Świetna książka informacyjna na temat chemii egzaminu. Chemia: kompletny przewodnik przygotowujący do egzaminu ujednoliconego państwowego

Odniesienie zawiera wszystko materiał teoretyczny w trakcie chemii wymaganej dla zdanie egzaminu... Zawiera wszystkie elementy treści sprawdzanych na egzaminie z chemii oraz pomaga uogólniać i usystematyzować wiedzę i umiejętności dla toku szkoły średniej (pełnej). Materiał teoretyczny przedstawiony jest w zwięzłej, przystępnej formie. Każdej sekcji towarzyszą przykłady przedmioty testowe, pozwalający sprawdzić swoją wiedzę i stopień przygotowania do egzaminu certyfikacyjnego. Zadania praktyczne odpowiadają formatowi egzaminu. Na końcu podręcznika znajdują się odpowiedzi na testy, które pomogą uczniom i kandydatom sprawdzić się i wypełnić luki. Podręcznik skierowany jest do starszych uczniów, kandydatów i nauczycieli.

Regularności zmian właściwości pierwiastków i ich związków według okresów i grup.
Współczesne sformułowanie prawa okresowego D.I. Mendelejew:
- właściwości elementów, a także proste i złożone substancje są okresowo zależne od ładunku jądra atomowego, który jest równy liczbie porządkowej pierwiastka.
Układ okresowy pierwiastków chemicznych - klasyfikacja naturalna pierwiastki chemiczne, które są tabelarycznym wyrażeniem prawa okresowego D.I. Mendelejew. Jest to tabela składająca się z okresów (rzędów poziomych) i grup (kolumn pionowych) elementów.
Numer grupy A = liczba elektronów walencyjnych: ns i np
Numer grupy B = Liczba elektronów walencyjnych: ns i (n-1) d
W krótkookresowej wersji układu okresowego występuje 8 grup. Dzielą się na podgrupy A (główna) i B (wtórna).

Długookresowa wersja układu okresowego zawiera 18 grup. Są one oznaczone albo w ten sam sposób, co w wersji krótkookresowej, albo po prostu numerami od 1 do 18 (na przykład grupa IA lub 1, VIIB lub 17).
Numer okresu = Liczba poziomów energii wypełnionych elektronami = Oznaczenie ostatniego poziomu energii (EI)
Współczesny układ okresowy obejmuje 7 okresów. Każdy okres zaczyna się od pierwiastka, w którym atomie elektron pojawia się po raz pierwszy na odpowiednim poziomie energetycznym (wodór lub pierwiastek alkaliczny), a kończy na pierwiastkach, w których poziom o tej samej liczbie jest całkowicie wypełniony (gaz szlachetny).

Przyciskami powyżej i poniżej „Kup papierową książkę” a korzystając z linku „Kup” możesz kupić tę książkę z dostawą na terenie całej Rosji i podobne książki w najlepszej cenie w formie papierowej na stronach oficjalnych sklepów internetowych Labirynt, Ozon, Bukvoed, Chitai-gorod, Litry, My-shop, Book24, Książki.ru.

Za pomocą przycisku „Kup i pobierz e-book„Możesz kupić tę książkę w formie elektronicznej w oficjalnym sklepie internetowym „Litry”, a następnie pobrać ją na stronie Liters.

Klikając przycisk „Znajdź podobne materiały na innych stronach”, możesz znaleźć podobne materiały na innych stronach.

Na przyciskach powyżej i poniżej możesz kupić książkę w oficjalnych sklepach internetowych Labirint, Ozon i innych. Możesz także wyszukiwać podobne i podobne materiały na innych stronach.

Data publikacji: 10.08.2017 12:30 UTC

• Unified State Exam 2020, Chemistry, 10 opcji szkoleniowych dla arkuszy egzaminacyjnych przygotowujących do jednolitego egzaminu państwowego, Savinkina E.V., Zhveinova O.G., 2019
• Chemia, Kompletny przewodnik przygotowujący do egzaminu, Lidin R.A.
• OGE, Chemia w tabelach i diagramach, Informator, klasy 8-9, Savinkina E.V., Loginova G.P., 2017
• Unified State Exam-2019, Chemia, 10 opcji szkoleniowych dla arkuszy egzaminacyjnych przygotowujących do jednolitego egzaminu państwowego, Savinkina E.V., Zhveinova O.G., 2019

Następujące tutoriale i książki:

• Podręcznik Azotchika, Właściwości fizyczne i chemiczne gazów i cieczy, Produkcja gazów procesowych, Oczyszczanie gazów procesowych, Synteza amoniaku, 1986

M .: 2017 .-- 256 s. M .: 2016 .-- 256 s.

