Авторские теоретические материалы по подготовке к ЕГЭ.методическая разработка по химии (11 класс) по теме

Готовимся к ЕГЭ по органической химии «Ароматические углеводороды» 2008 – 2009 учебный год

При выполнении заданий части А в бланке ответов поставьте знак Х в соответствующей клетке. Все задания части А оцениваются в 1 балл А 1. Формула бензола Кекуле отражает 1 ) его специфические свойства 2 ) равноценность всех атомов углерода и водорода 3 ) равноценность всех атомов водорода 4 ) равноценность всех атомов углерода А 2. Для атомов углерода в молекуле ароматических углеводородов характерна — гибридизация 1 ) Sp 3 2 ) Sp 2 3 ) Sp 4 ) Sp 3 d 2 2,5 минуты

А 3 . В плоскости молекулы бензола находится ___ атомов 1 ) 6 2 ) 9 3 ) 12 4 ) 15 А 4 . Длина связи С-С в молекуле бензола равна 1 ) 0,108 нм 2 ) 0,133 нм 3 ) 0,140 нм 4 ) 0,154 нм 2,5 минуты 2,5 минуты

А 5. В молекуле бензола угловое напряжение 1 ) присутствует частично 2 ) присутствует в полном объёме 3 ) отсутствует частично 4 ) отсутствует полностью А 6. У толуола 1 ) 1 изомер 2 ) 2 изомера 3 ) 4 изомера 4 ) нет изомеров 2,5 минуты 2,5 минуты

А 7. Самый простейший радикал аренов — называется 1 ) фенил 2 ) бензил 3 ) фенол 4 ) бензол А 8. Число атомов углерода в молекуле ксилола 1 ) 6 2 ) 7 3 ) 8 4 ) 9 2,5 минуты 2,5 минуты

А 9. Число атомов водорода в молекуле пропилбензола 1 ) 9 2 ) 12 3 ) 16 4 ) 18 А 10. В гомологическом ряду аренов с увеличением их М r температуры кипения и плавления 1 ) уменьшаются 2 ) не изменяются 3 ) увеличиваются 4 ) отсутствуют 2,5 минуты 2,5 минуты

А 11. Извлечение вещества из раствора с помощью другого растворителя, не смешивающегося с данным, называют 1 ) абстракцией 2 ) экстраполяцией 3 ) экстракцией 4 ) эмансипацией А 12. У ксилола температуры кипения и плавления по сравнению с толуолом 1 ) одинаковы 2 ) выше 3 ) ниже 4 ) отсутствуют 2,5 минуты 2,5 минуты

А 13. Образование единой П – электронной системы в ароматических углеводородах выгодно 1 ) пространственно 2 ) энергетически 3 ) механически 4 ) химически А 14. В реакциях замещения бензола ароматическая система 1 ) изменяется полностью 2 ) изменяется частично 3 ) сохраняется 4 ) разрушается 2,5 минуты 2,5 минуты

В 6. Какие свойства соответствуют бензолу 1 ) бесцветная жидкость 2 ) бесцветный газ 3 ) кристаллическое вещество 4 ) без запаха 5) с характерным запахом 6) нерастворим в воде 7) легче воды 8) тяжелее воды 9) хороший растворитель (ответом к заданию является последовательность цифр, которые соответствуют правильным ответам, записанная в клетках без других символов и пробелов) (2 балла) 4 минуты

В 7. Взаимодействие бензола с хлором в присутствии катализаторов протекает 1 ) по цепному радикальному механизму 2 ) по механизму электрофильного замещения 3 ) с образованием ионных частиц 4 ) с увеличением нуклеофильной активности реагента 5) с полным разрушением ароматической системы 6) с образованием промежуточного П — комплекса (ответом к заданию является последовательность цифр, которые соответствуют правильным ответам, записанная в клетках без других символов и пробелов) (2 балла) 4 минуты

В 9. 195г бензола, содержащего 20% примесей, обработали раствором азотной кислоты массой 200г с массовой долей кислоты 70% и получили 196,8г нитробензола. Массовая доля выхода нитробензола составила_________% (ответом к заданию является число) (1 балл) В 10. Масса 2,4,6-трибромтолуола, полученного при действии 180г брома на 27,6г толуола составила ___________ г. (ответом к заданию является число) (1 балл) 10 минут

К заданиям части С необходимо записать полное решение задачи чётко и разборчиво. С 3. Напишите уравнения реакций с помощью которых можно осуществить превращения : CaO  CaC 2  C 2 H 2  C 6 H 6  C 6 H 5 Cl   C 6 H 5 CH 3 (0-5баллов) С 5 . Относительная плотность паров органического вещества по водороду равна 53. При сгорании 2,65г этого вещества образуется 4,48л углекислого газа (н.у) и 2,25г воды. Найдите молекулярную формулу органического вещества. (0-2балла) 20 минут

Проверь себя сам А 1. 2 А 2. 2 А 3. 3 А 4. 3 А 5. 4 А 6. 3 А 7. 1 А 8. 3 А 9. 2 А 10 3 А 11. 3 А 12 2 А 13 2 А 14 3 В 6. 15679 В 7. 246 В 9. 80 В 10 . 98,7

Про ЕГЭ:  Тренажёр. Задание №12 ЕГЭ-2022

Проверь себя сам Часть С проверяет учитель. «5» — 22-27 правильных ответов «4» — 18-22 правильных ответов «3» — 14-17 правильных ответов «2» — 0 — 13 правильных ответов

Тема 2. СТРОЕНИЕ АТОМА.

