Химия 11 класс: строение атома, связь, реакции — уроки и опыты
Химия 11 класс — общая химия: курс собирает неорганику и органику в единую систему теорий. Изучают строение атома и периодический закон, химическую связь и кристаллические решётки, закономерности реакций — скорость, равновесие, тепловой эффект, — растворы, ОВР и электролиз, гидролиз солей, обзор металлов и неметаллов. На базовом уровне это обобщение школьного курса, на углублённом — основа для ЕГЭ. Ниже — темы 11 класса кратко, таблица качественных реакций и опыты онлайн.
Строение атома и периодический закон
В 11 классе строение атома описывают через энергетические уровни, подуровни и орбитали. На s-подуровне одна орбиталь (до 2 электронов), на p — три (до 6), на d — пять (до 10). Подуровни заполняются в порядке возрастания энергии: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p. Поэтому у калия девятнадцатый электрон попадает на 4s, а не на 3d.
Пример электронной конфигурации атома: железо — 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s². У хрома и меди происходит «провал» электрона: 3d⁵4s¹ и 3d¹⁰4s¹, потому что наполовину и полностью заполненный d-подуровень устойчивее.
Периодический закон в современной формулировке: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома. В периоде слева направо радиус атома уменьшается, электроотрицательность и неметаллические свойства растут; в главной подгруппе сверху вниз радиус растёт, металлические свойства усиливаются. Схемы и таблицы — строение атома, электронная конфигурация атома, таблица Менделеева.
| № | Элемент | Электронная формула | По уровням |
|---|---|---|---|
| 1 | H — Водород | 1s¹ | 1 |
| 2 | He — Гелий | 1s² | 2 |
| 3 | Li — Литий | 1s² 2s¹ | 2, 1 |
| 4 | Be — Бериллий | 1s² 2s² | 2, 2 |
| 5 | B — Бор | 1s² 2s² 2p¹ | 2, 3 |
| 6 | C — Углерод | 1s² 2s² 2p² | 2, 4 |
| 7 | N — Азот | 1s² 2s² 2p³ | 2, 5 |
| 8 | O — Кислород | 1s² 2s² 2p⁴ | 2, 6 |
| 9 | F — Фтор | 1s² 2s² 2p⁵ | 2, 7 |
| 10 | Ne — Неон | 1s² 2s² 2p⁶ | 2, 8 |
| 11 | Na — Натрий | 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ | 2, 8, 1 |
| 12 | Mg — Магний | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² | 2, 8, 2 |
| 13 | Al — Алюминий | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹ | 2, 8, 3 |
| 14 | Si — Кремний | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p² | 2, 8, 4 |
| 15 | P — Фосфор | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ | 2, 8, 5 |
| 16 | S — Сера | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴ | 2, 8, 6 |
| 17 | Cl — Хлор | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ | 2, 8, 7 |
| 18 | Ar — Аргон | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ | 2, 8, 8 |
| 19 | K — Калий | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ | 2, 8, 8, 1 |
| 20 | Ca — Кальций | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² | 2, 8, 8, 2 |
| 21 | Sc — Скандий | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹ 4s² | 2, 8, 9, 2 |
| 22 | Ti — Титан | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d² 4s² | 2, 8, 10, 2 |
| 23 | V — Ванадий | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d³ 4s² | 2, 8, 11, 2 |
| 24 | Cr — Хром | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s¹ | 2, 8, 13, 1 |
| 25 | Mn — Марганец | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s² | 2, 8, 13, 2 |
| 26 | Fe — Железо | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s² | 2, 8, 14, 2 |
| 27 | Co — Кобальт | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁷ 4s² | 2, 8, 15, 2 |
| 28 | Ni — Никель | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁸ 4s² | 2, 8, 16, 2 |
| 29 | Cu — Медь | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s¹ | 2, 8, 18, 1 |
| 30 | Zn — Цинк | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² | 2, 8, 18, 2 |
| 31 | Ga — Галлий | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p¹ | 2, 8, 18, 3 |
| 32 | Ge — Германий | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p² | 2, 8, 18, 4 |
| 33 | As — Мышьяк | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p³ | 2, 8, 18, 5 |
| 34 | Se — Селен | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁴ | 2, 8, 18, 6 |
| 35 | Br — Бром | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁵ | 2, 8, 18, 7 |
| 36 | Kr — Криптон | 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ | 2, 8, 18, 8 |
У хрома и меди — «провал» электрона: 3d⁵4s¹ и 3d¹⁰4s¹ выгоднее, чем 3d⁴4s² и 3d⁹4s². Конфигурации остальных элементов — на их страницах.
