вещества (кристаллические решетки). Основные физические свойства различных кристаллов

5. Степень окисления и валентность химических элементов.

Часть 2. Основы неорганической химии

1. Классификация неорганических веществ

2. Номенклатура неорганических веществ

3. Способы получения оксидов

4. Химические свойства основных оксидов

5. Химические свойства кислотных оксидов

6. Химические свойства амфотерных оксидов

7. Химические свойства и способы получения кислот

8. Химические свойства и способы получения солей

9. Химические свойства и способы получения оснований

10. Взаимосвязь основных классов неорганических веществ

11. Бинарные соединения — гидриды.

12. Реакции разложения в неорганической химии

Часть 3. Физико-химия растворов:

1. Понятие о растворах,  растворимость

2. Теория электролитической диссоциации

3. Реакции ионного обмена

4. Гидролиз.

Часть 4. Окислительно-восстановительные реакции

1. Окислительно-восстановительные реакции.

2. Электролиз солей.  Электролиз солей карбоновых кислот. Коррозия. 

Часть 5. Особенности работы в лаборатории

Часть 6. Химические реакции. Закономерности их протекания

1. Классификация химических реакций.

2. Кинетика  (скорость) химических реакций и ее зависимость от разных факторов.

3. Термодинамика химических реакций: химическое равновесие и его смещение.

Органическая химия

1. Теория строения органических веществ. Классификация органических веществ. Гомологи и изомеры. Виды изомерии.

2. Алканы: химические и физические свойства, строение, получение, изомерия. 

3. Алкены: химические и физические свойства, строение, получение, изомерия. 

4. Алкины: химические и физические свойства, строение, получение, изомерия. 

5. Алкадиены: химические и физические свойства, строение, получение, изомерия. 

6. Арены: химические и физические свойства, строение, получение, изомерия. 

7. Циклоалканы: химические и физические свойства, строение, получение, изомерия. 

8. Спирты: химические и физические свойства, строение, изомерия и способы получения. Фенолы: химические свойства, способы получения, строение и изомерия.

9. Альдегиды и кетоны: химические и физические свойства, строение и изомерия, получение.

10. Карбоновые кислоты: химические и физические свойства, строение, номенклатура и изомерия, способы получения.

11. Сложные эфиры: химические и физические свойства, строение, получение, изомерия.

12. Жиры: химические и физические свойства, строение, получение.

13. Углеводы: химические и физические свойства, строение, получение.

14. Амины: химические и физические свойства, строение, получение, изомерия.

15. Аминокислоты: химические и физические свойства, строение, получение, изомерия.

16. Белки: химические и физические свойства, строение и получение.

17. Взаимосвязь разных классов органических веществ.

18. Качественные реакции в органической химии.

Характерные реакции в органической химии:

Реакция Дюма   Электролиз солей карбоновых кислот      Пиролиз метана       Реакция Вагнера

Химия элементов

Часть 1. Химия щелочных металлов и их соединений.  Пероксиды щелочных металлов. Гидроксиды щелочных металлов.

Часть 2. Химия щелочноземельных металлов. Оксиды щелочноземельных металлов. Гидроксиды щелочноземельных металлов.

Часть 3. Химия алюминия и его соединений. Оксид алюминия. Гидроксид алюминия. Соли алюминия.

Часть 4.  Химия углерода. Оксид углерода (II)  и оксид углерода (IV). Угольная кислота и ее соли (карбонаты и гидрокарбонаты).

Часть 5. Химия кремния. Оксид кремния (IV). Кремниевая кислота. Силан. Силикаты.

Часть 6. Химия азота и его соединений. Оксиды азота. Аммиак. Нитриды. Азотная кислота и азотистая кислота. Нитраты.

Часть 7. Химия фосфора и его соединений. Фосфин. Фосфиды металлов. Оксиды фосфора III и V. Фосфорные кислоты и их соли (фосфаты, гидрофосфаты и дигидрофосфаты, пирофосфаты и метафосфаты). Фосфористая кислота.

