Ответы к заданиям 7–15

7 — 4
Осознавая свои ошибки, человек не повторит их в дальнейшем.
Деепричастный оборот и сказуемое должны относиться к одному действующему лицу.

8. дифференцируются, развиваясь — связь примыкание.

9. Приставочно-суффиксальный способ:
настоящий → по-настоящему
Добавлены приставка по- и суффикс -ему.

10. Производный предлог.
В сочетании впереди меня слово «впереди» присоединяет местоимение «меня» в родительном падеже.

11. Безличное предложение:
надо относиться.

12. связано — краткое страдательное причастие.

13. Параллельное (неоднородное) подчинение.
Обороты когда его нет и как драгоценно было… зависят от главной части, но отвечают на разные вопросы.

14 — 3. Сравнение
На него указывает оборот подобно тому как.

15 — 1. Обособленным обстоятельством.
Оборот сияя чистотой в ясной безоблачной синеве неба — деепричастный, поэтому является обособленным обстоятельством.

Конспект: периодическая система химических элементов и учение о строении атома

1. Развитие представлений о строении атома

• Дж. Дальтон считал атом неделимой частицей.
• Дж. Томсон открыл электрон и предложил модель атома с равномерно распределённым положительным зарядом.
• Э. Резерфорд доказал, что в центре атома находится маленькое положительно заряженное ядро.
• Н. Бор предположил, что электроны движутся по определённым энергетическим уровням.
• Современная модель атома — квантово-механическая: электрон не движется по определённой орбите, а находится в области наиболее вероятного пребывания — орбитали.

---

2. Строение атома

Атом состоит из:

1. Ядра, в котором находятся:

   • протоны \(p^+\) — положительно заряженные частицы;
   • нейтроны \(n^0\) — незаряженные частицы.

2. Электронной оболочки, образованной электронами \(e^-\).

Частица	Заряд	Место нахождения
Протон	\(+1\)	ядро
Нейтрон	\(0\)	ядро
Электрон	\(-1\)	электронная оболочка

В нейтральном атоме:

\[ N(p^+) = N(e^-) \]

---

3. Основные характеристики атома

Порядковый номер \(Z\)

Порядковый номер элемента равен числу протонов в ядре:

\[ Z=N(p^+) \]

В нейтральном атоме он также равен числу электронов.

Массовое число \(A\)

\[ A=N(p^+)+N(n^0) \]

Число нейтронов:

\[ N(n^0)=A-Z \]

Атом записывают так:

\[ {}^{A}_{Z}X \]

Например, для атома хлора \({}^{35}_{17}\mathrm{Cl}\):

• протонов — 17;
• электронов — 17;
• нейтронов — \(35-17=18\).

Изотопы

Изотопы — атомы одного элемента с одинаковым числом протонов, но разным числом нейтронов.

Например:

\[ {}^{35}_{17}\mathrm{Cl}, \quad {}^{37}_{17}\mathrm{Cl} \]

---

4. Электронные слои и подуровни

Электроны располагаются на энергетических уровнях, или электронных слоях.

Номер уровня обозначается буквой \(n\):

\[ n=1,2,3,4,\ldots \]

Максимальное число электронов на уровне:

\[ N_{\max}=2n^2 \]

Уровень	Максимальное число электронов
1-й	2
2-й	8
3-й	18
4-й	32

Энергетические уровни состоят из подуровней:

• \(s\);
• \(p\);
• \(d\);
• \(f\).

Вместимость подуровней:

Подуровень	Число орбиталей	Максимум электронов
\(s\)	1	2
\(p\)	3	6
\(d\)	5	10
\(f\)	7	14

На одной орбитали может находиться не более двух электронов с противоположными спинами.

---

5. Правила заполнения электронных орбиталей

Принцип наименьшей энергии

Электроны сначала занимают орбитали с меньшей энергией.