Nowy podręcznik zawiera cały materiał teoretyczny z chemii wymagany do zdania egzaminu. Zawiera wszystkie elementy treści sprawdzane materiałami kontrolno-pomiarowymi oraz pomaga uogólniać i usystematyzować wiedzę i umiejętności dla toku szkoły średniej (pełnej). Materiał teoretyczny przedstawiony jest w zwięzłej i przystępnej formie. Każdemu tematowi towarzyszą przykłady pozycji testowych. Zadania praktyczne odpowiadają formatowi jednolitego egzaminu państwowego. Na końcu instrukcji znajdziesz odpowiedzi na testy. Podręcznik skierowany jest do uczniów, kandydatów i nauczycieli.

Format: pdf ( 2017 , 256s.)

Rozmiar: 2 Mb

Obejrzyj, pobierz:dysk.google

Format: pdf ( 2016 , 256s.)

Rozmiar: 1,6 MB

Obejrzyj, pobierz:dysk.google

ZADOWOLONY
Przedmowa 12
NAJWAŻNIEJSZE POJĘCIA I PRAWA CHEMICZNE 14
1. PODSTAWY TEORETYCZNE CHEMII 18
1.1. Współczesne widoki o budowie atomu 18
1.1.1. Struktura powłok elektronowych atomów pierwiastków 18
Przykładowe zadania 24
1.2. Prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew 25
1.2.1. Regularność zmian właściwości pierwiastków i ich związków według okresów i grup 25
Przykładowe zadania 28
1.2.2. ogólna charakterystyka metale z grup IA-ША w związku z ich pozycją w układzie okresowym pierwiastków chemicznych
DI. Mendelejew i cechy strukturalne ich atomów 28
Przykładowe zadania 29
1.2.3. Charakterystyka pierwiastków przejściowych (miedź, cynk, chrom, żelazo) według ich pozycji w układzie okresowym pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew
i cechy strukturalne ich atomów 30
Przykładowe zadania 30
1.2.4. Ogólna charakterystyka niemetali grup IVA-VIIA w związku z ich pozycją w układzie okresowym pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew
i cechy strukturalne ich atomów 31
Przykładowe zadania 31
1.3. Wiązanie chemiczne i struktura materii 32
1.3.1. Kowalencyjne wiązanie chemiczne, jego odmiany i mechanizmy powstawania. Charakterystyki wiązania kowalencyjnego (polarność i energia wiązania). Wiązanie jonowe.
Wiązanie metaliczne. Wiązanie wodorowe 32
Przykładowe zadania 36
1.3.2. Elektroujemność. Stan utlenienia i wartościowość pierwiastków chemicznych 37
Przykładowe zadania 39
1.3.3. Substancje o budowie molekularnej i niemolekularnej. Typ sieci krystalicznej. Zależność właściwości substancji od ich składu
i budynki 41
Przykładowe zadania 43
1.4. Reakcja chemiczna 43
1.4.1. Klasyfikacja reakcji chemicznych w chemii nieorganicznej i organicznej 43
Przykładowe zadania 45
1.4.2. Efekt cieplny reakcji chemicznej. Równania termochemiczne 46
Przykładowe zadania 48
1.4.3. Szybkość reakcji, jej zależność od różnych czynników 48
Przykładowe zadania 50
1.4.4. Reakcje chemiczne odwracalne i nieodwracalne. Równowaga chemiczna. Przemieszczenie równowagi chemicznej pod wpływem różnych czynników 50
Przykłady zadań
1.4.5. Dysocjacja elektrolityczna elektrolity w roztworach wodnych. Elektrolity mocne i słabe 53
Przykładowe zadania 54
1.4.6. Reakcje wymiany jonowej 54
Przykładowe zadania 56
1.4.7. Środowisko roztworów wodnych: kwaśne, obojętne, zasadowe. Hydroliza soli 57
