Химия – наука о составе, строении, свойствах и превращениях веществ.
Атомно-молекулярное учение. Вещества состоят из химических частиц (молекул, атомов, ионов), которые имеют сложное строение и состоят из элементарных частиц (протонов, нейтронов, электронов).
Атом – нейтральная частица, состоящая из положительного ядра и электронов.
Молекула – устойчивая группа атомов, связанных химическими связями.
Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Элемент обозначают
где X – символ элемента, Z – порядковый номер элемента в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева, A – массовое число. Порядковый номер Z равен заряду ядра атома, числу протонов в ядре атома и числу электронов в атоме. Массовое число A равно сумме чисел протонов и нейтронов в атоме. Число нейтронов равно разности A – Z.
Изотопы – атомы одного элемента, имеющие разные массовые числа.
Относительная атомная масса (A r) – отношение средней массы атома элемента естественного изотопического состава к 1 / 12 массы атома изотопа углерода 12 С.
Относительная молекулярная масса (M r) – отношение средней массы молекулы вещества естественного изотопического состава к 1 / 12 части массы атома изотопа углерода 12 С.
Атомная единица массы (а.е.м) – 1 / 12 часть массы атома изотопа углерода 12 С. 1 а.е. м = 1,66 ? 10 -24 г.
Моль – количество вещества, содержащее столько структурных единиц (атомов, молекул, ионов), сколько содержится атомов в 0,012 кг изотопа углерода 12 С. Моль – количество вещества, содержащее 6,02 10 23 структурных единиц (атомов, молекул, ионов).
n = N/N A , где n – количество вещества (моль), N – число частиц, a N A – постоянная Авогадро. Количество вещества может обозначаться также и символом v.
Постоянная Авогадро N A = 6,02 10 23 частиц/моль.
Молярная масса M (г/моль) – отношение массы вещества m (г) к количеству вещества n (моль):
М = m/n, откуда: m = М n и n = m/М.
Молярный объем газа V M (л/моль) – отношение объема газа V (л) к количеству вещества этого газа n (моль). При нормальных условиях V M = 22,4 л/моль.
Нормальные условия: температура t = 0°C, или Т = 273 К, давление р = 1 атм = 760 мм. рт. ст. = 101 325 Па = 101,325 кПа.
V M = V/n, откуда: V = V M n и n = V/V M .
В результате получается общая формула:
n = m/M = V/V M = N/N A .
Эквивалент – реальная или условная частица, взаимодействующая с одним атомом водорода, или замещающая его, или эквивалентная ему каким-либо другим способом.
Молярная масса эквивалентов М э – отношение массы вещества к количеству эквивалентов этого вещества: М э = m/n (экв ) .
В реакциях обмена зарядов молярная масса эквивалентов вещества
с молярной массой М равна: М э = М/(n ? m).
В окислительно-восстановительных реакциях молярная масса эквивалентов вещества с молярной массой М равна: М э = М/n(e), где n(e) – число переданных электронов.
Закон эквивалентов – массы реагирующих веществ 1 и 2 пропорциональны молярным массам их эквивалентов. m 1 /m 2 = М Э1 /М Э2 , или m 1 /М Э1 = m 2 /М Э2 , или n 1 = n 2 , где m 1 и m 2 – массы двух веществ, М Э1 и М Э2 – молярные массы эквивалентов, n 1 и n 2 – количества эквивалентов этих веществ.
Для растворов закон эквивалентов может быть записан в следующем виде:
c Э1 V 1 = c Э2 V 2 , где с Э1 , с Э2 , V 1 и V 2 – молярные концентрации эквивалентов и объемы растворов этих двух веществ.
Объединенный газовый закон: pV = nRT, где p – давление (Па, кПа), V – объем (м 3 , л), n – количество вещества газа (моль), T – температура (К), T (К) = t (°C) + 273, R – константа, R = 8,314 Дж/(К? моль), при этом Дж = Па м 3 = кПа л.
2. Строение атома и Периодический закон
Корпускулярно-волновой дуализм материи – представление о том, что каждый объект может иметь и волновые, и корпускулярные свойства. Луи де Бройль предложил формулу, связывающую волновые и корпускулярные свойства объектов: ? = h/(mV), где h – постоянная Планка, ? – длина волны, которая соответствует каждому телу с массой m и скоростью V. Хотя волновые свойства существуют для всех объектов, но наблюдаться они могут лишь для микрообъектов, имеющих массы порядка массы атома и электрона.
Принцип неопределенности Гейзенберга: ?(mV x) ?х > h/2n или ?V x ?x > h/(2?m), где m – масса частицы, x – ее координата, V x – скорость в направлении x, ? – неопределенность, погрешность определения. Принцип неопределенности означает, что нельзя одновременно сколь угодно точно указать положение (координату x) и скорость (V x) частицы.
Частицы с маленькими массами (атомы, ядра, электроны, молекулы) не являются частицами в понимании этого механикой Ньютона и не могут изучаться классической физикой. Они изучаются квантовой физикой.
Главное квантовое число n принимает значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7, соответствующие электронным уровням (слоям) К, L, M, N, О, Р и Q.
Уровень – пространство, где расположены электроны с одинаковым числом n. Электроны разных уровней пространственно и энергетически отделены друг от друга, поскольку число n определяет энергию электронов Е (чем больше n, тем больше Е) и расстояние R между электронами и ядром (чем больше n, тем больше R).
Орбитальное (побочное, азимутальное) квантовое число l принимает значения в зависимости от числа n: l = 0, 1,…(n – 1). Например, если n = 2, то l = 0, 1; если n = 3, то l = 0, 1, 2. Число l характеризует подуровень (подслой).
Подуровень – пространство, где расположены электроны с определенными n и l. Подуровни данного уровня обозначаются в зависимости от числа l: s – если l = 0, p – если l = 1, d – если l = 2, f – если l = 3. Подуровни данного атома обозначаются в зависимости от чисел n и l, например: 2s (п = 2, l = 0), 3d (n = 3, l = 2) и т. д. Подуровни данного уровня имеют разную энергию (чем больше l, тем больше Е): E s < E < Е А < … и разную форму орбиталей, составляющих эти подуровни: s-орбиталь имеет форму шара, p -орбиталь имеет форму гантели и т. д.
Магнитное квантовое число m 1 характеризует ориентацию орбитального магнитного момента, равного l, в пространстве относительно внешнего магнитного поля и принимает значения: – l,…-1, 0, 1,…l, т. е. всего (2l + 1) значение. Например, если l = 2, то m 1 = -2, -1, 0, 1, 2.
Орбиталь (часть подуровня) – пространство, где расположены электроны (не более двух) с определенными n, l, m 1 . Подуровень содержит 2l+1 орбиталь. Например, d – подуровень содержит пять d-орбиталей. Орбитали одного подуровня, имеющие разные числа m 1 , имеют одинаковую энергию.
Магнитное спиновое число m s характеризует ориентацию собственного магнитного момента электрона s, равного?, относительно внешнего магнитного поля и принимает два значению: +? и _ ?.
Электроны в атоме занимают уровни, подуровни и орбитали согласно следующим правилам.
Правило Паули: в одном атоме два электрона не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа. Они должны отличаться по меньшей мере одним квантовым числом.
Из правила Паули следует, что на орбитали могут располагаться не более двух электронов, на подуровне может содержаться не более 2(2l + 1) электронов, на уровне содержится не более 2n 2 электронов.
Правило Клечковского: заполнение электронных подуровней осуществляется в порядке возрастания суммы (n + l), а в случае одинаковой суммы (n + l) – в порядке возрастания числа n.
Графическая форма правила Клечковского.
Согласно правилу Клечковского, заполнение подуровней осуществляется в следующем порядке: 1s, 2s, 2р, 3s, Зр, 4s, 3d, 4р, 5s, 4d, 5р, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,…
Хотя заполнение подуровней происходит по правилу Клечковского, в электронной формуле подуровни записываются последовательно по уровням: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4р, 4d, 4f и т. д. Таким образом, электронная формула атома брома записывается следующим образом: Br(35e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 5 .
