Интенсивная подготовка к ЕГЭ по химии за один месяц

Строение атома и электронные конфигурации

Для успешной сдачи ЕГЭ необходимо четко понимать, как устроена электронная оболочка атома. Это база для заданий №1, №2 и №3.

Энергетические уровни и подуровни

Электроны в атоме располагаются на энергетических уровнях () и подуровнях (). Количество подуровней равно номеру уровня.

Порядок заполнения орбиталей (правило Клечковского):

Обратите внимание: -подуровень заполняется раньше, чем , так как обладает меньшей энергией. Однако при ионизации (отдаче электронов) у -элементов сначала уходят электроны с внешнего (), а потом с предвнешнего () уровня.

Пример: Электронная формула атома железа (, заряд ядра +26):

Валентные электроны у -элементов находятся на внешнем -подуровне и предвнешнем -подуровне. У железа их .

Провал электрона

Существует исключение для элементов подгруппы хрома () и меди (). Электрону энергетически выгоднее перескочить с -подуровня на -подуровень, чтобы заполнить его наполовину () или полностью ().

Конфигурация хрома (): Неверно: Верно:

Периодический закон

Свойства элементов изменяются закономерно при движении по таблице Менделеева.

!Закономерности изменения свойств атомов в группах и периодах

Основные тренды (слева направо по периоду):

* Заряд ядра: растет. * Радиус атома: уменьшается (электроны сильнее притягиваются к ядру). * Электроотрицательность (ЭО): растет (способность оттягивать электроны). * Окислительные (неметаллические) свойства: усиливаются. * Кислотные свойства оксидов/гидроксидов: усиливаются.

Основные тренды (сверху вниз по группе):

* Радиус атома: растет (добавляются новые слои). * Электроотрицательность: падает. * Восстановительные (металлические) свойства: усиливаются. * Основные свойства оксидов/гидроксидов: усиливаются.

Химическая связь и строение вещества

В задании №4 проверяется умение определять тип связи и кристаллической решетки.

| Тип связи | Механизм образования | Примеры | | :--- | :--- | :--- | | Ковалентная неполярная | Между атомами одного неметалла () | , алмаз | | Ковалентная полярная | Между атомами разных неметаллов | | | Ионная | Между металлом и неметаллом (или катионом аммония ) | | | Металлическая | В металлах и сплавах (обобществленные электроны) | , латунь | | Водородная | Между и сильно ЭО атомом () | , спирты, белки, ДНК |

Важно: Вещества с ионной связью всегда имеют ионную решетку (тугоплавкие, проводят ток в растворе). Вещества с ковалентной связью могут иметь молекулярную (летучие, легкоплавкие — лед, йод) или атомную (сверхтвердые — алмаз, карбид кремния , оксид кремния ) решетку.

Скорость химической реакции

Скорость реакции () показывает изменение концентрации реагирующих веществ в единицу времени. Это тема задания №18.

Факторы, влияющие на скорость:

Природа реагирующих веществ: Активные металлы реагируют быстрее. Реакции в растворах (ионные) идут мгновенно.

Концентрация реагентов: Чем выше концентрация, тем чаще столкновения частиц выше скорость. Концентрация твердых веществ не учитывается.

Температура: При нагревании скорость растет.

Правило Вант-Гоффа описывает зависимость скорости от температуры:

где — скорость при конечной температуре, — скорость при начальной температуре, — температурный коэффициент (показывает, во сколько раз возрастает скорость при нагревании на 10 градусов), и — конечная и начальная температуры соответственно.

Площадь соприкосновения: Актуально только для гетерогенных реакций (твердое + газ/жидкость). Измельчение твердого вещества увеличивает скорость.

Катализатор: Ускоряет реакцию, снижая энергию активации. Сам в реакции не расходуется. Ингибитор — замедляет.

Химическое равновесие

Обратимые реакции не идут до конца, а достигают состояния равновесия: . Задание №22 требует умения смещать это равновесие, используя принцип Ле Шателье.

> Если на систему, находящуюся в равновесии, оказать внешнее воздействие, то равновесие сместится в сторону той реакции, которая ослабляет это воздействие.

!Принцип смещения химического равновесия

Правила смещения равновесия:

Концентрация:

* Добавляем реагент равновесие смещается вправо (в сторону продуктов, чтобы потратить лишнее). * Удаляем продукт равновесие смещается вправо (чтобы восполнить недостаток). * Важно: Твердые вещества не имеют концентрации, их добавление/удаление НЕ смещает равновесие.

Температура:

* Нагревание () смещает равновесие в сторону эндотермической реакции (, поглощение тепла). * Охлаждение () смещает равновесие в сторону экзотермической реакции (, выделение тепла).

Давление (только для газов):

* Повышение давления () смещает равновесие в сторону меньшего объема газов (считаем коэффициенты перед газами). * Понижение давления () смещает равновесие в сторону большего объема газов. * Если объемы газов слева и справа равны, давление не влияет.

Катализатор: НЕ смещает равновесие. Он лишь ускоряет момент его наступления.

Итоги

Электронная конфигурация определяет химические свойства. Помните про провал электрона у .

В периодах слева направо радиус атома падает, а электроотрицательность растет. В группах сверху вниз — наоборот.