Атом – мельчайшая, электронейтральная, химически неделимая частица вещества, состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженной электронной оболочки.

– совокупность движущихся вокруг ядра электронов.

– центральная, положительно заряженная, часть атома, состоящая из протонов и нейтронов, связанных между собой ядерными силами.

равен порядковому номеру элемента в периодической системе.

– вид атомов, с определённым зарядом ядра.

Так как атом – электронейтрален (не заряжен), то число протонов в атоме равно числу электронов (число + = числу — )) = N(p) = Z

Массовое число атома А складывается из числа протонов и нейтронов в ядре данного изотопа. Число нейтронов можно найти, вычитая заряд ядра атома из массового числа.     А = N(p) + N(n)       N(n) = A – Z

Oдин и тот же химический элемент может существовать в виде двух или нескольких изотопов.

– атомы с одинаковым зарядом ядра, но разным массовым числом, т.е разным числом нейтронов в ядре.

Нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.

Пример 1: Определить число нейтронов у изотопов углерода:

Решение:   у С – 6 нейтронов (12-6=6), у С – 8 нейтронов (14-6=8).

Пример 2: определить число протонов и нейтронов в ядре изотопа мышьяка с массовым числом 75.

Решение:    порядковый номер у As – 33. Следовательно, заряд ядра Z= +33, число протонов – 33. Число нейтронов: A – Z = 75 – 33 = 42.

ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМА.

В 1913 г датский физик Н. Бор предложил , в которой электроны вращаются вокруг ядра атома, как планеты обращаются вокруг Солнца.

Такие орбиты называют электронными уровнями (слоями)

Уровни состоят из близких по энергии

s, p, d, f.

Подуровни состоят из одинаковых по энергии

На каждой орбитали может быть  не больше двух электронов.

Они отличаются так называемым  упрощенно – направлением вращения.

(запрет Паули) ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали.

принципу Паули, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и лишь если они имеют противоположные спины.

определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию. Оно было выведено немецким физиком-теоретиком Ф. Хундом в 1927 г. на основе анализа атомных спектров.

заполнение орбиталей одного и того же подуровня происходит таким образом: сначала каждую орбиталь занимают по одному электрону, а затем уже по второму, с противоположным спином.

атом азота имеет три электрона, находящиеся на 2р-подуровне. Согласно правилу Хунда, они должны располагаться поодиночке на каждой из трех 2р-орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины:

Связь между уровнем и подуровнями.

ЭЛЕКТРОННЫЕ КОНФИГУРАЦИИ АТОМОВ

Изображение орбиталей с учетом их энергии называется энергетической диаграммой атома.

(одна орбиталь) могут находиться  (три орбитали) — , на каждом  (пять орбиталей) —

Принцип минимума энергии определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии. Согласно принципу минимума энергии, электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию.

Энергия подуровней растет в ряду:

Оказалось, что у одних элементов более низкую энергию имеет 4f-подуровень, а у других — 5d-подуровень.

То же самое наблюдается для 5f- и 6d-подуровней.

ПОСЛЕДОВАТЕЛЬНОСТЬ ЗАПОЛНЕНИЯ ОРБИТАЛЕЙ У ПЕРВЫХ 36 АТОМОВ.

Заполнение электронных оболочек атомов первых 4-х периодов.

Про ЕГЭ:  Демо вариант 2010 год по английскому языку. Раздел 1 (Аудирование)

Водород (1е): Н 1s – заполняется первый уровень.

ПЕРВЫЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ ЗАПОЛНЕН.

Литий (3е) — начинает заполняться второй уровень:

на 2s-подуровень приходит второй электрон.

начинается заполнение 2p-подуровня:

У следующих за бором пяти атомов продолжается заполнение 2р-подуровня, вплоть

ВТОРОЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ ПОЛНОСТЬЮ ЗАВЕРШЕН.

Начинается третий период – сначала происходит заполнение 3s-подуровня у натрия и магния (это s-элементы), а потом заполняется  у шести р-элементов: от алюминия

— инертного газа на внешнем слое 8 электронов.

Распределение электронов по электронным уровням у атома № 18 — аргона выглядит так:

При этом третий электронный уровень ещё не заполнен: в нём есть 3d-подуровень.

№ 19 – калийпервым элементом 4 периода, у него идёт

Калий — это s-элемент.

3d-подуровень пока остаётся незаполненным.

4s-подуровень заполняется и у кальция:    И вот ТОЛЬКО у следующих 10 элементов (от скандия до цинка)заполнение 3d-подуровня. Это d-элементы

У ванадия на d-подуровне 3 электрона, на 4s — 2 электрона.