Электронные конфигурации ряда атомов отличаются от предсказанных по правилу Клечковского. Так, для Сr и Cu:
Сr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 и Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 .
Правило Хунда (Гунда): заполнение ор-биталей данного подуровня осуществляется так, чтобы суммарный спин был максимален. Орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону.
Электронные конфигурации атомов можно записать по уровням, подуровням, ор-биталям. Например, электронная формула Р(15e) может быть записана:
а) по уровням)2)8)5;
б) по подуровням 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 ;
в) по орбиталям
Примеры электронных формул некоторых атомов и ионов:
V(23e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2 ;
V 3+ (20e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 2 4s 0 .
3. Химическая связь
3.1. Метод валентных связей
Согласно методу валентных связей, связь между атомами А и В образуется с помощью общей пары электронов.
Ковалентная связь. Донорно-ацепторная связь.Валентность характеризует способность атомов образовывать химические связи и равна числу химических связей, образованных атомом. Согласно методу валентных связей, валентность равна числу общих пар электронов, а в случае ковалентной связи валентность равна числу неспаренных электронов на внешнем уровне атома в его основном или возбужденных состояниях.
Валентность атомовНапример, для углерода и серы:
Насыщаемость ковалентной связи: атомы образуют ограниченное число связей, равное их валентности.
Гибридизация атомных орбиталей – смешение атомных орбиталей (АО) разных подуровней атома, электроны которых участвуют в образовании эквивалентных?-связей. Эквивалентность гибридных орбиталей (ГО) объясняет эквивалентность образующихся химических связей. Например, в случае четырехвалентного атома углерода имеется один 2s– и три 2p -электрона. Чтобы объяснить эквивалентность четырех?-связей, образованных углеродом в молекулах CH 4 , CF 4 и т. д., атомные одна s- и три р- орбитали заменяют четырьмя эквивалентными гибридными sp 3 -орбиталями:
Направленность ковалентной связи состоит в том, что она образуется в направлении максимального перекрывания орбиталей, образующих общую пару электронов.
В зависимости от типа гибридизации гибридные орбитали имеют определенное расположение в пространстве:
sp – линейное, угол между осями орби-талей 180°;
sp 2 – треугольное, углы между осями орбиталей 120°;
sp 3 – тетраэдрическое, углы между осями орбиталей 109°;
sp 3 d 1 – тригонально-бипирамидальное, углы 90° и 120°;
sp 2 d 1 – квадратное, углы между осями орбиталей 90°;
sp 3 d 2 – октаэдрическое, углы между осями орбиталей 90°.
3.2. Теория молекулярных орбиталей
Согласно теории молекулярных орбита-лей, молекула состоит из ядер и электронов. В молекулах электроны находятся на молекулярных орбиталях (МО). МО внешних электронов имеют сложное строение и рассматриваются как линейная комбинация внешних орбиталей атомов, составляющих молекулу. Число образующихся МО равно числу АО, участвующих в их образовании. Энергии МО могут быть ниже (связывающие МО), равны (несвязывающие МО) или выше (разрыхляющие, антисвя-зывающие МО), чем энергии образующих их АО.
Условия взаимодействия АО
1. АО взаимодействуют, если имеют близкие энергии.
2. АО взаимодействуют, если они перекрываются.
3. АО взаимодействуют, если имеют соответствующую симметрию.
Для двухатомной молекулы АВ (или любой линейной молекулы) симметрия МО может быть:
Если данная МО имеет ось симметрии,
Если данная МО имеет плоскость симметрии,
Если МО имеет две перпендикулярные плоскости симметрии.
Присутствие электронов на связывающих МО стабилизирует систему, так как уменьшает энергию молекулы по сравнению с энергией атомов. Стабильность молекулы характеризуется порядком связи n, равным: n = (n св – n разр)/2, где n св и n разр - числа электронов на связывающих и разрыхляющих орбиталях.
Заполнение МО электронами происходит по тем же правилам, что и заполнение АО в атоме, а именно: правилу Паули (на МО не может быть более двух электронов), правилу Хунда (суммарный спин должен быть максимален) и т. д.
Взаимодействие 1s-AO атомов первого периода (Н и Не) приводит к образованию связывающей?-МО и разрыхляющей?*-МО:
Электронные формулы молекул, порядки связей n, экспериментальные энергии связей Е и межмолекулярные расстояния R для двухатомных молекул из атомов первого периода приведены в следующей таблице:
Другие атомы второго периода содержат, помимо 2s-AO, также и 2р х -, 2р y – и 2р z -АО, которые при взаимодействии могут образовывать?– и?-MO. Для атомов О, F и Ne энергии 2s– и 2р-АО существенно различаются, и можно пренебречь взаимодействием 2s-AO одного атома и 2р-АО другого атома, рассматривая взаимодействие между 2s-AO двух атомов отдельно от взаимодействия их 2р-АO. Схема МО для молекул O 2 , F 2 , Ne 2 имеет следующий вид:
Для атомов В, С, N энергии 2s– и 2р-АО близки по своим энергиям, и 2s-AO одного атома взаимодействует с 2р z -АО другого атома. Поэтому порядок МО в молекулах В 2 , С 2 и N 2 отличается от порядка МО в молекулах O 2 , F 2 и Ne 2 . Ниже приведена схема МО для молекул В 2 , С 2 и N 2:
На основании приведенных схем МО можно, например, записать электронные формулы молекул O 2 , O 2 + и O 2 ?:
O 2 + (11e)? s 2 ? s *2 ? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *1 ? y *0)
n = 2 R = 0,121 нм;
O 2 (12e)? s 2 ? s *2 ? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *1 ? y *1)
n = 2,5 R = 0,112 нм;
O 2 ?(13e)? s 2 ? s *2 ? z 2 (? x 2 ? y 2)(? x *2 ? y *1)
n = 1,5 R = 0,126 нм.
В случае молекулы O 2 теория МО позволяет предвидеть большую прочность этой молекулы, поскольку n = 2, характер изменения энергий связи и межъядерных расстояний в ряду O 2 + – O 2 – O 2 ?, а также парамагнетизм молекулы O 2 , на верхних МО которой имеются два неспаренных электрона.
3.3. Некоторые виды связей
Ионная связь – электростатическая связь между ионами противоположных зарядов. Ионная связь может рассматриваться как предельный случай ковалентной полярной связи. Ионная связь образуется, если разница электроотрицательностей атомов?Х больше чем 1,5–2,0.
Ионная связь является ненаправленной ненасыщаемой связью. В кристалле NaCl ион Na + притягивается всеми ионами Cl? и отталкивается всеми другими ионами Na + , независимо от направления взаимодействия и числа ионов. Это предопределяет большую устойчивость ионных кристаллов по сравнению с ионными молекулами.
Водородная связь – связь между атомом водорода одной молекулы и электроотрицательным атомом (F, CI, N) другой молекулы.
Существование водородной связи объясняет аномальные свойства воды: температура кипения воды гораздо выше, чем у ее химических аналогов: t кип (Н 2 O) = 100 °С, а t кип (H 2 S) = -61°C. Между молекулами H 2 S водородные связи не образуются.
4. Закономерности протекания химических процессов
4.1. Термохимия
Энергия (Е) – способность производить работу. Механическая работа (А) совершается, например, газом при его расширении: А = р ?V.
Реакции, которые идут с поглощением энергии, – эндотермические.
Реакции, которые идут с выделением энергии, – экзотермические.
Виды энергии: теплота, свет, электрическая, химическая, ядерная энергия и др.
Типы энергии: кинетическая и потенциальная.
Кинетическая энергия – энергия движущегося тела, это работа, которую может совершить тело до достижения им покоя.