Химическая связь и строение вещества, кристаллические решётки
Ковалентная связь образуется по обменному механизму, когда каждый атом даёт по электрону, или по донорно-акцепторному: в ионе аммония NH₄⁺ азот предоставляет неподелённую пару, а ион H⁺ — свободную орбиталь. Водородная связь — притяжение атома водорода к сильно электроотрицательному атому (F, O, N) соседней молекулы; из-за неё у воды аномально высокая температура кипения.
Тип кристаллической решётки определяет физические свойства вещества:
| Решётка | Частицы в узлах | Свойства | Примеры |
|---|---|---|---|
| ионная | ионы | твёрдые, тугоплавкие, расплавы и растворы проводят ток | NaCl, CaO, KOH |
| молекулярная | молекулы | легкоплавкие, летучие, небольшая твёрдость | I₂, CO₂ (сухой лёд), H₂O (лёд) |
| атомная | атомы | очень твёрдые, очень тугоплавкие, нерастворимы в воде | алмаз, Si, SiO₂ |
| металлическая | атомы и ионы металла, общие электроны | блеск, пластичность, тепло- и электропроводность | Cu, Fe, Al |
Как определять вид связи по составу вещества — на странице химическая связь.
Химические реакции: скорость, равновесие, тепловой эффект
В 11 классе скорость гомогенной реакции выражают количественно: v = Δc / Δt. Закон действующих масс: для простой (одностадийной) реакции aA + bB скорость пропорциональна произведению концентраций в степенях коэффициентов, v = k·c(A)a·c(B)b; концентрации твёрдых веществ в выражение не входят. Правило Вант-Гоффа в виде формулы: v₂ = v₁·γ(t₂ − t₁)/10, где γ = 2–4. При нагревании на 30 °C и γ = 2 скорость вырастет в 2³ = 8 раз.
Принцип Ле Шателье: если на систему в равновесии оказать внешнее воздействие, равновесие сместится в сторону, которая это воздействие ослабляет. Для реакции 2SO₂ + O₂ ⇄ 2SO₃ — экзотермической, со слева 3 моль газов и справа 2 — повышение давления смещает равновесие вправо, повышение температуры — влево, отвод SO₃ — вправо.
Тепловой эффект записывают в термохимических уравнениях: при сгорании 1 моль углерода по уравнению C + O₂ → CO₂ выделяется около 394 кДж. Подробнее — скорость химической реакции, химическое равновесие, тепловой эффект; влияние катализатора видно в опыте получение кислорода.
ОВР и электролиз
В 11 классе ОВР рассматривают с учётом среды. Классический пример — перманганат калия: в кислой среде он восстанавливается до почти бесцветных ионов Mn²⁺, в нейтральной — до бурого осадка MnO₂, в щелочной — до зелёного манганат-иона MnO₄²⁻. Реакция в кислой среде: 2KMnO₄ + 5Na₂SO₃ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 5Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O.
Электролиз — окислительно-восстановительный процесс на электродах при пропускании постоянного тока через раствор или расплав электролита. На катоде (−) идёт восстановление, на аноде (+) — окисление. Правила для водных растворов с инертным анодом:
- катод: катионы металлов, стоящих в ряду активности после водорода, восстанавливаются до металла; катионы активных металлов, до алюминия включительно, не восстанавливаются — вместо них из воды выделяется водород; у металлов средней активности выделяются и металл, и водород;
- анод: анионы бескислородных кислот (кроме F⁻) окисляются — выделяются Cl₂, Br₂, I₂; кислородсодержащие анионы и F⁻ не окисляются — из воды выделяется кислород.
Пример: электролиз раствора поваренной соли — 2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑, её расплава — 2NaCl → 2Na + Cl₂↑. Алюминий получают электролизом оксида в расплаве криолита: 2Al₂O₃ → 4Al + 3O₂↑. Электролиза в виртуальной лаборатории нет — схемы и уравнения разобраны на странице электролиз растворов и расплавов.