Порядок заполнения:

\[ 1s \rightarrow 2s \rightarrow 2p \rightarrow 3s \rightarrow 3p \rightarrow 4s \rightarrow 3d \rightarrow 4p \]

\[ \rightarrow 5s \rightarrow 4d \rightarrow 5p \rightarrow 6s \rightarrow 4f \rightarrow 5d \]

\[ \rightarrow 6p \rightarrow 7s \rightarrow 5f \rightarrow 6d \rightarrow 7p \]

Принцип Паули

На одной орбитали может находиться не более двух электронов, причём их спины противоположны.

Правило Хунда

На орбиталях одного подуровня электроны сначала располагаются по одному, а затем образуют пары.

---

6. Электронные конфигурации атомов

Электронная конфигурация показывает распределение электронов по уровням и подуровням.

Натрий \(Na\), \(Z=11\)

\[ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^1 \]

По энергетическим уровням:

\[ 2,\ 8,\ 1 \]

Хлор \(Cl\), \(Z=17\)

\[ 1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5 \]

По уровням:

\[ 2,\ 8,\ 7 \]

Ион натрия \(Na^+\)

Атом натрия отдаёт один электрон:

\[ Na^+:1s^2\,2s^2\,2p^6 \]

Ион хлора \(Cl^-\)

Атом хлора принимает один электрон:

\[ Cl^-:1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^6 \]

---

7. Периодический закон

В 1869 году Д. И. Менделеев сформулировал периодический закон.

Современная формулировка:

Свойства химических элементов и образуемых ими веществ периодически зависят от заряда атомных ядер, то есть от порядкового номера элемента.

Причина периодичности — повторение строения внешних электронных слоёв атомов.

---

8. Периодическая система

В периодической системе:

• 7 периодов;
• 18 групп;
• элементы расположены в порядке увеличения порядкового номера \(Z\).

Периоды

Период — горизонтальный ряд элементов.

Номер периода показывает число занятых электронных слоёв в атоме.

Например:

• натрий находится в 3-м периоде — у него 3 электронных слоя;
• кальций находится в 4-м периоде — у него 4 электронных слоя.

Периоды:

• 1-й — 2 элемента;
• 2-й и 3-й — по 8 элементов;
• 4-й и 5-й — по 18 элементов;
• 6-й и 7-й — до 32 элементов.

Группы

Группа — вертикальный столбец элементов со сходным строением внешнего электронного слоя и похожими химическими свойствами.

В главных подгруппах номер группы обычно показывает число электронов на внешнем уровне:

Группа	Число внешних электронов
1	1
2	2
13	3
14	4
15	5
16	6
17	7
18	8

Исключение — гелий:

\[ He:1s^2 \]

У него 2 электрона, но он находится в 18-й группе.

---

9. Электронные семейства элементов

В зависимости от того, какой подуровень заполняется последним, элементы делятся на блоки:

• \(s\)-элементы — 1-я и 2-я группы;
• \(p\)-элементы — 13–18-я группы;
• \(d\)-элементы — переходные элементы 3–12-й групп;
• \(f\)-элементы — лантаноиды и актиноиды.

У элементов одной группы похожее строение внешнего электронного слоя, поэтому они проявляют сходные свойства.

---

10. Изменение свойств элементов в периодах и группах

В периоде слева направо

При увеличении порядкового номера:

• заряд ядра увеличивается;
• число электронов увеличивается;
• атомный радиус обычно уменьшается;
• металлические свойства ослабевают;
• неметаллические свойства усиливаются;
• электроотрицательность увеличивается;
• энергия ионизации увеличивается;
• восстановительные свойства ослабевают;
• окислительные свойства усиливаются.

Направление изменения:

\[ \text{металлы} \rightarrow \text{амфотерные элементы} \rightarrow \text{неметаллы} \]

Например, в 3-м периоде:

\[ Na \rightarrow Mg \rightarrow Al \rightarrow Si \rightarrow P \rightarrow S \rightarrow Cl \]

---

В группе сверху вниз

При движении сверху вниз:

• увеличивается число электронных слоёв;
• увеличивается атомный радиус;
• металлические свойства усиливаются;
• неметаллические свойства ослабевают;
• электроотрицательность уменьшается;
• энергия ионизации уменьшается;
• восстановительные свойства усиливаются;
• для галогенов окислительные свойства ослабевают.