Теплота (Q) – вид кинетической энергии – связана с движением атомов и молекул. При сообщении телу массой (m) и удельной теплоемкостью (с) теплоты?Q его температура повышается на величину?t: ?Q = m с ?t, откуда?t = ?Q/(c т).
Потенциальная энергия – энергия, приобретенная телом в результате изменения им или его составными частями положения в пространстве. Энергия химических связей – вид потенциальной энергии.
Первый закон термодинамики: энергия может переходить из одного вида в другой, но не может исчезать или возникать.
Внутренняя энергия (U) – сумма кинетической и потенциальной энергий частиц, составляющих тело. Поглощаемая в реакции теплота равна разности внутренней энергии продуктов реакции и реагентов (Q = ?U = U 2 – U 1), при условии, что система не совершила работы над окружающей средой. Если реакция идет при постоянном давлении, то выделяющиеся газы совершают работу против сил внешнего давления, и поглощаемая в ходе реакции теплота равна сумме изменений внутренней энергии ?U и работы А = р ?V. Эту поглощаемую при постоянном давлении теплоту называют изменением энтальпии: ?Н = ?U + р ?V, определяя энтальпию как Н = U + pV. Реакции жидких и твердых веществ протекают без существенного изменения объема (?V = 0), так что для этих реакций?Н близка к ?U (?Н = ?U ). Для реакций с изменением объема имеем ?Н > ?U , если идет расширение, и ?Н < ?U , если идет сжатие.
Изменение энтальпии обычно относят для стандартного состояния вещества: т. е. для чистого вещества в определенном (твердом, жидком или газообразном) состоянии, при давлении 1 атм = 101 325 Па, температуре 298 К и концентрации веществ 1 моль/л.
Стандартная энтальпия образования?Н обр – теплота, выделяемая или поглощаемая при образовании 1 моль вещества из простых веществ, его составляющих, при стандартных условиях. Так, например, ?Н обр (NaCl) = -411 кДж/моль. Это означает, что в реакции Na(тв) + ?Cl 2 (г) = NaCl(тв) при образовании 1 моль NaCl выделяется 411 кДж энергии.
Стандартная энтальпия реакции?Н – изменение энтальпии в ходе химической реакции, определяется по формуле: ?Н = ?Н обр (продуктов) – ?Н обр (реагентов).
Так для реакции NH 3 (г) + HCl(г) = NH 4 Cl(тв), зная?H o 6 p (NH 3)=-46 кДж/моль, ?H o 6 p (HCl) = -92 кДж/моль и?H o 6 p (NH 4 Cl) = -315 кДж/моль имеем:
H = ?H o 6 p (NH 4 Cl) – ?H o 6 p (NH 3) – ?H o 6 p (HCl) = -315 – (-46) – (-92) = -177 кДж.
Если?Н < 0, то реакция экзотермическая. Если?Н > 0, то реакция эндотермическая.
Закон Гесса: стандартная энтальпия реакции зависит от стандартных энтальпий реагентов и продуктов и не зависит от пути протекания реакции.
Самопроизвольно идущие процессы могут быть не только экзотермическими, т. е. процессами с уменьшением энергии (?Н < 0), но могут быть и эндотермическими процессами, т. е. процессами с увеличением энергии (?Н > 0). Во всех этих процессах «беспорядок» системы увеличивается.
Энтропия S – физическая величина, характеризующая степень беспорядка системы. S – стандартная энтропия, ?S – изменение стандартной энтропии. Если?S > 0, беспорядок растет, если AS < 0, то беспорядок системы уменьшается. Для процессов в которых растет число частиц, ?S > 0. Для процессов, в которых число частиц уменьшается, ?S < 0. Например, энтропия меняется в ходе реакций:
СаО(тв) + Н 2 O(ж) = Са(OH) 2 (тв), ?S < 0;
CaCO 3 (тв) = СаО(тв) + CO 2 (г), ?S > 0.
Самопроизвольно идут процессы с выделением энергии, т. е. для которых?Н < 0, и с увеличением энтропии, т. е. для которых?S > 0. Учет обоих факторов приводит к выражению для энергии Гиббса: G = Н – TS или?G = ?Н – Т ?S. Реакции, в которых энергия Гиббса уменьшается, т. е. ?G < 0, могут идти самопроизвольно. Реакции, в ходе которых энергия Гиббса увеличивается, т. е. ?G > 0, самопроизвольно не идут. Условие?G = 0 значит, что между продуктами и реагентами установилось равновесие.
При низкой температуре, когда величина Т близка к нулю, идут лишь экзотермические реакции, так как T?S – мало и?G = ?Н < 0. При высоких температурах значения T?S велико, и, пренебрегая величиной?Н, имеем?G = – T?S, т. е. самопроизвольно будут идти процессы с увеличением энтропии, для которых?S > 0, a ?G < 0. При этом чем больше по абсолютной величине значение?G, тем более полно проходит данный процесс.
Величина AG для той или иной реакции может быть определена по формуле:
G = ?С обр (продуктов) – ?G o б p (реагентов).
При этом величины?G o бр, а также?Н обр и?S o бр для большого числа веществ приведены в специальных таблицах.
4.2. Химическая кинетика
Скорость химической реакции (v ) определяется изменением молярной концентрации реагирующих веществ в единицу времени:
где v – скорость реакции, с – молярная концентрация реагента, t – время.
Скорость химической реакции зависит от природы реагирующих веществ и условий протекания реакции (температуры, концентрации, присутствия катализатора и т. д.)
Влияние концентрации. В случае простых реакций скорость реакции пропорциональна произведению концентраций реагирующих веществ, взятых в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам.
Для реакции
где 1 и 2 соответственно направление прямой и обратной реакции:
v 1 = k 1 ? [А] m ? [В] n и
v 2 = k 2 ? [C] p ? [D] q
где v – скорость реакции, k – константа скорости, [А] – молярная концентрация вещества А.
Молекулярность реакции – число молекул, участвующих в элементарном акте реакции. Для простых реакций, например: mA + nB > рС + qD, молекулярность равна сумме коэффициентов (m + n). Реакции могут быть одномолекулярными, двумолекулярными и редко трехмолекулярными. Реакции более высокой молекулярности не встречаются.
Порядок реакции равен сумме показателей степеней концентрации в экспериментальном выражении скорости химической реакции. Так, для сложной реакции
mA + nB > рС + qD экспериментальное выражение скорости реакции имеет вид
v 1 = k 1 ? [А] ? ? [В] ? и порядок реакции равен (? + ?). При этом? и? находятся экспериментально и могут не совпадать с m и n соответственно, поскольку уравнение сложной реакции представляет собой итог нескольких простых реакций.
Влияние температуры. Скорость реакции зависит от числа эффективных столкновений молекул. Увеличение температуры увеличивает число активных молекул, сообщая им необходимую для протекания реакции энергию активации Е акт и увеличивает скорость химической реакции.
Правило Вант-Гоффа. При увеличении температуры на 10° скорость реакции увеличивается в 2–4 раза. Математически это записывается в виде:
v 2 = v 1 ? ? (t 2 – t 1)/10
где v 1 и v 2 – скорости реакции при начальной (t 1) и конечной (t 2) температурах, ? – температурный коэффициент скорости реакции, который показывает, во сколько раз увеличивается скорость реакции при увеличении температуры на 10°.
Более точно зависимость скорости реакции от температуры выражается уравнением Аррениуса:
k = A ? e - E/(RT) ,
где k – константа скорости, А – постоянная, не зависящая от температуры, е = 2,71828, Е – энергия активации, R = 8,314 Дж/(К? моль) – газовая постоянная; Т – температура (К). Видно, что константа скорости увеличивается с увеличением температуры и уменьшением энергии активации.
4.3. Химическое равновесие
Система находится в равновесии, если ее состояние не изменяется во времени. Равенство скоростей прямой и обратной реакции – условие сохранения равновесия системы.