У атомов с №26 (железо) до № 28 (никель) происходит дальнейшее заполнение 3d-подуровня.

, причина которого — более выгодная по энергии полностью заполненная d-оболочка

И наконец, цинк завершает ряд из 10 d-элементов 4 периода:

ТРЕТИЙ ЭЛЕКТРОННЫЙ УРОВЕНЬ только теперь ЗАВЕРШЕН – на нем 18 электронов.

Со следующего элемента 4 периода — галлия вновь начинается заполнение внешнего электронного уровня (№4), теперь уже 4p-подуровня – от галлия до криптона.

ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ ИОНОВ.

Ионы – заряженные частицыкатионы – положительно заряженные ионы, анионы – отрицательно заряженные ионы.

Ионы получаются из атомов путем отдачи электронов (тогда образуются катионы) или принятия электронов (образуются анионы).

Электронная формула иона получается путём добавления или отнятия электронов в электронной формуле атома.

Электроны сначала уходят с внешнего электронного уровня!

составить электронные формулы ионов: As

– это  атомы и ионы, имеющие одинаковое строение электронной оболочки. и атом аргона – имеют одинаковую 18- электронную оболочку.

какие из этих солей образованы изоэлектронными ионами: хлорид натрия, фторид бария, бромид магния, сульфид кальция.

(54 e), F

ОСНОВНОЕ И ВОЗБУЖДЕННОЕ СОСТОЯНИЕ АТОМА.

Основное состояние атома — это наиболее выгодное по энергии состояние, которое получается в результате последовательного заполнения оболочек электронами согласно правилу Хунда и принципу минимума энергии.

Поэтому ПРИ НАЛИЧИИ СВОБОДНЫХ ОРБИТАЛЕЙ и при наличии некоторой ЭНЕРГИИ (энергия возбуждения) электроны атома могут РАСПАРИВАТЬСЯ и атом переходит в возбужденное состояние.  При этом число неспаренных электронов, а, следовательно, ЧИСЛО СВЯЗЕЙ, образуемых атомом, УВЕЛИЧИВАЕТСЯ.

Это возбужденное состояние углерода.

Д.И. Менделеев в 1869 году так сформулировал Периодический закон: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от их

Менделеев учитывал, что для некоторых элементов атомные массы могли быть определены недостаточно точно. После того, как было доказано ядерное строение атома и равенство порядкового номера элемента заряду ядра его атома, Периодический закон получил

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

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

вариант Периодической системы 8 групп элементов, каждая из которых условно подразделяется на группу А (главную) и группу Б (побочную).  варианте Периодической системы — 18 групп, имеющих те же обозначения, что и в короткопериодном.

В группах, обозначенных буквой А (главных подгруппах), содержатся элементы, в которых идет заселение s- и р-оболочек:    (IA- и IIA-группы)  и . В группах, обозначенной буквой Б (побочных подгруппах), находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни

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

Про ЕГЭ:  Профессия инженер-проектировщик – где учиться в Москве и Санкт-Петербурге?

Номер периода = Число энергетических уровней, заполненных электронами = номер последнего энергетического уровня

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

ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИЗМЕНЕНИЯ СВОЙСТВ В ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЕ.

Атомные и ионные радиусы.

Радиус атома – это расстояние от центра ядра до внешнего уровня (области максимальной электронной плотности внешнего уровня).

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.

Образование ионов приводит к изменению  по сравнению с атомными.

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

– это ионы, имеющие одинаковое электронное строение.

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): S и т.п. В этом ряду радиус уменьшается, т.к. растёт заряд ядра.

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 электроотрицательностирастёт заряд ядра и внешний уровень притягивается к ядру сильнее.

Сверху вниз по подгруппе электроотрицательность уменьшаетсяувеличивается число электронных уровней и увеличение радиуса. Внешние электроны слабее притягиваются к ядру.

На рис.  приведены значения электроотрицательности различных элементов по Полингу.

кроме водорода и гелия.

на металлы и неметаллы:

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

3) Валентность – число связей, которые образует атом в молекуле.

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 VIIIB группы (второй и третий элемент «триады»)).

4) Степень окисления – условный заряд у атома в молекуле, рассчитанный, исходя из предположения, что все связи в молекуле – ионные (т.е. электроны полностью смещены от менее электроотрицательного атома к более электроотрицательному.

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.

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 неметалла   =      8 – номер группы.

5) Высшие оксиды и гидроксиды.

1) Степень окисления элемента в высшем оксиде и гидроксиде равна номеру группы:

– 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.

6) ВОДОРОДНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ.

Существует два типа водородных соединений:

активных металлов с водородом, в которых водород имеет отрицательную степень окисления:  – гидрид кальция.  Это кристаллические вещества, похожие по виду на соли, поэтому их называют

В них отрицательную степень окисления имеет неметалл, а водород имеет степень окисления +1. Все газы, кроме воды.

Особенности свойств летучих водородных соединений.

Оцените статью
ЕГЭ Live