Часть 8. Химия кислорода и его соединений.

Часть 9. Химия серы и ее соединений. Сероводород и сульфиды. Оксиды серы – сернистый газ и серный ангидрид. Серная кислота и ее свойства. Сернистая кислота. Особенности химии сульфатов и сульфитов.

Часть 10. Химия галогенов и их соединений.

Часть 11. Химия d-элементов: железа, хрома, цинка,  меди.

Часть 12. Химия водорода и его соединений.

Задачи: базовый блок

1. Атомно -молекулярное учение

2. Способы выражения концентрации в растворах: массовая доля, растворимость, молярная концентрация.

3. Расчеты по уравнению реакции

4. Задачи на избыток-недостаток

5. Задачи на примеси

6. Задачи на выход

Задачи повышенной сложности

1. Задачи на электролиз

2. Задачи на кристаллогидраты

3. Задачи на пластинки

4. Задачи на порции

5. Неполное разложение

6. Задачи на альтернативные реакции (кислые/средние соли, амфотерность)

7. Задачи на атомистику

8. Задачи на смеси и сплавы

9. Задачи на растворимость

Диагностические и тренировочные работы

Все реальные варианты КИМ ЕГЭ по химии

Тренировочная работа по химии в формате ЕГЭ 26 октября 2017 года

Тренировочная работа по химии для 11 классов 30 ноября 2017 года

Досрочный ЕГЭ по химии 25.03.2019

Видеоопыты

Видеоопыты по общей и неорганической химии

Видеоопыты по органической химии

Спецификация ЕГЭ по химии-2022

ЕГЭ по химии состоит из двух частей и 34 заданий.

Первая часть содержит 29 заданий с кратким ответом, в их числе 20 заданий базового уровня сложности: №1–9, 12–17, 20–21, 27–29. Девять заданий повышенного уровня сложности: №9–11,17–19, 22–26.

Вторая часть содержит 5 заданий высокого уровня сложности с развёрнутым ответом: №30–34

Задания базового уровня сложности с кратким ответом проверяют усвоение содержания важнейших разделов школьного курса химии: теоретические основы химии, неорганическая химия, органическая химия, методы познания в химии, химия и жизнь.

Задания повышенного уровня сложности с кратким ответом ориентированы на проверку обязательных элементов содержания основных образовательных программ по химии не только базового, но и углубленного уровня. В сравнении с заданиями предыдущей группы они предусматривают выполнение большего разнообразия действий по применению знаний в изменённой, нестандартной ситуации (например, для анализа сущности изученных типов реакций), а также умения систематизировать и обобщать полученные знания.

Задания с развёрнутым ответом, в отличие от заданий двух предыдущих типов, предусматривают комплексную проверку усвоения на углубленном уровне нескольких элементов содержания из различных содержательных блоков.

Методика решения задач по химии

При решении задач необходимо руководствоваться несколькими простыми правилами:

1. Внимательно прочитать условие задачи;
2. Записать, что дано;
3. Перевести, если это необходимо, единицы физических величин в единицы системы СИ (некоторые внесистемные единицы допускаются, например литры);
4. Записать, если это необходимо, уравнение реакции и расставить коэффициенты;
5. Решать задачу, используя понятие о количестве вещества, а не метод составления пропорций;
6. Записать ответ.

В целях успешной подготовки по химии следует внимательно рассмотреть решения задач, приводимых в тексте, а также самостоятельно решить достаточное число их. Именно в процессе решения задач будут закреплены основные теоретические положения курса химии. Решать задачи  необходимо на протяжении всего времени изучения химии и подготовки к экзамену.

Вы можете использовать задачи на этой странице, а можете скачать хороший сборник задач и упражнений с решением типовых и усложненных задач (М. И. Лебедева, И. А. Анкудимова).

Моль, молярная масса

Молярная масса – это отношение массы вещества к количеству вещества, т.е.