Примером обратимой реакции является реакция
N 2 + 3H 2 - 2NH 3 .
Закон действия масс: отношение произведения концентраций продуктов реакции к произведению концентраций исходных веществ (все концентрации указывают в степенях, равных их стехиометрическим коэффициентам) есть постоянная, называемая константой равновесия.
Константа равновесия – это мера протекания прямой реакции.
К = О – прямая реакция не идет;
К = ? – прямая реакция идет до конца;
К > 1 – равновесие сдвинуто вправо;
К < 1 – равновесие сдвинуто влево.
Константа равновесия реакции К связана с величиной изменения стандартной энергии Гиббса?G для этой же реакции:
G = – RT lnK, или?G = -2,3RT lgK, или К= 10 -0,435?G/RT
Если К > 1, то lgK > 0 и?G < 0, т. е. если равновесие сдвинуто вправо, то реакция – переход от исходного состояния к равновесному – идет самопроизвольно.
Если К < 1, то lgK < 0 и?G > 0, т. е. если равновесие сдвинуто влево, то реакция самопроизвольно вправо не идет.
Закон смещения равновесия: если на систему, находящуюся в равновесии, оказывается внешнее воздействие, в системе возникает процесс, который противодействует внешнему воздействию.
5. Окислительно-восстановительные реакции
Окислительно-восстановите льные реакции – реакции, которые идут с изменением степеней окисления элементов.
Окисление – процесс отдачи электронов.
Восстановление – процесс присоединения электронов.
Окислитель – атом, молекула или ион, который принимает электроны.
Восстановитель – атом, молекула или ион, который отдает электроны.
Окислители, принимая электроны, переходят в восстановленную форму:
F 2 [ок. ] + 2e > 2F? [восст.].
Восстановители, отдавая электроны, переходят в окисленную форму:
Na 0 [восст. ] – 1e > Na + [ок.].
Равновесие между окисленной и восстановленной формами характеризуется с помощью уравнения Нернста для окислительно-восстановительного потенциала:
где Е 0 – стандартное значение окислительно-восстановительного потенциала; n – число переданных электронов; [восст. ] и [ок. ] – молярные концентрации соединения в восстановленной и окисленной формах соответственно.
Величины стандартных электродных потенциалов Е 0 приведены в таблицах и характеризуют окислительные и восстановительные свойства соединений: чем поло-жительнее величина Е 0 , тем сильнее окислительные свойства, и чем отрицательнее значение Е 0 , тем сильнее восстановительные свойства.
Например, для F 2 + 2e - 2F?Е 0 = 2,87 вольт, а для Na + + 1e - Na 0 Е 0 = -2,71 вольт (процесс всегда записывается для реакций восстановления).
Окислительно-восстановительная реакция представляет собой совокупность двух полуреакций, окисления и восстановления, и характеризуется электродвижущей силой (э.д.с.) ?Е 0: ?Е 0 = ?Е 0 ок – ?Е 0 восст , где Е 0 ок и?Е 0 восст – стандартные потенциалы окислителя и восстановителя для данной реакции.
Э.д.с. реакции?Е 0 связана с изменением свободной энергии Гиббса?G и константой равновесия реакции К:
?G = – nF ?Е 0 или?Е = (RT/nF) lnK.
Э.д.с. реакции при нестандартных концентрациях?Е равна: ?Е = ?Е 0 – (RT/nF) ? IgK или?Е = ?Е 0 – (0,059/n )lgK .
В случае равновесия?G = 0 и?Е = 0, откуда?Е = (0,059/n)lgK и К = 10 n?E/0,059 .
Для самопроизвольного протекания реакции должны выполняться соотношения: ?G < 0 или К >> 1, которым соответствует условие?Е 0 > 0. Поэтому для определения возможности протекания данной окислительно-восстановительной реакции необходимо вычислить значение?Е 0 . Если?Е 0 > 0, реакция идет. Если?Е 0 < 0, реакция не идет.
Химические источники токаГальванические элементы – устройства, преобразующие энергию химической реакции в электрическую энергию.
Гальванический элемент Даниэля состоит из цинкового и медного электродов, погруженных в растворы ZnSO 4 и CuSO 4 соответственно. Растворы электролитов сообщаются через пористую перегородку. При этом на цинковом электроде идет окисление: Zn > Zn 2+ + 2e, а на медном электроде – восстановление: Cu 2+ + 2e > Cu. В целом идет реакция: Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu.
Анод – электрод, на котором идет окисление. Катод – электрод, на котором идет восстановление. В гальванических элементах анод заряжен отрицательно, а катод – положительно. На схемах элементов металл и раствор отделены вертикальной чертой, а два раствора – двойной вертикальной чертой.
Так, для реакции Zn + CuSO 4 = ZnSO 4 + Cu схемой гальванического элемента является запись: (-)Zn | ZnSO 4 || CuSO 4 | Cu(+).
Электродвижущая сила (э.д.с.) реакции равна?Е 0 = Е 0 ок – Е 0 восст = Е 0 (Cu 2+ /Cu) – Е 0 (Zn 2+ /Zn) = 0,34 – (-0,76) = 1,10 В. Из-за потерь напряжение, создаваемое элементом, будет несколько меньше, чем?Е 0 . Если концентрации растворов отличаются от стандартных, равных 1 моль/л, то Е 0 ок и Е 0 восст вычисляются по уравнению Нернста, а затем вычисляется э.д.с. соответствующего гальванического элемента.
Сухой элемент состоит их цинкового корпуса, пасты NH 4 Cl с крахмалом или мукой, смеси MnO 2 с графитом и графитового электрода. В ходе его работы идет реакция: Zn + 2NH 4 Cl + 2MnO 2 = Cl + 2MnOOH.
Схема элемента: (-)Zn | NH 4 Cl | MnO 2 , C(+). Э.д.с. элемента – 1,5 В.
Аккумуляторы. Свинцовый аккумулятор представляет собой две свинцовые пластины, погруженные в 30%-ный раствор серной кислоты и покрытые слоем нерастворимого PbSO 4 . При заряде аккумулятора на электродах идут процессы:
PbSO 4 (тв) + 2e > Рb(тв) + SO 4 2-
PbSO 4 (тв) + 2H 2 O > РbO 2 (тв) + 4H + + SO 4 2- + 2e
При разряде аккумулятора на электродах идут процессы:
РЬ(тв) + SO 4 2- > PbSO 4 (тв) + 2e
РbO 2 (тв) + 4H + + SO 4 2- + 2e > PbSO 4 (тв) + 2Н 2 O
Суммарную реакцию можно записать в виде:
Для работы аккумулятор нуждается в регулярной зарядке и контроле концентрации серной кислоты, которая может несколько уменьшаться при работе аккумулятора.
6. Растворы
6.1. Концентрация растворов
Массовая доля вещества в растворе w равна отношению массы растворенного вещества к массе раствора: w = m в-ва /m р-ра или w = m в-вa /(V ? ? ), так как m р-ра = V p-pa ? ? р-ра.
Молярная концентрация с равна отношению числа молей растворенного вещества к объему раствора: с = n (моль)/V (л) или с = m/(М? V(л)).
Молярная концентрация эквивалентов (нормальная или эквивалентная концентрация) с э равна отношению числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора: с э = n (моль экв.)/V (л) или с э = m/(М э? V(л)).
6.2. Электролитическая диссоциация
Электролитическая диссоциация – распад электролита на катионы и анионы под действием полярных молекул растворителя.
Степень диссоциации? – отношение концентрации диссоциированных молекул (с дисс) к общей концентрации растворенных молекул (с об): ? = с дисс /с об.
Электролиты можно разделить на сильные (? ~ 1) и слабые.
Сильные электролиты (для них? ~ 1) – соли и основания, растворимые в воде, а также некоторые кислоты: HNO 3 , HCl, H 2 SO 4 , HI, HBr, HClO 4 и другие.