---

11. Металлические и неметаллические свойства

Металлы

Металлы обычно:

• легко отдают электроны;
• образуют положительные ионы;
• проявляют восстановительные свойства;
• образуют основные оксиды и основания.

Пример:

\[ Na^0-e^- \rightarrow Na^+ \]

Неметаллы

Неметаллы обычно:

• принимают электроны или образуют общие электронные пары;
• проявляют окислительные свойства;
• образуют кислотные оксиды и кислоты.

Пример:

\[ Cl^0+e^- \rightarrow Cl^- \]

---

12. Изменение свойств оксидов

В периоде слева направо характер высших оксидов изменяется:

\[ \text{основные} \rightarrow \text{амфотерные} \rightarrow \text{кислотные} \]

Например, в 3-м периоде:

\[ Na_2O,\ MgO \ — \text{основные} \]

\[ Al_2O_3 \ — \text{амфотерный} \]

\[ SiO_2,\ P_2O_5,\ SO_3,\ Cl_2O_7 \ — \text{кислотные} \]

---

13. Валентность и степени окисления

Для элементов главных подгрупп высшая положительная степень окисления часто совпадает с номером группы:

• Na — \(+1\);
• Mg — \(+2\);
• Al — \(+3\);
• Si — \(+4\);
• P — \(+5\);
• S — \(+6\);
• Cl — \(+7\).

Типичные отрицательные степени окисления неметаллов:

• углерод — \(-4\);
• азот — \(-3\);
• кислород — \(-2\);
• сера — \(-2\);
• галогены — \(-1\).

Исключения:

• фтор в соединениях всегда имеет степень окисления \(-1\);
• кислород обычно \(-2\), но в пероксидах имеет \(-1\);
• металлы в простых веществах имеют степень окисления \(0\).

---

Главное

1. Порядковый номер элемента равен заряду ядра и числу протонов.
2. В нейтральном атоме число протонов равно числу электронов.
3. Номер периода показывает число электронных слоёв.
4. Электронное строение внешнего слоя определяет химические свойства элемента.
5. В периоде слева направо металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются.
6. В группе сверху вниз металлические свойства усиливаются.
7. Периодичность свойств объясняется периодическим повторением строения внешних электронных слоёв.

Краткий конспект

Строение атома

Атом состоит из:

• ядра: протоны \(p^+\) и нейтроны \(n^0\);
• электронной оболочки: электроны \(e^-\).

В нейтральном атоме:

\[ N(p^+)=N(e^-) \]

• Порядковый номер элемента \(Z\) = число протонов.
• Массовое число:

\[ A=p+n \]

• Число нейтронов:

\[ n=A-Z \]

Изотопы — атомы одного элемента с одинаковым числом протонов, но разным числом нейтронов.

Электроны располагаются по энергетическим уровням. Максимальное число электронов на уровне:

\[ 2n^2 \]

На одной орбитали может быть не более двух электронов.

---

Периодический закон

Свойства химических элементов и их соединений периодически зависят от заряда ядра атома, то есть от порядкового номера элемента.

Причина периодичности — повторение строения внешнего электронного слоя.

---

Периодическая система

• Период — горизонтальный ряд; номер периода показывает число электронных слоёв.
• Группа — вертикальный столбец; элементы одной группы имеют сходное строение внешнего слоя и похожие свойства.
• В таблице 7 периодов и 18 групп.

---

Изменение свойств

В периоде слева направо:

• атомный радиус уменьшается;
• металлические свойства ослабевают;
• неметаллические свойства усиливаются;
• электроотрицательность увеличивается.

В группе сверху вниз:

• атомный радиус увеличивается;
• металлические свойства усиливаются;
• неметаллические свойства ослабевают;
• электроотрицательность уменьшается.

Характер оксидов в периоде изменяется:

\[ \text{основные} \rightarrow \text{амфотерные} \rightarrow \text{кислотные} \]

Металлы обычно отдают электроны и являются восстановителями.
Неметаллы принимают электроны и являются окислителями.