М(х) = m(x)/ν(x),                                                                  (1)

где М(х) – молярная масса вещества Х, m(x) – масса вещества Х, ν(x) – количество вещества Х. Единица СИ молярной массы – кг/моль, однако обычно используется единица г/моль. Единица массы – г, кг. Единица СИ количества вещества – моль.

Любая задача по химии решается через количество вещества. Необходимо помнить основную формулу:

ν(x) = m(x)/ М(х) = V(x)/V_m = N/N_A,                                    (2)

где V(x) – объем вещества Х(л), V_m – молярный объем газа (л/моль), N – число частиц, N_A – постоянная Авогадро.

1. Определите массу иодида натрия NaI количеством вещества 0,6 моль.

Дано: ν(NaI)= 0,6 моль.

Найти: m(NaI) =?

Решение. Молярная масса иодида натрия составляет:

M(NaI) = M(Na) + M(I) = 23 + 127 = 150 г/моль

Определяем массу NaI:

m(NaI) = ν(NaI)•M(NaI) = 0,6 • 150 = 90 г.

2. Определите количество вещества атомного бора, содержащегося  в тетраборате натрия Na₂B₄O₇ массой 40,4 г.

Дано: m(Na₂B₄O₇)=40,4 г.

Найти:  ν(B)=?

Решение. Молярная масса тетрабората натрия составляет 202 г/моль. Определяем количество вещества Na₂B₄O₇:

ν(Na₂B₄O₇)= m(Na₂B₄O₇)/ М( Na₂B₄O₇) = 40,4/202=0,2 моль.

Вспомним, что 1 моль молекулы тетрабората натрия содержит 2 моль атомов натрия,  4 моль атомов бора и 7 моль атомов кислорода (см. формулу тетрабората натрия). Тогда количество вещества атомного бора равно: ν(B)= 4 • ν (Na₂B₄O₇)=4 • 0,2 = 0,8 моль.

Расчеты по химическим формулам.  Массовая доля.

Массовая доля вещества – отношение массы данного  вещества в системе к массе всей системы, т.е.  ω(Х) =m(Х)/m, где ω(X)– массовая доля вещества Х, m(X) – масса вещества Х, m – масса всей системы. Массовая доля – безразмерная величина. Её выражают в долях от единицы или в процентах. Например, массовая доля атомного кислорода составляет 0,42, или 42%, т.е. ω(О)=0,42. Массовая доля атомного хлора в хлориде натрия составляет 0,607, или 60,7%, т.е. ω(Cl)=0,607.

3. Определите массовую долю кристаллизационной воды в дигидрате хлорида бария   BaCl₂ • 2H₂O.

Решение: Молярная масса BaCl₂ • 2H₂O  составляет:

М(BaCl₂ • 2H₂O) = 137+ 2 • 35,5 + 2 • 18 =244 г/моль

Из формулы BaCl₂ • 2H₂O следует, что 1 моль дигидрата хлорида бария содержит 2 моль Н₂О. Отсюда можно определить  массу воды, содержащейся в BaCl₂ • 2H₂O:

m(H₂O) = 2 • 18 = 36 г.

Находим массовую долю кристаллизационной воды в дигидрате хлорида бария   BaCl₂ • 2H₂O.

ω(H₂O) = m(H₂O)/ m(BaCl₂ • 2H₂O)  = 36/244 = 0,1475 = 14,75%.

4. Из образца горной породы массой 25 г, содержащей минерал аргентит Ag₂S, выделено серебро массой 5,4 г. Определите массовую долю аргентита в образце.

Дано: m(Ag )=5,4 г; m = 25 г.

Найти: ω(Ag₂S) =?

Решение: определяем количество вещества серебра, находящегося в аргентите: ν(Ag ) =m(Ag )/M(Ag )  = 5,4/108 = 0,05 моль.