Слабые электролиты (для них? << 1) – Н 2 O, NH 4 OH, малорастворимые основания и соли и многие кислоты: HF, H 2 SO 3 , H 2 CO 3 , H 2 S, CH 3 COOH и другие.
Ионные уравнения реакций. В ионных уравнениях реакций сильные электролиты записываются в виде ионов, а слабые электролиты, малорастворимые вещества и газы – в виде молекул. Например:
CaCO 3 v + 2HCl = CaCl 2 + Н 2 O + CO 2 ^
CaCO 3 v + 2H + + 2Cl? = Са 2+ + 2Cl? + Н 2 O + CO 2 ^
CaCO 3 v + 2Н + = Са 2+ + Н 2 O + CO 2 ^
Реакции между ионами идут в сторону образования вещества, дающего меньше ионов, т. е. в сторону более слабого электролита или менее растворимого вещества.
6.3. Диссоциация слабых электролитов
Применим закон действия масс к равновесию между ионами и молекулами в растворе слабого электролита, например уксусной кислоты:
CH 3 COOH - CH 3 COО? + Н +
Константы равновесия реакций диссоциации называются константами диссоциации. Константы диссоциации характеризуют диссоциацию слабых электролитов: чем меньше константа, тем меньше диссоциирует слабый электролит, тем он слабее.
Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:
Н 3 PO 4 - Н + + Н 2 PO 4 ?
Константа равновесия суммарной реакции диссоциации равна произведению констант отдельных стадий диссоциации:
Н 3 PO 4 - ЗН + + PO 4 3-
Закон разбавления Оствальда: степень диссоциации слабого электролита (а) увеличивается при уменьшении его концентрации, т. е. при разбавлении:
Влияние общего иона на диссоциацию слабого электролита: добавление общего иона уменьшает диссоциацию слабого электролита. Так, при добавлении к раствору слабого электролита CH 3 COOH
CH 3 COOH - CH 3 COО? + Н + ? << 1
сильного электролита, содержащего общий с CH 3 COOH ион, т. е. ацетат-ион, например CH 3 COОNa
CH 3 COОNa - CH 3 COО? + Na + ? = 1
концентрация ацетат-иона увеличивается, и равновесие диссоциации CH 3 COOH сдвигается влево, т. е. диссоциация кислоты уменьшается.
6.4. Диссоциация сильных электролитов
Активность иона а – концентрация иона, проявляющаяся в его свойствах.
Коэффициент активности f – отношение активности иона а к концентрации с: f = а/с или а = fc.
Если f = 1, то ионы свободны и не взаимодействуют между собой. Это имеет место в очень разбавленных растворах, в растворах слабых электролитов и т. д.
Если f < 1, то ионы взаимодействуют между собой. Чем меньше f, тем больше взаимодействие между ионами.
Коэффициент активности зависит от ионной силы раствора I: чем больше ионная сила, тем меньше коэффициент активности.
Ионная сила раствора I зависит от зарядов z и концентраций с ионов:
I = 0,52?с z 2 .
Коэффициент активности зависит от заряда иона: чем больше заряд иона, тем меньше коэффициент активности. Математически зависимость коэффициента активности f от ионной силы I и заряда иона z записывается с помощью формулы Дебая-Хюккеля:
Коэффициенты активности ионов можно определить с помощью следующей таблицы:
6.5 Ионное произведение воды. Водородный показатель
Вода – слабый электролит – диссоциирует, образуя ионы Н + и OH?. Эти ионы гидратированы, т. е. соединены с несколькими молекулами воды, но для простоты их записывают в негидратированной форме
Н 2 O - Н + + OH?.
На основании закона действия масс, для этого равновесия:
Концентрацию молекул воды [Н 2 O], т. е. число молей в 1 л воды, можно считать постоянной и равной [Н 2 O] = 1000 г/л: 18 г/моль = 55,6 моль/л. Отсюда:
К [Н 2 O] = К (Н 2 O) = [Н + ] = 10 -14 (22°C).
Ионное произведение воды – произведение концентраций [Н + ] и – есть величина постоянная при постоянной температуре и равная 10 -14 при 22°C.
Ионное произведение воды увеличивается с увеличением температуры.
Водородный показатель рН – отрицательный логарифм концентрации ионов водорода: рН = – lg. Аналогично: pOH = – lg.
Логарифмирование ионного произведения воды дает: рН + рOH = 14.
Величина рН характеризует реакцию среды.
Если рН = 7, то [Н + ] = – нейтральная среда.
Если рН < 7, то [Н + ] > – кислотная среда.
Если рН > 7, то [Н + ] < – щелочная среда.
6.6. Буферные растворы
Буферные растворы – растворы, имеющие определенную концентрацию ионов водорода. рН этих растворов не меняется при разбавлении и мало меняется при добавлении небольших количеств кислот и щелочей.
I. Раствор слабой кислоты НА, концентрация – с кисл, и ее соли с сильным основанием ВА, концентрация – с соли. Например, ацетатный буфер – раствор уксусной кислоты и ацетата натрия: CH 3 COOH + CHgCOONa.
рН = рК кисл + lg(с соли /с кисл).
II. Раствор слабого основания ВOH, концентрация – с осн, и его соли с сильной кислотой ВА, концентрация – с соли. Например, аммиачный буфер – раствор гидроксида аммония и хлорида аммония NH 4 OH + NH 4 Cl.
рН = 14 – рК осн – lg(с соли /с осн).
6.7. Гидролиз солей
Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с водой с образованием слабого электролита.
Примеры уравнений реакций гидролиза.
I. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой:
Na 2 CO 3 + H 2 O - NaHCO 3 + NaOH
2Na + + CO 3 2- + H 2 O - 2Na + + HCO 3 ? + OH?
CO 3 2- + H 2 O - HCO 3 ? + OH?, pH > 7, щелочная среда.
По второй ступени гидролиз практически не идет.
II. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой:
AlCl 3 + H 2 O - (AlOH)Cl 2 + HCl
Al 3+ + ЗCl? + H 2 O - AlOH 2+ + 2Cl? + Н + + Cl?
Al 3+ + H 2 O - AlOH 2+ + Н + , рН < 7.
По второй ступени гидролиз идет меньше, а по третьей ступени практически не идет.
III. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой:
К + + NO 3 ? + Н 2 O ? нет гидролиза, рН? 7.
IV. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой:
CH 3 COONH 4 + H 2 O - CH 3 COOH + NH 4 OH
CH 3 COO? + NH 4 + + H 2 O - CH 3 COOH + NH 4 OH, рН = 7.
В ряде случаев, когда соль образована очень слабыми основаниями и кислотами, идет полный гидролиз. В таблице растворимости у таких солей символ – «разлагаются водой»:
Al 2 S 3 + 6Н 2 O = 2Al(OH) 3 v + 3H 2 S^
Возможность полного гидролиза следует учитывать в обменных реакциях:
Al 2 (SO 4) 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Al(OH) 3 v + 3Na 2 SO 4 + 3CO 2 ^
Степень гидролиза h – отношение концентрации гидролизованных молекул к общей концентрации растворенных молекул.
Для солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой:
= ch, рOH = – lg, рН = 14 – рOH.
Из выражения следует, что степень гидролиза h (т. е. гидролиз) увеличивается:
а) с увеличением температуры, так как увеличивается K(H 2 O);
б) с уменьшением диссоциации кислоты, образующей соль: чем слабее кислота, тем больше гидролиз;
в) с разбавлением: чем меньше с, тем больше гидролиз.
Для солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой
[Н + ] = ch, рН = – lg.
Для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой
6.8. Протолитическая теория кислот и оснований
Протолиз – процесс передачи протона.
Протолиты – кислоты и основания, отдающие и принимающие протоны.