Przykładowe zadania 59
1.4.8. Reakcje redoks. Korozja metali i metody ochrony przed nią 60
Przykładowe zadania 64
1.4.9. Elektroliza stopów i roztworów (sole, zasady, kwasy) 65
Przykładowe zadania 66
1.4.10. Jonowy (reguła V.V. Markovnikova) i rodnikowe mechanizmy reakcji w chemii organicznej 67
Przykładowe zadania 69
2. CHEMIA NIEORGANICZNA 71
2.1. Klasyfikacja nie materia organiczna... Nomenklatura substancji nieorganicznych (trywialna i międzynarodowa) 71
Przykładowe zadania 75
2.2. Typowe właściwości chemiczne prostych substancji - metale: alkalia, ziemie alkaliczne, aluminium; metale przejściowe
(miedź, cynk, chrom, żelazo) 76
Przykładowe zadania 79
2.3. Charakterystyczne właściwości chemiczne substancji prostych - niemetali: wodór, halogeny, tlen, siarka, azot,
fosfor, węgiel, krzem 81
Przykładowe zadania 83
2.4. Typowe właściwości chemiczne tlenków: zasadowy, amfoteryczny, kwasowy 84
Przykładowe zadania 86
2.5. Charakterystyczne właściwości chemiczne zasad i amfoterycznych wodorotlenków 87
Przykładowe zadania 88
2.6. Charakterystyczne właściwości chemiczne kwasów 90
Przykładowe zadania 93
2.7. Charakterystyczne właściwości chemiczne soli: średnie, kwaśne, zasadowe; kompleks (np. związki glinu i cynku) 94
Przykładowe zadania 96
2.8. Związek różnych klas substancji nieorganicznych 97
Przykładowe zadania 100
3. CHEMIA ORGANICZNA 102
3.1. Teoria budowy związków organicznych: homologia i izomeria (strukturalna i przestrzenna).
Wzajemny wpływ atomów w cząsteczkach 102
Przykładowe zadania 105
3.2. Rodzaje wiązań w cząsteczkach substancji organicznych. Hybrydyzacja orbitali atomowych węgla. Rodnik.
Grupa funkcjonalna 106
Przykładowe zadania 109
3.3. Klasyfikacja substancji organicznych. Nomenklatura substancji organicznych (trywialna i międzynarodowa) 109
Przykładowe zadania 115
3.4. Typowe właściwości chemiczne węglowodorów: alkany, cykloalkany, alkeny, dieny, alkiny, węglowodory aromatyczne (benzen i toluen) 116
Przykładowe zadania 121
3.5. Charakterystyczne właściwości chemiczne nasyconych alkoholi jedno- i wielowodorotlenowych, fenol 121
Przykładowe zadania 124
3.6. Charakterystyczne właściwości chemiczne aldehydów, nasyconych kwasów karboksylowych, estrów 125
Przykładowe zadania 128
3.7. Typowe właściwości chemiczne związków organicznych zawierających azot: amin i aminokwasów 129
Przykładowe zadania 132
3.8. Substancje ważne biologicznie: tłuszcze, białka, węglowodany (monosacharydy, disacharydy, polisacharydy) 133
Przykładowe zadania 138
3.9. Związek związków organicznych 139
Przykładowe zadania 143
4. METODY WIEDZY W CHEMII. CHEMIA I ŻYCIE 145
4.1. Eksperymentalne podstawy chemii 145
4.1.1. Zasady laboratoryjne. Szkło laboratoryjne i sprzęt. Zasady bezpieczeństwa podczas pracy z substancjami żrącymi, łatwopalnymi i toksycznymi,
chemia gospodarcza 145
Przykładowe zadania 150
4.1.2. Metody naukowe Badania substancje chemiczne i przemiany. Metody rozdzielania mieszanin i oczyszczania substancji 150
Przykładowe zadania 152
4.1.3. Określanie charakteru środowiska wodnych roztworów substancji. Wskaźniki 152