Из формулы Ag₂S следует, что количество вещества аргентита в два раза меньше количества вещества серебра. Определяем количество вещества аргентита:

ν( Ag₂S)= 0,5 • ν (Ag) = 0,5 • 0,05 = 0,025 моль

Рассчитываем массу аргентита:

m(Ag₂S) = ν( Ag₂S) • М(Ag₂S) = 0,025• 248 = 6,2 г.

Теперь определяем массовую долю аргентита в образце горной породы, массой 25 г.

ω(Ag₂S) = m(Ag₂S)/ m = 6,2/25 = 0,248 = 24,8%.

Вывод формул соединений

5. Определите простейшую формулу соединения калия с марганцем и кислородом, если массовые доли элементов в этом веществе составляют соответственно 24,7,  34,8 и 40,5%.

Дано: ω(K) =24,7%; ω(Mn) =34,8%; ω(O) =40,5%.

Найти: формулу соединения.

Решение:  для расчетов выбираем массу соединения, равную 100 г, т.е. m=100 г. Массы калия, марганца и кислорода составят:

m (К) = m ω(К);    m (К) = 100 • 0,247= 24,7 г;

m (Mn) = m ω(Mn);   m (Mn) =100 • 0,348=34,8 г;

m (O) = m ω(O);     m (O) = 100 • 0,405 = 40,5 г.

Определяем количества веществ атомных калия, марганца и кислорода:

ν(К)= m(К)/ М( К) = 24,7/39= 0,63 моль

ν(Mn)= m(Mn)/ М( Mn) = 34,8/ 55 = 0,63 моль

ν(O)= m(O)/ М(O) = 40,5/16 = 2,5 моль

Находим отношение количеств веществ:

ν(К) : ν(Mn) : ν(O) = 0,63 : 0,63 : 2,5.

Разделив правую часть равенства на меньшее число (0,63) получим:

ν(К) : ν(Mn) : ν(O) = 1 : 1 : 4.

Следовательно, простейшая формула соединения KMnO₄.

6. При сгорании 1,3 г вещества образовалось 4,4 г оксида углерода (IV) и 0,9 г воды. Найти молекулярную формулу вещества, если его плотность по водороду  равна 39.

Дано: m(в-ва) =1,3 г; m(СО₂)=4,4 г; m(Н₂О)=0,9 г; Д_Н2 =39.

Найти: формулу вещества.

Решение: Предположим, что искомое вещество содержит углерод, водород и кислород, т.к. при его сгорании образовались СО₂ и Н₂О. Тогда необходимо найти количества веществ СО₂ и Н₂О, чтобы определить количества веществ атомарных углерода, водорода и кислорода.

ν(СО₂) = m(СО₂)/ М(СО₂) =  4,4/44 = 0,1 моль;

ν(Н₂О) = m(Н₂О)/ М(Н₂О)  = 0,9/18 = 0,05 моль.

Определяем количества веществ атомарных углерода и водорода:

ν(С)= ν(СО₂);   ν(С)=0,1 моль;

ν(Н)= 2•ν(Н₂О);  ν(Н)= 2 • 0,05 = 0,1 моль.

Следовательно, массы углерода и водорода будут равны:

m(С) = ν( С) • М(С) = 0,1• 12 = 1,2 г;

m(Н) = ν( Н) • М(Н) = 0,1• 1 =0,1 г.

Определяем качественный состав вещества:

m(в-ва) = m(С) +  m(Н) = 1,2 + 0,1 = 1,3 г.

Следовательно, вещество состоит только из углерода и водорода (см. условие задачи). Определим теперь его молекулярную массу, исходя из данной в условии задачи плотности вещества по водороду.

М(в-ва) = 2 • Д_Н2 = 2 • 39 = 78 г/моль.