Кислота – молекула или ион, способные отдавать протон. Каждой кислоте соответствует сопряженное с нею основание. Сила кислот характеризуется константой кислоты К к.
Н 2 CO 3 + Н 2 O - Н 3 O + + HCO 3 ?
К к = 4 ? 10 -7
3+ + Н 2 O - 2+ + Н 3 O +
К к = 9 ? 10 -6
Основание – молекула или ион, способные принимать протон. Каждому основанию соответствует сопряженная с ним кислота. Сила оснований характеризуется константой основания К 0 .
NH 3 ? Н 2 O (Н 2 O) - NH 4 + + OH?
К 0 = 1,8 ?10 -5
Амфолиты – протолиты, способные к отдаче и к присоединению протона.
HCO 3 ? + H 2 O - Н 3 O + + CO 3 2-
HCO 3 ? – кислота.
HCO 3 ? + H 2 O - Н 2 CO 3 + OH?
HCO 3 ? – основание.
Для воды: Н 2 O+ Н 2 O - Н 3 O + + OH?
K(H 2 O) = [Н 3 O + ] = 10 -14 и рН = – lg.
Константы К к и К 0 для сопряженных кислот и оснований связаны между собой.
НА + Н 2 O - Н 3 O + + А?,
А? + Н 2 O - НА + OH?,
7. Константа растворимости. Растворимость
В системе, состоящей из раствора и осадка, идут два процесса – растворение осадка и осаждение. Равенство скоростей этих двух процессов является условием равновесия.
Насыщенный раствор – раствор, который находится в равновесии с осадком.
Закон действия масс в применении к равновесию между осадком и раствором дает:
Поскольку = const,
К = K s (AgCl) = .
В общем виде имеем:
А m B n (тв.) - m A +n + n B -m
K s (A m B n) = [А +n ] m [В -m ] n .
Константа растворимости K s (или произведение растворимости ПР) – произведение концентраций ионов в насыщенном растворе малорастворимого электролита – есть величина постоянная и зависит лишь от температуры.
Растворимость малорастворимого вещества s может быть выражена в молях на литр. В зависимости от величины s вещества могут быть разделены на малорастворимые – s < 10 -4 моль/л, среднерастворимые – 10 -4 моль/л? s ? 10 -2 моль/л и хорошо растворимые s >10 -2 моль/л.
Растворимость соединений связана с их произведением растворимости.
Условие осаждения и растворения осадка
В случае AgCl: AgCl - Ag + + Cl?
K s = :
а) условие равновесия между осадком и раствором: = K s .
б) условие осаждения: > K s ; в ходе осаждения концентрации ионов уменьшаются до установления равновесия;
в) условие растворения осадка или существования насыщенного раствора: < K s ; в ходе растворения осадка концентрация ионов увеличивается до установления равновесия.
8. Координационные соединения
Координационные (комплексные) соединения – соединения с донорно-акцеп-торной связью.
Для K 3 :
ионы внешней сферы – 3К + ,
ион внутренней сферы – 3- ,
комплексообразователь – Fe 3+ ,
лиганды – 6CN?, их дентатность – 1,
координационное число – 6.
Примеры комплексообразователей: Ag + , Cu 2+ , Hg 2+ , Zn 2+ , Ni 2+ , Fe 3+ , Pt 4+ и др.
Примеры лигандов: полярные молекулы Н 2 O, NH 3 , CO и анионы CN?, Cl?, OH? и др.
Координационные числа: обычно 4 или 6, реже 2, 3 и др.
Номенклатура. Называют сначала анион (в именительном падеже), затем катион (в родительном падеже). Названия некоторых лигандов: NH 3 – аммин, Н 2 O – акво, CN? – циано, Cl? – хлоро, OH? – гидроксо. Названия координационных чисел: 2 – ди, 3 – три, 4 – тетра, 5 – пента, 6 – гекса. Указывают степень окисления комплек-сообразователя:
Cl – хлорид диамминсеребра(I);
SO 4 – сульфат тетрамминмеди(II);
K 3 – гексацианоферрат(III) калия.
Химическая связь.Теория валентных связей предполагает гибридизацию орбиталей центрального атома. Расположение образующихся при этом гибридных орбиталей определяет геометрию комплексов.
Диамагнитный комплексный ион Fe(CN) 6 4- .
Цианид-ион – донор
Ион железа Fe 2+ – акцептор – имеет формулу 3d 6 4s 0 4p 0 . С учетом диамагнитности комплекса (все электроны спарены) и координационного числа (нужны 6 свободных орбиталей) имеем d 2 sp 3 -гибридизацию:
Комплекс диамагнитный, низкоспиновый, внутриорбитальный, стабильный (не используются внешние электроны), октаэд-рический (d 2 sp 3 -гибридизация).
Парамагнитный комплексный ион FeF 6 3- .
Фторид-ион – донор.
Ион железа Fe 3+ – акцептор – имеет формулу 3d 5 4s 0 4p 0 . С учетом парамагнитности комплекса (электроны распарены) и координационного числа (нужны 6 свободных орбиталей) имеем sp 3 d 2 -гибридизацию:
Комплекс парамагнитный, высокоспиновый, внешнеорбитальный, нестабильный (использованы внешние 4d-орбитали), октаэдрический (sp 3 d 2 -гибридизация).
Диссоциация координационных соединений.Координационные соединения в растворе полностью диссоциируют на ионы внутренней и внешней сфер.
NO 3 > Ag(NH 3) 2 + + NO 3 ?, ? = 1.
Ионы внутренней сферы, т. е. комплексные ионы, диссоциируют на ионы металла и лиганды, как слабые электролиты, по ступеням.
где K 1 , К 2 , К 1 _ 2 называются константами нестойкости и характеризуют диссоциацию комплексов: чем меньше константа нестойкости, тем меньше диссоциирует комплекс, тем он устойчивее.
Как и в прошлом году, в 2017 предусмотрено два «потока» проведения единого госэкзамена – досрочный период (он проходит в середине весны) и основной, традиционно стартующий в конце учебного года, последних числах мая. В официальном проекте расписания ЕГЭ «прописаны» все даты для сдачи экзаменов по всем предметам в оба этих периода – включая дополнительные резервные дни, предусмотренные для тех, кто по уважительной причине (болезнь, совпадение дат экзаменов и т.д.) не смог сдать ЕГЭ в обозначенные сроки.
Расписание досрочного периода сдачи ЕГЭ – 2017
В 2017 году досрочная «волна» единого госэкзамена стартует раньше обычного. Если в прошлом году пик весеннего экзаменационного периода приходился на последнюю неделю марта, то в этом сезоне период весенних каникул будет свободен от ЕГЭ.
Основные сроки досрочного периода – с 14 до 24 марта . Таким образом, к началу весенних школьных каникул многие «досрочники» уже успеют пройти испытания. И это может оказаться удобным: среди выпускников, имеющих право сдавать ЕГЭ в досрочную волну – ребята, которым в мае предстоит участвовать в российских или международных соревнованиях и конкурсах, и в весенние каникулы они часто уезжают на спортивные сборы, профильные смены в лагеря и т.д. Сдвиг экзаменов на более ранние сроки позволит им использовать последние «на полную катушку».
Дополнительные (резервные) дни досрочного периода ЕГЭ-2017 будут проходить с 3 по 7 апреля . При этом писать экзамены в резервные сроки, вероятно, придется многим: если в расписании прошлого года в один и тот же день сдавалось не более двух предметов, то в 2017 году большинство экзаменов по выбору сгруппированы «по тройкам».
Отдельные дни выделены только для трех предметов: обязательного для выпускников и всех будущих абитуриентов экзамена по русскому языку, а также математики и устной части экзамена по иностранным языкам. При этом «говорение» в этом году «досрочники» будут сдавать раньше письменной части.