Przykładowe zadania 153
4.1.4. Reakcje jakościowe dla substancji nieorganicznych i jonów 153
Przykładowe zadania 156
4.1.5. Reakcje jakościowe związków organicznych 158
Przykładowe zadania 159
4.1.6. Główne metody otrzymywania (w laboratorium) określonych substancji należących do badanych klas związki nieorganiczne 160
Przykładowe zadania 165
4.1.7. Główne metody pozyskiwania węglowodorów (w laboratorium) 165
Przykładowe zadania 167
4.1.8. Główne metody pozyskiwania związki utlenione(w laboratorium) 167
Przykładowe zadania 170
4.2. Widoki ogólne o przemysłowych metodach otrzymywania najważniejszych substancji 171
4.2.1. Koncepcja metalurgiczna: ogólne sposoby produkcja metalu 171
Przykładowe zadania 174
4.2.2. Ogólny zasady naukowe produkcja chemiczna (np. przemysłowa produkcja amoniaku, kwasu siarkowego, metanolu). Zanieczyszczenia chemiczne
środowisko i jego konsekwencje 174
Przykładowe zadania 176
4.2.3. Naturalne źródła węglowodorów, ich przetwarzanie 177
Przykładowe zadania 180
4.2.4. Związki o wysokiej masie cząsteczkowej... Reakcje polimeryzacji i polikondensacji 181
Przykładowe zadania 184
4.3. Obliczenia dla wzory chemiczne i równania reakcji 184
4.3.1. Obliczanie masy substancji rozpuszczonej zawartej w określonej masie roztworu o znanym ułamku masowym; obliczenie ułamka masowego substancji w roztworze 184
Przykładowe zadania 186
4.3.2. Obliczenia stosunków objętościowych gazów w reakcjach chemicznych 186
Przykładowe zadania 187
4.3.3. Obliczenia masy substancji lub objętości gazów dla znanej ilości substancji, masy lub objętości jednego
substancji biorących udział w reakcji 187
Przykładowe zadania 188
4.3.4. Obliczenia efekt termiczny reakcje 189
Przykładowe zadania 189
4.3.5. Obliczenia masy (objętości, ilości substancji) produktów reakcji, jeżeli jedna z substancji jest podana w nadmiarze (ma zanieczyszczenia) 190
Przykładowe zadania 190
4.3.6. Obliczenia masy (objętości, ilości substancji) produktu reakcji, jeżeli jedna z substancji jest podana w postaci roztworu
z pewnym ułamkiem masowym substancji rozpuszczonej 191
Przykładowe zadania 191
4.3.7. Znalezienie wzoru cząsteczkowego substancji 192
Przykładowe zadania 194
4.3.8. Obliczenia ułamka masowego lub objętościowego wydajności produktu reakcji z teoretycznie możliwego 195
Przykładowe zadania 195
4.3.9. Obliczenia ułamka masowego (masy) związek chemiczny w mieszance 196
Przykładowe zadania 196
Podanie
CHEMIA PIERWIASTKÓW 198
Wodór 198
Elementy grupy IA 200
Elementy grupy IIA 202
Elementy ША-grupy 204
Elementy grupy IVA 206
Elementy grupy VA 211
Elementy grupy VTA 218
Elementy grupy VTIA 223
Układ okresowy pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejewa 230
IUPAC: Układ okresowy pierwiastków 232
Rozpuszczalność zasad, kwasów i soli w wodzie 234
Wartościowość niektórych pierwiastków chemicznych 235
Kwasy i nazwy ich soli 235
Promienie atomowe pierwiastków 236
Niektóre z najważniejszych stałych fizycznych 237
Przedrostki podczas tworzenia wielokrotności
i jednostki ułamkowe 237
Przewaga pierwiastków w Skorupa ziemska 238
Odpowiedzi na zadania 240