Гидролиз солей
В 11 классе гидролиз разбирают по типам и ступеням. Соль слабого основания и сильной кислоты гидролизуется по катиону: Fe³⁺ + H₂O ⇄ FeOH²⁺ + H⁺ — раствор FeCl₃ кислый. Соль сильного основания и слабой кислоты — по аниону: CH₃COO⁻ + H₂O ⇄ CH₃COOH + OH⁻ — раствор CH₃COONa щелочной. Многозарядные ионы гидролизуются ступенчато, и при обычных условиях идёт в основном первая ступень.
Если соль образована слабым основанием и слабой летучей кислотой, гидролиз идёт необратимо: Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑. Поэтому в таблице растворимости у сульфида алюминия стоит прочерк — в водном растворе такая соль не существует. По той же причине при сливании растворов хлорида алюминия и карбоната натрия выпадает гидроксид, а не карбонат алюминия: 2AlCl₃ + 3Na₂CO₃ + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑ + 6NaCl.
Среду растворов солей можно проверить индикаторами в свободном режиме лаборатории. Таблица типов гидролиза — гидролиз солей.
Металлы и неметаллы: обзор свойств
Металлы — восстановители, их активность показывает ряд напряжений. Особые случаи, которые нужно знать:
- амфотерные металлы — алюминий и цинк растворяются и в кислотах, и в щелочах: 2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑;
- азотная кислота окисляет металлы за счёт азота, и водород при этом, как правило, не выделяется: Cu + 4HNO₃ (конц.) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O;
- концентрированная серная кислота окисляет даже малоактивные металлы с выделением SO₂: Cu + 2H₂SO₄ (конц.) → CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O;
- пассивация — железо, алюминий и хром на холоду не реагируют с концентрированными азотной и серной кислотами.
Неметаллы проявляют двойственность: с металлами и водородом они обычно окислители, а с более электроотрицательными неметаллами — кислородом, фтором — восстановители; фтор бывает только окислителем. Окислительная активность галогенов падает от фтора к иоду: Cl₂ + 2KI → 2KCl + I₂. Подробные таблицы — химические свойства металлов и ряд активности металлов; основу можно повторить в уроках темы «Металлы» на странице химия 9 класс.
Качественные реакции и эксперимент в ЕГЭ
Качественная реакция даёт заметный признак — осадок определённого цвета, газ или окраску — и позволяет обнаружить ион в смеси. Главные качественные реакции неорганической химии:
| Ион | Реактив | Признак |
|---|---|---|
| Cl⁻, Br⁻, I⁻ | AgNO₃ | осадки: AgCl белый, AgBr светло-жёлтый, AgI жёлтый |
| SO₄²⁻ | Ba²⁺ | белый осадок BaSO₄, нерастворимый в кислотах |
| CO₃²⁻ | сильная кислота | газ без запаха, известковая вода мутнеет |
| Fe³⁺ | KSCN; щёлочь | кроваво-красный раствор; бурый осадок Fe(OH)₃ |
| Fe²⁺ | K₃[Fe(CN)₆]; щёлочь | синий осадок; серо-зелёный осадок Fe(OH)₂ |
| Cu²⁺ | щёлочь | голубой осадок Cu(OH)₂ |
| Al³⁺, Zn²⁺ | щёлочь | белый осадок, растворяется в избытке щёлочи |
| NH₄⁺ | щёлочь, нагревание | запах аммиака, влажная лакмусовая бумажка синеет |
Есть ли опыт в ЕГЭ по химии? В действующей модели реального эксперимента на ЕГЭ нет — опыт проводят мысленно: описывают признаки, выбирают реактивы для распознавания, составляют уравнения. Сверяйтесь с демоверсией ФИПИ текущего года. Каждый признак полезно хотя бы раз увидеть: в лаборатории есть опыты на иодид-ион (AgI), ионы железа(III) (роданид), меди(II) (Cu(OH)₂), алюминия (амфотерный гидроксид) и окраску пламени (катионы металлов). Остальные реакции — на странице качественные реакции.
