Тематические тесты для подготовки к ОГЭ по химии


Муниципальное бюджетное образовательное учреждение
Средняя общеобразовательная школа села Старобурновомуниципального района Бирский район Республики Башкортостан
Тематические лекции
по химии для 11 класса
для подготовки к ЕГЭна 2015-2016 учебный годcоставила учитель химииАсылбаева Марина Евгеньевна
Тема 1. Современные представления о строении атома.
Строение электронных оболочек атомов элементов
первых четырех периодов: s-, p- и d-элементы.
Электронная конфигурация атома. Основное и
возбужденное состояние атомов.
Что из себя представляет атом?

А́том (от др.-греч. ἄτομος — неделимый) — наименьшая химически неделимая часть химического элемента.
Атом состоит из атомного ядра и электронов e-.
Ядро атома состоит из положительно заряженных протонов p+ и незаряженных нейтронов n0.
Если число протонов в ядре совпадает с числом электронов, то атом в целом оказывается электрически нейтральным. В противном случае он обладает некоторым положительным или отрицательным зарядом и называется ионом.
Количество электронов e- и протонов p+ равно порядковому номеру элемента в периодической системе. Количество нейтронов n0 определяется по формуле: n0= Аr - p+
Например: атом кислорода содержит 8 электронов e- и 8 протонов p+, (порядковый номер кислорода=8), а количество нейтронов n0 определяется по формуле: n0= 16 -8 (атомная масса кислорода=16 см. периодическую систему).
Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью.
По форме различают 4 типа орбиталей - s, p, d, f.
Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слой, или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра: 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7.
Число энергетических уровней (электронных слое) в атоме равно номеру периода в системе Д.И. Менделеева, к которому принадлежит химический элемент: у атомов элементов первого периода один энергетический уровень; второго периода- два; седьмого периода –семь.
Начиная со второго энергетического уровня, каждый из уровне подразделяется на подуровни.
Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: s, p, d, f.
s- подуровень-первый, ближайший к ядру атома подуровень каждого энергетического уровня, состоит из одной s-орбитали;
p – второй подуровень, каждого, кроме первого, энергетического уровня, состоит из трех p -орбиталей;
d – третий подуровень, каждого, начиная с третьего, энергетического уровня, состоит из пяти d -орбиталей;
f – подуровень, каждого, начиная с четвертого, энергетического уровня, состоит из семи f -орбиталей;

Схемы электронного строения атома показывает распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням). Электронные формулы атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням.


В многоэлектронном атоме основным принципом заполнения электронной оболочки является принцип наименьшей энергии, т.е. орбитали заполняются по возрастанию энергии системы. Последовательность заполнения орбиталей и максимальное число электронов на подуровне:
Например, рассмотрим электронное строение атомов ll периода.

Из рисунка видно, что элементы 1 и 2 группы главной подгруппы имеют s1 и s2 электроны, соответственно, на внешнем энергетическом уровне, поэтому их называют s-элементами.
Элементы с 3 по 8 группы главной подгруппы на внешнем энергетическом уровне имеют р-электроны, поэтому их называют р-элементами.
Элементы побочной подгруппы, начиная с 4 периода, на внешнем энергетическом уровне содержат d-электроны, поэтому они называются d-элементами.
Соответственно, элементы, содержащие на внешнем энергетическом уровне f –электроны, называются f-элементами.
Изотопы – атомы с одинаковым зарядом ядра, но разным массовым чис- лом, т.е разным числом нейтронов в ядре.
Поскольку нейтроны практически не влияют на химические свойства элементов, все изотопы одного и того же элемента химически неотличимы.

Пример: изотопы углерода: 12С и 13С. Значит, они отличаются по со ставу на 1 нейтрон: у 12С – 6 нейтронов, у 14С – 7 нейтронов.
Электронные формулы ионов.
Ионы – заряженные частицы, они получаются из атомов путем отдачи электронов (тогда образуются катионы) или принятия элек-тронов (образуются анионы).
Примеры: S2- (16+2=18е)
P3+ (15-3=12е)
Na+ (11-1=10е)
Электронная формула иона получается путем добавления или отнятия электронов из электронной формулы атома.
Электроны сначала уходят с внешнего электронного слоя!
Пример: составить электронные формулы ионов: Ca2+; As3- ; Cu2+.
1)Ca0 1s22s22p63s23p64s2 (20е)
Ca2+ 1s22s22p63s23p6
(ушли 2 внешних электрона – 18е, конфигурация инертного газа аргона)
2) As0 1s22s22p63s23p63d10 4s24p3 (33 е)
As3- 1s22s22p63s23p63d10 4s24p6
(добавились еще 3 электрона на внешний уровень – их стало 8, а всего – 36е: оболочка инертного газа криптона)
3) Cu0 1s22s22p63s23p63d104s1
(у меди за счет провала электронов на внешнем слое остался только 1 электрон)
Cu2+ 1s22s22p63s23p6 3d9 (уходят 2 электрона, сначала ВНЕШНИЙ 4s! )
Изоэлектронные частицы – это атомы и ионы, имеющие одинаковое строение электронной оболочки. Например, ион Са2+ и атом аргона – имеют одинаковую 18- электронную оболочку.
Пример: какие из этих солей образованы изоэлектронными ионами: хлорид натрия, фторид бария, бромид магния, сульфид кальция.
NaCl – Na+(10e), Cl -(18e),
BaF2 – Ba2+(54 e),F - (10e)
MgBr2 – Mg2+ (10e), Br - (36e)
CaS – Ca2+(18e), S2- (18e) – ионы изоэлектронны.
Ответ: CaS
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.
Однако, для того, чтобы образовывать СВЯЗИ с другими атомами, атом должен иметь определенное число НЕСПАРЕННЫХ электронов (число неспаренных электронов как раз и определяет ВАЛЕНТНОСТЬ атома).
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.
Самостоятельная работа.
Для закрепления знаний выполни задания.
Заполнить таблицу.
ЭЛЕМЕНТ СТРУКТУРЫ ПОНЯТИЯ В СТРОЕНИИ АТОМА
Порядковый номер Номер периода Номер группы Определить число протонов, нейтронов и электронов в атомах:
Атом Протонов Нейтронов Электронов
Кремний Хром Определить атом и записать формулу его изотопа:
(пример: 126С – вверху слева указывается массовое число изотопа, внизу – заряд ядра):
Число нейтронов Массовое число АЗаряд ядра атома Х Изотоп атома Х
24
45 14
13 Определить число нейтронов у изотопов:
Изотоп Число нейтронов
107Ag 15N 34S 5. Заполнить таблицу:
АТОМ Номер периода Номер группы, подгруппа (А или Б) Число электронных уровней, содержащих электроны Число электронов на внешнем слое Число валентных электронов Число полностью заполненных подуровней. Тип элемента (s,p,d,f) Металл или неметалл
Al P Cu Fe Составьте электронные формулы атомов:
Марганец …………………………………… Калий……………………………………
Фосфор …………………
Хлор ……………………………………..

Приложенные файлы

  • docx atom
    Размер файла: 1 MB Загрузок: 15