Далее находим отношение количеств веществ углерода и водорода:

ν(С) : ν(Н) = 0,1 : 0,1

Разделив правую часть равенства на  число 0,1, получим:

ν(С) : ν(Н) = 1 : 1

Примем число атомов углерода (или водорода) за  «х», тогда, умножив  «х» на атомные массы углерода и водорода и приравняв  эту сумму молекулярной массе вещества, решим уравнение:

12х + х = 78. Отсюда х= 6. Следовательно, формула вещества С₆Н₆ – бензол.

Молярный объем газов. Законы идеальных газов. Объемная доля.

Молярный объем газа равен отношению объема газа к количеству вещества этого газа, т.е.

V_m= V(X)/ ν(x),

где V_m – молярный объем газа —  постоянная величина для любого газа при данных условиях; V(X) – объем газа Х; ν(x) – количество вещества газа Х. Молярный объем газов при нормальных условиях (нормальном давлении р_н= 101 325 Па ≈ 101,3 кПа и температуре Тн= 273,15 К ≈ 273 К) составляет  V_m= 22,4 л/моль.

В расчетах, связанных с газами, часто приходится переходить от данных условий к нормальным или наоборот.  При этом удобно пользоваться формулой, следующей из объединенного газового закона Бойля-Мариотта и Гей-Люссака:

pV           p_нV_н

──── = ───                                                                                         (3)

Т               Т_н

Где  p – давление;  V – объем; Т- температура в шкале Кельвина; индекс «н» указывает на нормальные условия.

Состав газовых смесей часто выражают при помощи объемной доли – отношения объема данного компонента к общему объему системы, т.е.

φ(Х) = V(X)/V

где  φ(Х) – объемная доля компонента Х; V(X)  – объем компонента Х;  V  — объем системы. Объемная доля – безразмерная величина, её выражают в долях от единицы или в процентах.

7. Какой объем займет при температуре 20^оС и давлении 250 кПа аммиак массой 51 г?

Дано: m(NH₃)=51 г; p=250 кПа;  t=20^oC.

Найти: V(NH₃) =?

Решение: определяем количество вещества аммиака:

ν(NH₃) = m(NH₃)/ М(NH₃) =  51/17 = 3 моль.

https://5-ege.ru/kak-reshat-zadachi-po-ximii/

Объем аммиака при нормальных условиях составляет:

V(NH₃)  = V_m • ν(NH₃) = 22,4 • 3 = 67,2 л.

Используя формулу (3), приводим объем аммиака к данным условиям [температура Т= (273 +20)К = 293 К]:

p_нTV_н(NH₃)        101,3•293•67,2

V(NH₃) =──────── = ───────── = 29,2 л.

pТ_н 250•273

8. Определите объем, который займет при нормальных условиях газовая смесь, содержащая водород, массой 1,4 г и азот, массой 5,6 г.

Дано: m(N₂)=5,6 г; m(H₂)=1,4 ; н.у.

Найти: V(смеси)=?

Решение: находим количества вещества водорода и азота:

ν(N₂) = m(N₂)/ М(N₂) = 5,6/28 = 0,2 моль

ν(H₂) = m(H₂)/ М(H₂) = 1,4/ 2 = 0,7 моль

Так как при нормальных условиях эти газы не взаимодействуют между собой, то объем газовой смеси будет равен сумме объемов газов, т.е.

V(смеси)=V(N₂) + V(H₂)=V_m•ν(N₂) + V_m•ν(H₂) = 22,4•0,2 + 22,4•0,7 = 20,16 л.

Расчеты по химическим уравнениям

Расчеты по химическим уравнениям (стехиометрические расчеты) основаны на законе сохранения массы веществ. Однако в реальных химических процессах из-за неполного протекания реакции и различных потерь веществ масса образующихся продуктов часто бывает меньше той, которая должна образоваться в соответствии с законом сохранения массы веществ. Выход продукта реакции (или массовая доля выхода) – это выраженное в процентах отношение массы реально полученного продукта к его массе, которая должна образоваться в соответствии с теоретическим расчетом,  т.е.