Распределить мартовские экзамены по датам планируется следующим образом:
14 марта (вторник) – экзамен по математике (как базовый, так и профильный уровень);
16 марта (четверг) – химия, история, информатика;
18 марта (суббота) – ЕГЭ по иностранным языкам (устная часть экзамена);
20 марта (понедельник) – экзамен по русскому языку;
22 марта (среда) – биология, физика, иностранные языки (письменный экзамен);
24 марта (пятница) – ЕГЭ , литературе и обществознанию.
Между основными и резервными днями досрочного периода предусмотрена девятидневная пауза. Все дополнительные испытания для «резервистов» будут проходить в три дня:
3 апреля (понедельник) – химия, литература, информатика, иностранный (говорение);
5 апреля (среда) – иностранный (письменно), география, физика, биология, обществознание;
7 апреля (пятница) – русский язык, базовая и .
Как правило, основная масса сдающих ЕГЭ досрочно – это выпускники прошлых лет, а также выпускники средних специальных учебных заведений (в колледжах и профессиональных лицеях программу средней школы обычно «проходят» в первый же год обучения). Кроме того, «отстреляться» с экзаменами пораньше могут выпускники школ, которые во время основного периода сдачи ЕГЭ будут отсутствовать по уважительным причинам (например, участвовать в российских или международных соревнованиях или лечиться в санатории) или намерены продолжать образование за границами России.
Выпускники 2017 года также могут по собственному желанию выбрать срок сдачи экзаменов по тем предметам, программа по которым пройдена полностью. Это актуально в первую очередь для тех, кто планирует – школьный курс по этому предмету читается до 10 класса, а досрочная сдача одного из экзаменов может снизить напряженность во время основного периода ЕГЭ.
Расписание основного периода сдачи ЕГЭ – 2017
Основной период сдачи ЕГЭ в 2017 году стартует 26 мая , и к 16 июня большинство выпускников уже завершат экзаменационную эпопею. Для тех, кто не смог сдать ЕГЭ вовремя по уважительной причине или же выбрал совпадающие по срокам сдачи предметы, предусмотрены резервные экзаменационные дни с 19 июня . Как и в прошлом году, последний день периода сдачи ЕГЭ станет «единым резервным» – 30 июня можно будет сдать экзамен по любому предмету.
При этом расписание экзаменов основного периода ЕГЭ-2017 в сравнении с досрочниками гораздо менее плотное, и, вероятно, большинство выпускников смогут избежать «наложения» дат сдачи экзаменов.
Отдельные экзаменационные дни выделены для сдачи обязательных предметов: русского языка, математики базового и профильного уровня (школьники имеют право сдавать как один из этих экзаменов, так и оба сразу, поэтому в расписании основного периода их традиционно разносят на несколько дней).
Как и в прошлом году, отдельный день выделен для самого востребованного экзамена по выбору – обществознания. А для сдачи устной части экзамена по иностранным языкам выделено сразу два отдельных дня. Кроме того, отдельный день выделен для не самого востребованного на ЕГЭ предмета – географии. Возможно, это сделано для того, чтобы разнести в расписании все предметы естественнонаучного профиля, уменьшив число совпадений.
Таким образом, в расписании ЕГЭ остаются две пары и одна «тройка» предметов, экзамены по которым будут сдаваться одновременно:
- химия, история и информатика;
- иностранные языки и биология,
- литература и физика.
Сдача экзаменов должна состояться в следующие даты:
26 мая (пятница) – география,
29 мая (понедельник) – русский язык,
31 мая (среда) – история, химия, информатика и ИКТ,
2 июня (пятница) – профильная математика,
5 июня (понедельник) – обществознание;
7 июня (среда) – ,
9 июня (пятница) – письменный иностранный, биология,
13 июня (вторник) – литература, физика,
15 июня (четверг) и 16 июня (пятница) – иностранный устный.
Таким образом, к выпускным вечерам большинство школьников будет готовиться «с чистой совестью», уже сдав все запланированные экзамены и получив результаты по большинству предметов. Те же, кто проболел основной экзаменационный период, выбрал совпадающие по срокам предметы, получил «неуд» по русскому или математике, был удален с экзамена или во время сдачи ЕГЭ столкнулся с техническими или организационными сложностями (например, нехватка дополнительных бланков или отключение электроэнергии), будут сдавать экзамены в резервные сроки.
Резервные дни распределятся следующим образом:
19 июня (понедельник) – информатика, история, химия и география,
20 июня (вторник) – физика, литература, биология, обществознание, письменный иностранный,
21 июня (среда) – русский язык,
22 июня (четверг) – математика на базовом уровне,
28 июня (среда) – математика на профильном уровне,
29 июня (четверг) – устный иностранный,
30 июня (пятница) – все предметы.
Могут ли быть изменения в графике сдачи ЕГЭ
Проект официального расписания ЕГЭ обычно публикуется в начале учебного года, проходит обсуждение, а окончательное утверждение графика сдачи экзамена происходит весной. Поэтому в расписании ЕГЭ на 2017 год возможны изменения.
Однако, к примеру, в 2016 году проект был утвержден без каких-либо изменений и фактические даты экзаменов полностью совпали с заранее озвученными – и в досрочной, и в основной волне. Так что шансы на то, что расписание 2017 года также будет принято без изменений, достаточно высоки.
По биологии относится к вариативной категории общероссийских экзаменов, т.е. к экзаменам по выбору. Он будет необходим выпускникам, которые решили поступать на специальности, предполагающие изучение живых существ и особенностей их взаимодействия с окружающим миром. Как правило, биологию выбирают будущие психологи, биологи или медики.
Начинать готовиться к ЕГЭ по данному предмету лучше заблаговременно, так как на обычной зубрежке в данном случае выехать не получится. Важно заранее собрать всю информацию, касающуюся изменений в КИМах, ключевых дат проведения экзамена, а также особенностей подготовки к этому испытанию. Для того чтобы максимально упростить вам эту задачу, мы разберем основные особенности ЕГЭ по биологии образца 2017 года.
Демонстрационный вариант ЕГЭ-2017
Даты ЕГЭ по биологии
Согласно распоряжению Рособрнадзора, сдать экзамен по биологии можно в такие даты:
- Досрочный период. Досрочная сдача ЕГЭ назначена на 22.03.2017 года, дата 5.05.2017 заявлена в качестве дня резерва;
- Основной этап. Основной период, который будет проходить 15.06.2017 года.
- Резервная дата. 21.06.2017 было выбрано в качестве резервной даты для проведения экзамена по биологии, а 30.06.2017 - в качестве резерва для всех предметов.
Сдать ЕГЭ ранее основного срока могут не все. Согласно регламенту, к числу «досрочников» относятся:
- ученики, которые закончили общеобразовательное учреждение раньше 2016\2017 учебного года;
- учащиеся школ вечернего типа обучения;
- ученики, которые не собираются поступать в ВУЗ в 2017 году и призваны для прохождения службы в рядах ;
- школьники, которые будут отсутствовать из-за участия в конкурсе, соревновании или олимпиаде федерального или международного значения,
- одиннадцатиклассники, собирающиеся уехать за границу из-за смены места проживания или для учебы в зарубежном ВУЗе;
- школьники, нуждающиеся в профилактике состояния здоровья, лечении или реабилитации;
- школьники, которые обучались за границей в регионах, характеризующихся сложными условиями.
Напомним, что заявление на прохождение экзаменации в досрочное время нужно написать и представить до 1.03.2017 года.
Статистическая информация
Практика проведения ЕГЭ показывает, что биология не относится к числу самых популярных предметов по выбору. Лишь 6-7% учеников пишут заявление о том, что собираются сдавать биологию в качестве выборочного ЕГЭ, что составило в 2016 году примерно 129 тысяч одиннадцатиклассников. Данный предмет совсем не прост для изучения, что подтверждает статистика выпускников, которые «заваливают» ЕГЭ по биологии.