Nowy podręcznik zawiera cały materiał teoretyczny szkolnego kursu chemii niezbędny do przygotowania i zdania ujednoliconego egzaminu państwowego.
Treść książki oparta jest na materiałach kontrolno-pomiarowych określających objętość materiały naukowe, co jest sprawdzane przez państwową certyfikację końcową.
Materiał teoretyczny podręcznika przedstawiony jest w zwięzłej i przystępnej formie. Jasność prezentacji i klarowność materiału edukacyjnego skutecznie przygotuje do egzaminu.
Każdy rozdział książki odpowiada czterem blokom merytorycznym testowanym na egzaminie Unified State Exam: „ Podstawy teoretyczne Chemia "- Prawo okresowe i układ okresowy pierwiastków chemicznych D.I. Mendelejew, wiązanie chemiczne i budowa materii, reakcja chemiczna; " Chemia nieorganiczna», « Chemia organiczna"," Metody poznania chemii. Chemia i życie”- eksperymentalne podstawy chemii, ogólne idee dotyczące przemysłowych metod otrzymywania najważniejszych substancji.

RA Lidin

Chemia: kompletny przewodnik przygotowujący do egzaminu ujednoliconego państwowego

Przedmowa

Poradnik zawiera cały materiał teoretyczny szkolnego kursu chemii niezbędny do zaliczenia USE - ostatecznej certyfikacji studentów. Materiał ten podzielony jest na 14 działów, których treść odpowiada tematom testowanym na UŻYTKOWANIU - cztery znaczące bloki: „Pierwiastek chemiczny”, „Substancja”, „Reakcja chemiczna”, „Poznanie i użycie substancji oraz reakcje chemiczne”. Każda sekcja zawiera zadania szkoleniowe z części A i B - z możliwością wyboru odpowiedzi i krótką odpowiedzią. Rozdział 15 jest w całości poświęcony rozwiązywaniu problemów obliczeniowych zawartych w części C egzaminu.

Zadania testowe są zaprojektowane w taki sposób, aby odpowiadając na nie, uczeń mógł bardziej racjonalnie powtórzyć główne założenia szkolnego kursu chemii.

Na końcu podręcznika znajdują się odpowiedzi na testy, które pomogą uczniom i kandydatom sprawdzić się i wypełnić luki.

Dla wygody pracy z tym odniesieniem dostarczono tabelę, która wskazuje zgodność między przedmiotem egzaminu a sekcjami książki.

Podręcznik skierowany jest do starszych uczniów, kandydatów i nauczycieli.

1. Elementy wspólne. budowa atomów. Elektroniczne muszle. Orbitale

Pierwiastek chemiczny- pewien rodzaj atomów, oznaczony nazwą i symbolem oraz charakteryzujący się numerem seryjnym i względną masą atomową.

Tabela 1 listy wspólne pierwiastki chemiczne, podane są symbole, które oznaczają (w nawiasach - wymowa), liczby porządkowe, względne masy atomowe, charakterystyczne stany utlenienia.

Zero stopień utlenienia pierwiastka w jego prostej substancji (ach) nie jest wskazany w tabeli.

Wszystkie atomy jednego pierwiastka mają taką samą liczbę protonów w jądrze i liczbę elektronów w powłoce. Tak więc w atomie pierwiastka wodór H to 1 p + w rdzeniu i na obrzeżach 1 mi-; w atomie pierwiastka tlen Około 8 p + w rdzeniu i 8 mi- w powłoce; atom pierwiastka aluminium Al zawiera 13 r+ w rdzeniu i 13 mi- w powłoce.

Atomy jednego pierwiastka mogą różnić się liczbą neutronów w jądrze, takie atomy nazywane są izotopami. Tak więc żywioł wodór H trzy izotopy: wodór-1 (specjalna nazwa i symbol prot 1H) s 1 p + w rdzeniu i 1 mi- w powłoce; wodór-2 (deuter 2H lub D) s 1 p + i 1 NS 0 w rdzeniu i 1 mi- w powłoce; wodór-3 (tryt 3H lub T) s 1 p + i 2 NS 0 w rdzeniu i 1 mi- w powłoce. W znakach 1H, 2H i 3H indeks górny wskazuje Liczba masowa- suma liczby protonów i neutronów w jądrze. Inne przykłady:

Formuła elektroniczna atom dowolnego pierwiastka chemicznego zgodnie z jego położeniem w układzie okresowym pierwiastków DI Mendelejewa można określić z tabeli. 2.

Powłoka elektronowa dowolnego atomu jest podzielona na poziomy energii(1., 2., 3. itd.), poziomy są podzielone na podpoziomy(oznaczone literami s, p, d, f). Podpoziomy składają się z orbitale atomowe- obszary przestrzeni, w których prawdopodobnie będą przebywać elektrony. Orbitale oznaczono jako 1s (orbital pierwszego poziomu podpoziomu s), 2 s, 2r, 3s, 3p, 3d, 4s... Liczba orbitali w podpoziomach:

Wypełnianie orbitali atomowych elektronami następuje zgodnie z trzema warunkami:

1) zasada minimalnej energii

Sekwencja rosnącej energii podpoziomów:

2)reguła wykluczenia (zasada Pauliego)

Jeden elektron na orbicie nazywa się niesparowanym, dwa elektrony - para elektroniczna:

3) zasada maksymalnej krotności (reguła Hunda)

Każdy elektron ma swoją własną charakterystykę - spin (zwykle przedstawiony strzałką w górę lub w dół). Spiny elektronów są dodawane jako wektory, suma spinów danej liczby elektronów na podpoziomie powinna wynosić maksymalny(wielość):