η = [m_p(X) •100]/m(X)                                                          (4)

Где η– выход продукта, %;  m_p(X)  — масса продукта Х, полученного в реальном процессе;  m(X) – рассчитанная масса вещества Х.

В тех задачах, где выход продукта не указан, предполагается, что он – количественный (теоретический), т.е. η=100%.

9. Какую массу фосфора надо сжечь для получения оксида фосфора (V)  массой 7,1 г?

Дано: m(P₂O₅)=7,1 г.

Найти: m(Р) =?

Решение: записываем уравнение реакции горения фосфора и расставляем стехиометрические коэффициенты.

4P+ 5O₂ = 2P₂O₅

Определяем количество вещества P₂O₅, получившегося в реакции.

ν(P₂O₅) = m(P₂O₅)/ М(P₂O₅) = 7,1/142 = 0,05 моль.

Из уравнения реакции следует, что ν(P₂O₅)= 2•ν(P), следовательно, количество вещества фосфора, необходимого в реакции равно:

ν(P₂O₅)= 2•ν(P) = 2• 0,05= 0,1 моль.

Отсюда находим массу фосфора:

m(Р) = ν(Р) • М(Р) = 0,1• 31 = 3,1 г.

10. В избытке соляной кислоты растворили магний массой 6 г и цинк массой 6,5 г. Какой объем водорода, измеренный при нормальных условиях, выделится при этом?

Дано: m(Mg)=6 г; m(Zn)=6,5 г; н.у.

Найти: V(H₂) =?

Решение: записываем уравнения реакции взаимодействия магния и цинка с соляной кислотой и расставляем стехиометрические коэффициенты.

Zn + 2 HCl = ZnCl₂ + H₂↑

Mg + 2 HCl = MgCl₂ + H₂↑

Определяем количества веществ магния и цинка, вступивших в реакцию с соляной кислотой.

ν(Mg) = m(Mg)/ М(Mg ) = 6/24 = 0,25 моль

ν(Zn) = m(Zn)/ М(Zn) = 6,5/65 = 0,1 моль.

Из уравнений реакции следует, что количество вещества металла и водорода равны, т.е. ν(Mg) = ν(Н₂); ν(Zn) = ν(Н₂), определяем количество водорода, получившегося в результате двух реакций:

ν(Н₂) = ν(Mg) + ν(Zn) = 0,25 + 0,1= 0,35 моль.

Рассчитываем объем водорода, выделившегося в результате реакции:

V(H₂)  = V_m • ν(H₂) = 22,4 • 0,35 = 7,84 л.

11. При пропускании сероводорода объемом 2,8 л (нормальные условия) через избыток раствора сульфата меди (II)  образовался осадок массой 11,4 г. Определите выход продукта реакции.

Дано: V(H₂S)=2,8 л; m(осадка)= 11,4 г; н.у.

Найти: η =?

Решение: записываем уравнение реакции взаимодействия сероводорода и сульфата меди (II).

H₂S + CuSO₄ = CuS ↓+ H₂SO₄

Определяем количество вещества сероводорода, участвующего в реакции.

ν(H₂S) = V(H₂S) / V_m = 2,8/22,4 = 0,125 моль.

Из уравнения реакции следует, что ν(H₂S) = ν(СuS) = 0,125 моль. Значит можно найти теоретическую массу СuS.

m(СuS) = ν(СuS) • М(СuS) = 0,125 • 96 = 12 г.

Теперь определяем выход продукта, пользуясь формулой (4):

η = [m_p(X) •100]/m(X)= 11,4 • 100/ 12 = 95%.

12. Какая масса хлорида аммония образуется при взаимодействии хлороводорода массой 7,3 г с аммиаком массой 5,1 г? Какой газ останется в избытке? Определите массу избытка.

Дано: m(HCl)=7,3 г; m(NH₃)=5,1 г.

Найти: m(NH₄Cl) =?  m(избытка) =?

Решение: записываем уравнение реакции.