Скорость реакции зависит от концентрации, температуры, площади поверхности (для твердых) и катализатора.

Равновесие смещается «от противного»: при нагревании система хочет охладиться (идет в ), при сжатии — уменьшить объем.

Твердые вещества не влияют на смещение равновесия, но их измельчение увеличивает скорость реакции.

Классификация и свойства неорганических веществ

Неорганическая химия в ЕГЭ — это фундамент, на котором строятся задания №6–9 (свойства классов), №29 (ОВР) и №30–31 (реакции ионного обмена). Главная ошибка выпускников — попытка зазубрить реакции. Наша цель — понять логику взаимодействия классов.

Оксиды: четыре типа, которые нужно различать

Оксиды делятся на солеобразующие и несолеобразующие. Это первое, что нужно определить, видя формулу.

!Классификация оксидов для ЕГЭ

1. Несолеобразующие оксиды

Их всего четыре, их нужно выучить наизусть: . Они не реагируют с водой, кислотами и щелочами при обычных условиях (не образуют солей).

2. Основные оксиды

Образованы металлами в степенях окисления +1, +2 (кроме ). * Примеры: . * Свойства: Реагируют с кислотами и кислотными оксидами. С водой реагируют только оксиды щелочных и щелочноземельных металлов (образуется щелочь).

3. Кислотные оксиды

Образованы неметаллами (кроме несолеобразующих) или металлами в высоких степенях окисления (+5, +6, +7). * Примеры: . * Свойства: Реагируют с основаниями и основными оксидами. С водой образуют кислоты (кроме — речной песок в воде не растворяется).

4. Амфотерные оксиды

Проявляют двойственность: в реакции с кислотой ведут себя как основание, а с щелочью — как кислота. * Список для ЕГЭ: . * Важно: — основной, а — амфотерный. Степень окисления решает всё.

Гидроксиды и их химическая двойственность

Особое внимание уделим амфотерным гидроксидам (например, ). Их реакции зависят от условий проведения.

Реакции амфотерных гидроксидов с щелочами

В расплаве (при сплавлении твердых веществ):

Образуется средняя соль и вода. В данной реакции — гидроксид алюминия, — гидроксид натрия, — метаалюминат натрия, — вода.

В растворе:

Образуется комплексная соль. Здесь образуется — тетрагидроксоалюминат натрия (растворимое вещество).

> Для ЕГЭ запомните координационные числа: у Алюминия — 4 (иногда 6), у Цинка — 4. Формула для цинка в растворе: .

Кислоты: особые свойства кислот-окислителей

Обычные кислоты (, разбавленная ) реагируют с металлами, стоящими в ряду активности до водорода, выделяя газ водород ().

Но есть кислоты-окислители, которые нарушают это правило: азотная кислота () любой концентрации и концентрированная серная кислота ().

Правила для кислот-окислителей:

Никогда не выделяется водород ().

Реагируют даже с металлами после водорода (кроме ).

Выделяется: Соль + Вода + Продукт восстановления неметалла.

!Продукты восстановления HNO3

Пример реакции меди с концентрированной азотной кислотой:

Где — медь, — концентрированная азотная кислота, — нитрат меди (II), — бурый газ (диоксид азота), — вода.

Пример реакции цинка с очень разбавленной азотной кислотой:

Здесь азот восстанавливается максимально глубоко: из в (в составе нитрата аммония ).

Окислительно-восстановительные реакции (ОВР)

Задание №29 требует выбрать вещества и составить ОВР. Для этого нужно знать типичные окислители и восстановители.

Основные понятия

* Окислитель — Грабитель. Забирает электроны, понижает степень окисления. * Восстановитель — Строитель. Отдает электроны, повышает степень окисления.

Перманганат калия () — «Хамелеон»

Марганец в степени окисления +7 () меняет окраску в зависимости от среды раствора. Это классика ЕГЭ.

| Среда | Продукт восстановления | Внешний признак | | :--- | :--- | :--- | | Кислая () | (соль) | Обесцвечивание раствора | | Нейтральная () | (оксид) | Выпадение бурого осадка | | Щелочная () | (манганат) | Раствор становится зеленым |

Пример ОВР (электронный баланс): Взаимодействие сульфита натрия с перманганатом калия в кислой среде.

В этой реакции: * — сульфит натрия (восстановитель, сера ). * — перманганат калия (окислитель, марганец ). * — серная кислота (создает кислую среду). * Продукты: сульфат натрия, сульфат марганца (II), сульфат калия и вода.

Дихроматы ()

Дихромат калия (, оранжевый) в кислой среде переходит в соли хрома (), которые имеют сине-зеленый (изумрудный) цвет.

Итоги

Классификация — ключ к успеху. Выучите 4 несолеобразующих оксида () и список амфотерных оксидов/гидроксидов.

Амфотерность. В расплавах амфотерные гидроксиды дают мета-соли (), в растворах — комплексы ().

Кислоты-окислители. и конц. не дают водород. Продукт восстановления зависит от активности металла и концентрации кислоты.

ОВР. в кислой среде обесцвечивается (), в нейтральной дает бурый осадок (), в щелочной — зеленый раствор ().