Wypełnianie poziomów, podpoziomów i orbitali atomów pierwiastków z Н (Z= 1) do Kr (Z= 36) pokazano w wykres energetyczny(numery odpowiadają kolejności wypełniania i pokrywają się z numerami porządkowymi elementów):

Z wypełnionych wykresów energetycznych, formuły elektroniczne atomy pierwiastków. Liczba elektronów na orbitalach tego podpoziomu jest wskazana w indeksie górnym po prawej stronie litery (na przykład 3 D 5 to 5 elektronów na Z D-podpoziom); najpierw są elektrony 1. poziomu, potem 2., 3. itd. Wzory mogą być kompletne i krótkie, te ostatnie zawierają w nawiasach symbol odpowiedniego gazu szlachetnego, który przekazuje jego wzór, a ponadto zaczynając od wypełnionego Zn wewnętrzny podpoziom d. Przykłady:

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

Elektrony poza nawiasami są nazywane wartościowość. To oni biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych.

Wyjątkami są:

24Cr = 1s22s22p63s23p6 3d54s1 = d54s1(nie 3d44s2!),

29Cu = ​​1s22s22p63s23p6 3d104s1 = 3d104s1(nie 3d94s2!).

Przykłady zadań do części A

1. Imię i nazwisko, nie powiązane do izotopów wodoru, jest

1) deuter

2) oksonium

2. Wzór na podpoziomy walencyjne atomu metalu to

3. Liczba niesparowanych elektronów w stanie podstawowym atomu żelaza wynosi

4. W stanie wzbudzonym atomu glinu liczba niesparowanych elektronów wynosi

5. Formuła elektroniczna 3d94s0 odpowiada kationowi

6. Wzór elektroniczny anionu E2-3s23p6 odpowiada pierwiastkowi

7. Całkowita liczba elektronów w kationie Mg2 + i anionie F- wynosi

2. Prawo okresowe. Układ okresowy pierwiastków. Elektroujemność. Stany utleniania

Współczesne sformułowanie prawa okresowego, odkryte przez D.I.Mendeleeva w 1869 roku:

Okresowo powtarzający się charakter zmiany składu powłoki elektronowej atomów pierwiastków wyjaśnia okresową zmianę właściwości pierwiastków podczas przechodzenia przez okresy i grupy układu okresowego.

Tytuł: Chemia. Kompletny przewodnik przygotowujący do egzaminu.

Poradnik zawiera cały materiał teoretyczny szkolnego kursu chemii niezbędny do zaliczenia USE - ostatecznej certyfikacji studentów. Materiał ten podzielony jest na 14 działów, których treść odpowiada tematom testowanym na UŻYTKOWANIU - cztery znaczące bloki: „Pierwiastek chemiczny”, „Substancja”, „Reakcja chemiczna”, „Poznanie i użycie substancji oraz reakcje chemiczne”. Każda sekcja zawiera zadania szkoleniowe z części A i B - z możliwością wyboru odpowiedzi i krótką odpowiedzią. Rozdział 15 jest w całości poświęcony rozwiązywaniu problemów obliczeniowych zawartych w części C egzaminu.
Zadania testowe są zaprojektowane w taki sposób, aby odpowiadając na nie, uczeń mógł bardziej racjonalnie powtórzyć główne założenia szkolnego kursu chemii.
Na końcu podręcznika znajdują się odpowiedzi na testy, które pomogą uczniom i kandydatom sprawdzić się i wypełnić luki.
Dla wygody pracy z tym odniesieniem dostarczono tabelę, która wskazuje zgodność między przedmiotem egzaminu a sekcjami książki.
Podręcznik skierowany jest do starszych uczniów, kandydatów i nauczycieli.

Pierwiastek chemiczny to specyficzny rodzaj atomu, oznaczony nazwą i symbolem oraz charakteryzujący się numerem seryjnym i względną masą atomową.
Tabela 1 wymienia wspólne pierwiastki chemiczne, symbole, którymi są one wskazane (w nawiasach - wymowa), numery seryjne, względne masy atomowe, charakterystyczne stopnie utlenienia.
Zerowy stan utlenienia pierwiastka w jego prostej substancji (ach) nie jest wskazany w tabeli.
Powłoka elektronowa dowolnego atomu jest podzielona na poziomy energetyczne (1., 2., 3. itd.), poziomy są podzielone na podpoziomy (oznaczone literami s, p, d, f). Podpoziomy składają się z orbitali atomowych - obszarów przestrzeni, w których prawdopodobnie przebywają elektrony. Orbitale są oznaczone jako 1s (orbital pierwszego poziomu podpoziomu s), 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s ...

Zadowolony
Przedmowa
1. Elementy wspólne. budowa atomów. Elektroniczne muszle. Orbitale
2. Prawo okresowe. Układ okresowy pierwiastków. Elektroujemność. Stany utleniania
3. Cząsteczki. Wiązanie chemiczne. Struktura substancji
4. Klasyfikacja i związek substancji nieorganicznych
5. Metale głównych podgrup I-III grup
5.1. Sód
5.2. Potas
5.3. Wapń
5.4. Twardość wody
5.5. Aluminium
6. Metale przejściowe IV okresu. Właściwości, metody otrzymywania. Właściwości ogólne metale
6.1. Chrom
6.2. Mangan
6.3. Żelazo
6.4. Ogólne właściwości metali. Korozja
7. Niemetale głównych podgrup IV-VII grup
7.1. Wodór
7.2. Halogeny
7.2.1. Chlor. Chlorek wodoru
7.2.2. Chlorki
7.2.3. Podchloryny. Chlorany
7.2.4. Bromki. jodki
7.3. Chalkogeny
7.3.1. Tlen
7.3.2. Siarka. Siarkowodór. siarczki
7.3.3. Dwutlenek siarki. siarczyny
7.3.4. Kwas siarkowy... Siarczany
7.4. Niemetale z grupy VA
7.4.1. Azot. Amoniak
7.4.2. Tlenki azotu. Kwas azotowy
7.4.3. Azotyn. Azotany
7.4.4. Fosfor
7.5. Grupa IVA niemetale
7.5.1. Wolny węgiel
7.5.2. Tlenki węgla
7.5.3. Węglany
7.5.4. Krzem
8. Teoria budowy, różnorodności, klasyfikacji i nazewnictwa związków organicznych. Rodzaje reakcji chemicznych
9. Węglowodory. Homologia i izomeria. Właściwości chemiczne i metody pozyskiwania
9.1. Alkany. Cykloalkany
9.2. Alkeny. Alkadieny
9.3. Alkyne
9.4. Areny
10. Utlenione związki organiczne
10.1. Alkohole. Etery. Fenole
10.2. Aldehydy i ketony
10.3. Kwasy karboksylowe... Estry. Tłuszcze
10.4. Węglowodany
11. Związki organiczne zawierające azot
11.1. Związki nitro. Aminy
11.2. Aminokwasy. Białko
12. Reakcje chemiczne... Szybkość, energia i odwracalność
12.1. Szybkość reakcji
12.2. Energia reakcji
12.3. Odwracalność reakcji
13. Roztwory wodne... Rozpuszczalność i dysocjacja substancji. Wymiana jonów. Hydroliza soli
13.1. Rozpuszczalność substancji w wodzie
13.2. Dysocjacja elektrolityczna
13.3. Dysocjacja wody. Średnie rozwiązania
13.4. Reakcje wymiany jonowej
13.5. Hydroliza soli
14. Reakcje redoks. Elektroliza
14.1. Środki utleniające i redukujące
14.2. Dobór współczynników metodą wagi elektronicznej
14.3. Zakres naprężeń w metalu
14.4. Elektroliza stopu i roztworu
15. Rozwiązanie problemów obliczeniowych
15.1. Ułamek masowy substancji rozpuszczonej. Rozcieńczanie, zagęszczanie i mieszanie roztworów
15.2. Stosunek objętości gazów
15.3. Masa substancji (objętość gazu) na podstawie znanej ilości innego odczynnika (produktu)
15.4. Efekt cieplny reakcji
15.5. Waga (objętość, ilość substancji) produktu według odczynnika w nadmiarze lub z zanieczyszczeniami
15.6. Masa (objętość, ilość substancji) produktu według odczynnika o znanym ułamku masowym w roztworze
15.7. Znalezienie wzoru cząsteczkowego związku organicznego
Odpowiedzi

Pobierz bezpłatnie e-booka w wygodnym formacie, obejrzyj i przeczytaj:
Pobierz książkę Chemia. Kompletny przewodnik przygotowujący do egzaminu. Lidin R.A. 2009 - fileskachat.com, szybkie i bezpłatne pobieranie.