HCl + NH₃ = NH₄Cl

Эта задача на «избыток» и «недостаток». Рассчитываем количества вещества хлороводорода и аммиака и определяем, какой газ находится в избытке.

ν(HCl) = m(HCl)/ М(HCl) = 7,3/36,5 = 0,2 моль;

ν(NH₃) = m(NH₃)/ М(NH₃) = 5,1/ 17 = 0,3 моль.

Аммиак находится в избытке, поэтому расчет ведем по недостатку, т.е. по хлороводороду. Из уравнения реакции следует, что ν(HCl) = ν(NH₄Cl) = 0,2 моль. Определяем массу хлорида аммония.

m(NH₄Cl) = ν(NH₄Cl) • М(NH₄Cl) = 0,2• 53,5 = 10,7 г.

Мы определили, что аммиак находится в избытке (по количеству вещества избыток составляет 0,1 моль). Рассчитаем массу избытка аммиака.

m(NH₃) = ν(NH₃) • М(NH₃) = 0,1• 17 = 1,7 г.

13. Технический карбид кальция массой 20 г обработали избытком воды, получив ацетилен, при пропускании которого через избыток бромной воды образовался 1,1,2,2 –тетрабромэтан массой 86,5 г.  Определите массовую долю СаС₂ в техническом карбиде.

Дано: m = 20 г; m(C₂H₂Br₄)=86,5 г.

Найти: ω(СаC₂) =?

Решение: записываем уравнения взаимодействия карбида кальция с водой и ацетилена с бромной водой и расставляем стехиометрические коэффициенты.

CaC₂ +2 H₂O = Ca(OH)₂ + C₂H₂

C₂H₂ +2 Br₂ = C₂H₂Br₄

Находим количество вещества тетрабромэтана.

ν(C₂H₂Br₄) = m(C₂H₂Br₄)/ М(C₂H₂Br₄) = 86,5/ 346 = 0,25 моль.

Из уравнений реакций следует, что ν(C₂H₂Br₄) =ν(C₂H₂) = ν(СаC₂) =0,25 моль. Отсюда мы можем найти массу чистого карбида кальция (без примесей).

m(СаC₂) = ν(СаC₂) • М(СаC₂) = 0,25• 64 = 16 г.

Определяем массовую долю СаC₂ в техническом карбиде.

ω(СаC₂) =m(СаC₂)/m = 16/20 = 0,8 = 80%.

Растворы. Массовая доля компонента раствора

14. В бензоле объемом 170 мл растворили серу массой 1,8 г. Плотность бензола равна 0,88 г/мл. Определите массовую долю серы в растворе.

Дано: V(C₆H₆) =170 мл; m(S) = 1,8 г; ρ(С₆C₆)=0,88 г/мл.

Найти: ω(S) =?

Решение: для нахождения массовой доли серы в растворе необходимо рассчитать массу раствора. Определяем массу бензола.

m(С₆C₆) = ρ(С₆C₆) •V(C₆H₆) = 0,88•170 = 149,6 г.

Находим общую массу раствора.

m(р-ра) = m(С₆C₆) + m(S) =149,6 + 1,8 = 151,4 г.

Рассчитаем массовую долю серы.

ω(S) =m(S)/m=1,8 /151,4 = 0,0119 = 1,19 %.

15. В воде массой 40 г растворили железный купорос FeSO₄•7H₂O массой 3,5 г. Определите массовую долю сульфата железа (II) в полученном растворе.

Дано: m(H₂O)=40 г; m(FeSO₄•7H₂O)=3,5 г.

Найти: ω(FeSO₄) =?

Решение: найдем массу  FeSO₄ содержащегося в  FeSO₄•7H₂O. Для этого рассчитаем количество вещества FeSO₄•7H₂O.

ν(FeSO₄•7H₂O)=m(FeSO₄•7H₂O)/М(FeSO₄•7H₂O)=3,5/278=0,0125моль

Из формулы железного купороса следует, что ν(FeSO₄)= ν(FeSO₄•7H₂O)=0,0125 моль. Рассчитаем массу FeSO₄:

m(FeSO₄) = ν(FeSO₄) • М(FeSO₄) = 0,0125•152 = 1,91 г.