Причем ситуация, мягко говоря, неутешительная – за последний год процент «двоечников» по биологии увеличился с 15% до 18,4%! Что касается средних баллов за экзамен, то в последнее время они составляют 53,2 балла, что соответствует уровню школьной тройки. Однако встречаются и одаренные в данной научной сфере дети, но их не так уж много. Например, в 2015 году набрать максимальные сто баллов сумели только 89 учеников.
18,4% старшеклассников, которые сдавали ЕГЭ по биологии, завалили его!
Изменения в ЕГЭ-2017 по биологии
Структура и наполнение КИМов по биологии в 2017 году существенно изменились. Оптимизация структурной части экзамена заключается в следующем:
- , предполагающие выбор только одного верного ответа, которые раньше занимали существенный объем первой части КИМа;
- общее число заданий сокращено на 12 единиц – теперь их будет не 40, а 28;
- новый билет содержит гораздо больше иллюстративного материала. КИМ 2017 года может включать до одиннадцати иллюстраций (в билетах 2016 года их было от 3 до 4 в одном варианте), причем без учета схем и графического материала. Акцентируем внимание на том, что это значительно усложняет билет. Как показывает практика прошлого года, только 28% выпускников верно решили задание, предусматривающее анализ рисунка;
- увеличено число сложных заданий (3 вместо 1), предполагающих демонстрацию навыков установления последовательности систематических таксонов и биологических объектов. Стоит отметить, что с ними справляется до 35% одиннадцатиклассников;
- уменьшено число первичных баллов за билет – с 2017 года их будет 59 (в 2016 году – 61);
- продлено время, которое отводится на экзамен – ученики смогут работать с заданиями на протяжении 210 минут (раньше отводилось 180 минут);
- первая часть КИМов теперь будет включать абсолютно новые типы заданий, предполагающие заполнение пропущенных элементов в схемах, вписывание данных, которых не хватает в таблицах, нахождение на рисунках верных обозначений, а также демонстрацию навыков анализа и синтеза информации, представленной в виде графика, диаграммы или таблицы. Особый акцент проставлен на задачах, в которых нужно продемонстрировать свое понимание биологических процессов, и проверке степени овладения методологией дисциплины.
Озвученные изменения должны внести разнообразие в деятельность учеников, а также выявить уровень их подготовки к освоению будущей специальности. Старые варианты КИМов не могли наглядно продемонстрировать приспособленность учеников к решению творческих и проблемных заданий. Также можно отметить изменение объема задач различных уровней сложности:
- задания базового уровня теперь будут занимать 29% всего билета (в 2015 этот показатель составлял 39%);
- задания, относящиеся к повышенному уровню – 40% вместо 28%;
- задания высокого уровня сложности – 31% (по состоянию на 2016 год – 33%).
Ученикам придется продемонстрировать степень овладения учебным материалом при изучении растений, грибов, мхов и лишайников, животных, человека, а также понимание общей биологии.
В 2017 году КИМы по биологии стали значительно разнообразнее и сложнее
Оценивание ЕГЭ по биологии
Баллы за экзаменационную работу выставляются, исходя из максимума в 100 баллов. В привычную систему оценок их до текущего времени не переводили, но вы можете это сделать самостоятельно, воспользовавшись нижеприведенной шкалой:
- баллы в промежутке от 0 до 35 оценивают ваш уровень знаний как неудовлетворительный и соответствуют оценке «2»;
- баллы в промежутке от 36 до 54 оценивают ваш уровень знаний как удовлетворительный и соответствуют оценке «3»;
- баллы в промежутке от 55 до 71 оценивают ваш уровень знаний как хороший и соответствуют оценке «4»;
- баллы в промежутке от 72 до 100 оценивают ваш уровень знаний как отличный и соответствуют оценке «5».
Итоговый результат вы сможете посмотреть на портале ЕГЭ, идентифицировав себя при помощи паспортных данных. Стоит также сказать, что, согласно последним известиям, баллы, полученные на ЕГЭ-2017, будут оказывать влияние на оценку в аттестате, так что стоит воспользоваться шансом, чтобы исправить отметку, которая вас не устраивает. по биологии – 36, что соответствует 16 первичным баллам за работу.
Чем можно пользоваться на ЕГЭ по биологии?
Не каждый экзамен предполагает, что ученик сможет воспользоваться дополнительными материалами. Вот и на биологии придется справляться исключительно своими силами. Не поддавайтесь искушению незаметно пронести мобильный телефон или воспользоваться подсказкой из интернета при помощи смарт часов (тем более что вам все равно придется пройти через рамку металлоискателя, и все недопустимые вещи будут изъяты на входе).
Если у вас возникнет нужда посетить медицинский пункт или туалетную комнату, обязательно предупредите об этом наблюдателя. Ученик также не имеет права покидать класс без сопровождения, разговаривать с соседями или менять экзаменационное место. Помните, что любое нарушение регламента ведет к тому, что вас попросят покинуть аудиторию и поставят оценку «2», а это ставит крест на
Почти 1300 участников сдавали экзамены по иностранным языкам (письменную часть), биологии и физике в рамках досрочного периода единого государственного экзамена 5 апреля 2017 года, сообщил заместитель директора Московского центра качества образования, руководитель Регионального центра обработки информации Москвы Андрей Постульгин.
Заявления на участие в ЕГЭ по биологии досрочного периода подали 418 человек. Экзаменационная работа по биологии состояла из двух частей, включающих в себя 28 заданий. На ее выполнение было отведено 3,5 часа (210 минут). Установленный минимальный балл по этому предмету составляет 36 баллов.
Заявления на участие в ЕГЭ по физике в досрочный период подали 311 человек. Экзаменационная работа по физике состояла из двух частей, включающих в себя 31 задание. На ее выполнение было отведено 3 часа 55 минут (235 минут). Установленный минимальный балл по этому предмету также составляет 36 баллов.
Заявление на участие в письменной части экзамена по иностранным языкам подали 554 человека, из них 498 выбрали английский язык, 17 – немецкий, 26 – французский и 13 – испанский. Письменная часть по иностранным языкам состояла из четырех разделов, включающих в себя 40 заданий. На выполнение экзаменационной работы было выделено 3 часа (180 минут). Установленный минимальный балл ЕГЭ по иностранным языкам составляет 22 балла. Устный экзамен по иностранным языкам участники досрочного периода ЕГЭ-2017 сдавали 3 апреля.
«Экзамены проходили в 10 пунктах проведения экзамена, расположенных в образовательных организациях города. Во всех пунктах велось видеонаблюдение в онлайн-режиме, в каждом из них присутствовали общественные наблюдатели. Экзамены проводились с применением технологии печати контрольных измерительных материалов в аудиториях и сканирования экзаменационных материалов в штабе», – рассказал Андрей Постульгин.
Свои результаты участники ЕГЭ досрочного периода смогут узнать не позднее 18 апреля. График публикации результатов по всем предметам размещен на официальном сайте Регионального центра обработки информации города Москвы в разделе . Результаты экзаменов и изображения бланков ответов участников ЕГЭ, ГВЭ можно посмотреть в разделе «Услуги и сервисы» на mos.ru . Образовательные организации получат протоколы результатов экзаменов на портале Московского регистра качества образования. Выпускники прошлых лет смогут ознакомиться с протоколами результатов в местах регистрации на экзамен.
Следующий экзамен состоится 7 апреля. В этот день выпускники будут сдавать литературу и обществознание. Расписание всех экзаменов можно найти на сайте .
Напомним, что досрочный период единого государственного экзамена в 2017 году проходит с 23 марта по 14 апреля, основной – с 29 мая по 1 июля.
В досрочный период в 2017 году в Москве в едином государственном экзамене принимают участие более 4500 человек, из них около двух тысяч человек – выпускники текущего года, остальные – выпускники прошлых лет. Организовано 25 пунктов проведения экзаменов, в том числе один пункт проведения экзамена – на дому, для участника с ограниченными возможностями здоровья.