Уроки химии 11 класса онлайн: 11 уроков
Курс «Общая химия»: строение вещества, скорость и равновесие, растворы, ОВР и электролиз. Каждый урок — короткая теория, опыт в виртуальной лаборатории или практика и три вопроса для самопроверки.
- Строение атома — ядро, уровни, подуровни.
- Периодический закон — периоды, группы, свойства.
- Химическая связь и решётки — виды связи, решётки.
- Классификация реакций — типы реакций.
- Скорость реакции — от чего она зависит, опыт: металлы и кислота.
- Химическое равновесие — обратимые реакции.
- Электролиты и ионный обмен — электролиты и ионы, опыт: хлорид-ион.
- Гидролиз солей — среда растворов солей, опыт: среда раствора соды.
- Окислительно-восстановительные реакции — окислитель и восстановитель, опыт: перманганат калия.
- Комплексные соединения — комплекс и лиганды, опыт: аммиакат меди.
- Электролиз — катод и анод.
Практические и лабораторные работы 11 класса онлайн
Практические работы 11 класса обобщающие: получение, собирание и распознавание газов, экспериментальные задачи на идентификацию веществ. В лаборатории онлайн:
- газы: водород — сбор над водой и хлопок (опыт), кислород — тлеющая лучина вспыхивает (опыт), углекислый газ — горящая лучина гаснет (опыт), аммиак — резкий запах при нагревании хлорида аммония со щёлочью в свободном режиме;
- распознавание веществ: возьмите растворы хлорида, иодида, сульфата и карбоната натрия или калия и определите каждый по осадку или газу с нитратом серебра, хлоридом бария и кислотой (свободный режим);
- среда растворов солей: фенолфталеин в растворе соды, универсальный индикатор в растворе хлорида железа(III).
Описание каждой работы с выводом — в разделе лабораторные работы по химии.
Подготовка к ЕГЭ по химии
ЕГЭ по химии охватывает весь школьный курс: теорию 11 класса, неорганику 8–9 классов и органику 10 класса — если она забыта, начните с 10 класса. Теория по блокам, ОВР и электролиз в заданиях, тривиальные названия и таблицы — на странице ЕГЭ по химии.
Химия по классам
Повторить основу можно по классам — от вводного курса до органики:
Проведите опыт онлайн
Эти опыты есть в виртуальной лаборатории: запустите прямо здесь или откройте на весь экран.
Иодид-ион и нитрат серебра
Нитрат серебра с иодидом калия — жёлтый осадок иодида серебра.
Ионы железа(III)
Роданид калия окрашивает раствор с ионами Fe³⁺ в кроваво-красный цвет.
Гидроксид алюминия
Щёлочь к хлориду алюминия — белый студенистый осадок, в избытке растворяется.
Получение кислорода
Пероксид водорода с катализатором MnO₂: кислород зажигает тлеющую лучину.
Окраска пламени
Петлю с солью вносят в пламя: Na⁺ — жёлтое, K⁺ — фиолетовое, Cu²⁺ — зелёное.
Читайте также
Частые вопросы
Что изучают по химии в 11 классе?
Общую химию: строение атома и периодический закон, химическую связь и кристаллические решётки, классификацию и закономерности реакций (скорость, равновесие, тепловой эффект), растворы и электролитическую диссоциацию, гидролиз, ОВР и электролиз, обзор свойств металлов и неметаллов.
Как определить тип кристаллической решётки по свойствам вещества?
Тугоплавкое вещество, расплав которого проводит ток, имеет ионную решётку. Летучее и легкоплавкое — молекулярную. Очень твёрдое, тугоплавкое и нерастворимое неметаллическое вещество — атомную. Блестящее, пластичное, проводящее ток в твёрдом виде — металлическую.
Как сместить химическое равновесие?
Изменить концентрацию, температуру или давление. Добавление исходного вещества смещает равновесие вправо, нагревание — в сторону эндотермической реакции, повышение давления — в сторону меньшего числа молекул газов. Катализатор равновесие не смещает.
Чем базовый уровень химии в 11 классе отличается от углублённого?
На базовом уровне курс обобщающий и часов немного. На углублённом подробнее разбирают строение атома, механизмы реакций, электролиз и гидролиз, решают много расчётных задач — это уровень, который нужен для ЕГЭ.