Учитывая, что масса раствора складывается из массы железного купороса (3,5 г)  и  массы воды (40 г), рассчитаем массовую долю сульфата железа в растворе.

ω(FeSO₄) =m(FeSO₄)/m=1,91 /43,5 = 0,044 =4,4 %.

Задачи для самостоятельного решения

1. На 50 г йодистого метила в гексане подействовали металлическим натрием, при этом выделилось 1,12 л газа, измеренного при нормальных условиях. Определите массовую долю йодистого метила  в растворе. Ответ: 28,4%.
2. Некоторый спирт подвергли окислению, при этом образовалась одноосновная карбоновая кислота. При сжигании 13,2 г этой кислоты получили углекислый газ, для полной нейтрализации которого потребовалось 192 мл раствора  КОН с массовой долей 28%. Плотность раствора КОН равна 1,25 г/мл. Определите формулу спирта. Ответ: бутанол.
3. Газ, полученный при взаимодействии 9,52 г меди с 50 мл 81 % раствора азотной кислоты, плотностью 1,45 г/мл, пропустили через 150 мл 20 % раствора NaOH плотностью 1,22 г/мл. Определите массовые доли растворенных веществ. Ответ: 12,5% NaOH; 6,48% NaNO₃; 5,26% NaNO₂.
4. Определите объем выделившихся газов при взрыве 10 г нитроглицерина. Ответ: 7,15 л.
5. Образец органического вещества массой 4,3 г сожгли в кислороде. Продуктами реакции являются оксид углерода (IV) объемом 6,72 л (нормальные условия)  и вода массой 6,3 г. Плотность паров исходного вещества по водороду равна 43. Определите формулу вещества. Ответ: С₆Н₁₄.

Рекомендуем:

ЗАНЯТИЕ 1. СТРОЕНИЕ АТОМА И ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН

А том – сложная частица, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

КАК ЗАПОЛНЯЮТСЯ ОРБИТАЛИ?

Э лектроны заполняют орбитали в соответствии с 3 принципами (правилами).

1. Принцип минимума энергии. Электрон «стремится» занять положени в атоме с наименьшей энергией. То есть электроны сначала «заселяют» низкоэнергетические орбитали. Рейтинг желаемых орбиталей выглядит так: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5р⁶6s²5d¹4f¹⁴… 
   Как будто электроны сначала выбирают малозаселённые этажи с небольшим количеством квартир.

2. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми свойствами. То есть на каждой орбитали может находиться либо один неспаренный электрон, либо два электрона с разными спинами. Это похоже на дорогу с двусторонним движением: либо едет один автомобиль, либо два, но навстречу друг другу.

3. Правило Хунда. Наиболее устойчивое (основное) состояние атома достигается тогда, когда на одном уровне находится как можно больше неспаренных электронов. Можно провести такую аналогию: электроны сначала селятся по одному, а потом ищут себе пару.

ЗАНЯТИЕ 2. ИЗМЕНЕНИЕ СВОЙСТВ В ПЕРИОДАХ И ГРУППАХ

ЗАНЯТИЕ 3. ТИПЫ ХИМИЧЕСКИХ СВЯЗЕЙ

ЗАНЯТИЕ 4. КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

ЗАНЯТИЕ 5. ОКСИДЫ И ОСНОВАНИЯ. ИХ СВОЙСТВА И СПОСОБЫ ПОЛУЧЕНИЯ

Общие методы получения оксидов:

1. Окисление простых и сложных веществ кислородом:

ОСНОВНЫЕ ОКСИДЫ

+ кислотный оксид

Основный оксид + кислота = соль (ПРИ НАГРЕВАНИИ!)

+ амфотерный оксид

Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов реагируют с водой с образованием оснований: