= CAMPUS = Notizbuch des Neulings

Klausur 1 Semester
Prüfungsprogramm für die Lehrveranstaltung "Grundlagen der Anorganischen und Experimentellen Chemie"

1 Semester, JNF, Studienjahr 2011/2012

chemisches Gleichgewicht. Zeichen wahrer Balance. Gleichgewichtskonstanten in homogenen und heterogenen Systemen. Gleichgewichtskonzentrationen von Reaktanten und Produkten und das Konzept ihrer Berechnung.
Das Prinzip von Le Chatelier und die Verschiebung des chemischen Gleichgewichts bei Änderungen von Temperatur, Druck, Konzentrationen von Reagenzien und Produkten.

Redoxreaktionen(GES.). Der Oxidationszustand von Atomen und seine Änderung im OVR Typische Oxidationsmittel und Reduktionsmittel. Stoffe mit oxidierenden und reduzierenden Funktionen. Die Rolle der Umgebung in OVR. Erstellung von OVR-Gleichungen mit der Methode der Elektron-Ionen-Halbreaktionen.
Elektrochemisches Standardpotential als Merkmal der Redoxeigenschaften von Stoffen in wässriger Lösung. Kriterien für die Richtung des OVR unter Standardbedingungen. Lösung von Rechenaufgaben.

Allgemeine Eigenschaften von Lösungen. Lösungsmittel und gelöster Stoff. konzentrierte und verdünnte Lösungen. Gesättigte, ungesättigte und übersättigte Lösungen und Verfahren zu ihrer Herstellung. Löslichkeit. Thermischer Effekt der Auflösung. Diagramme (Polythermen) der Löslichkeit. Abhängigkeit der Löslichkeit von Gasen und kristallinen Stoffen in flüssigen Lösungsmitteln von der Temperatur.
Lösungen von Elektrolyten und Nichtelektrolyten. Ostwalds Verdünnungsgesetz.
Schwerlösliche starke Elektrolyte und das Löslichkeitsprodukt (PR). Berechnungen mit PR-Werten. Fällungs- und Auflösungsbedingungen. Verschiebung von Phasengleichgewichten in gesättigten Lösungen schwerlöslicher starker Elektrolyte.
Grundbegriffe der Protonentheorie Säuren und Basen. Protische Lösungsmittel und ihre ionischen Produkte. Säure und Base in der Protonentheorie. Säure- und Basizitätskonstanten und die Beziehung zwischen ihnen. Ampholyte.
Verschiebung protolytischer Gleichgewichte unter Einwirkung von Temperatur, Protolithkonzentration (Verdünnung) und bei Einführung gleichnamiger Protolyseprodukt-Ionen. Protolysegrad und pH-Wert in Lösungen nahe unendlicher Verdünnung.
Ionisches Produkt von Wasser. Wasserstoff- und Hydroxidindikatoren mit mittlerem Säuregehalt. pH-Skala für wässrige Lösungen.
Solvolyse und Hydrolyse. Irreversible Hydrolyse binärer Verbindungen. Reversible Hydrolyse von Salzen. Verschiebung von Hydrolysegleichgewichten.
Berechnungen von pH-Werten und Protolysegrad bei starken und schwachen Säuren und Basen, sowie Ampholyten.

Die Struktur der Atome und das Periodengesetz. Wasserstoffatom. Atome mit mehreren Elektronen. Die Hauptsache sind die Orbital-, Magnet- und Spinquantenzahlen. Atomorbitale, elektronische Ebenen und Unterebenen.
Minimum-Energie-Prinzip, Hundsche Regel und Pauli-Prinzip. Die Reihenfolge der Besetzung von Atomorbitalen durch Elektronen. Klechkovskys Regel. Elektronische Formeln und Energiediagramme von Atomen von Elementen.
Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendelejew. Epochen und Gruppen. Abschnitte s-, p-, d- und f- Elemente.
Chemische Bindung. Ionische und kovalente Bindungen. Grundbegriffe der Methode der Valenzbindungen. Überlappende Elektronenorbitale; Sigma-, Pi- und Delta-Bindung. Mehrere Verbindungen. Idee der Hybridisierung und Geometrie von Molekülen.
Polarität von Bindungen und Polarität von Molekülen. Das Dipolmoment einer chemischen Bindung und das Dipolmoment eines Moleküls.
Das Konzept der Methode der Molekülorbitale. Wasserstoffbrückenbindung und intermolekulare Wechselwirkung.

Erforderliche Kenntnisse der Studierenden zur positiven Benotung der Klausur des 1. Semesters

1. Symbole chemische Elemente und ihre Namen. Abschnitte s-, p-, d- und f- Elemente im Periodensystem.
2. Nomenklatur Anorganische Stoffe (Formeln und Namen aus Vorlesung, Praktikum und Hausarbeit).
3. Elektronische Konfigurationen Atome nach ihren Koordinaten (Gruppennummer, Periodennummer) im Periodensystem.
4. Haupt, orbital und magnetisch Quantenzahlen, die Beziehung zwischen ihnen und der Anzahl der Energieniveaus, Unterniveaus und Atomorbitale.
5. Definition Art der Hybridisierung Atomorbitale und die Vorhersage der geometrischen Form von Teilchen vom AB-Typ X(Moleküle oder Ionen), wobei A, B Atome sind s- und p- Elemente.
6. Gleichgewichtskonstante. Säure- und Basizitätskonstanten. Das Prinzip von Le Chatelier das chemische Gleichgewicht zu verschieben.
7. Löslichkeit anorganische Stoffe. Löslichkeitsprodukt. Niederschlagszustand und seine Auflösung.
8. Reaktionsgleichungen aufstellen folgende Typen:
* Austauschreaktionen in wässriger Lösung (Molekül- und Ionengleichung)
* Redoxreaktionen in wässriger Lösung (Molekül- und Ionengleichung, Auswahl der Koeffizienten nach der Methode der Elektron-Ionen-Halbreaktionen)
* protolytische Reaktionen mit Wasser als Lösungsmittel
* Reaktionen der Hydrolyse von Salzen, Hydrolyse von binären Verbindungen.
9. Zusammensetzung der Lösungen:
* Massenanteil
* Molarität (molare Konzentration eines gelösten Stoffes)
10. Saure, alkalische und neutrale Umgebung wässrige Lösungen. Wasserstoffindex (pH). pH-Skala für wässrige Lösungen.

Was Studierende über die Klausur Anorganische Chemie wissen müssen

# Die Prüfung beginnt um 9.00 Uhr in Raum K-2. Für Studierende mit einer Gesamtnote in Allgemeiner Chemie für 1 Semester von 15 bis 24 Punkten beginnt die Prüfung um 9.30 Uhr. Schüler der angegebenen Kategorie haben das Recht, die Art des Tickets für die Teilnahme an der Prüfung zu wählen: Hauptlevel (maximale Punktzahl 50 Punkte) oder Tickets reproduktive Ebene (maximale Punktzahl 24 Punkte).

# Studierende ohne Leistungsnachweis dürfen nicht an der Prüfung teilnehmen. Kann ein Studierender wegen fehlender Studienleistungen oder aus anderen Gründen nicht zu einer Prüfung zugelassen werden, kann der Fachbereich ihm nur mit schriftlicher Genehmigung (Genehmigung) des Dekanats eine Prüfung abnehmen.

# Schreibzeit für die Prüfung von 9.00 bis 12.00 Uhr(von 9.30 bis 12.30 Uhr). Während der Prüfung dürfen Nachschlagewerke zur Anorganischen Chemie (ausgegeben von der diensthabenden Lehrkraft) und ein Mikrorechner verwendet werden. Die Studierenden erhalten von der diensthabenden Lehrkraft zusammen mit der Prüfungskarte Papiere für die Schreibarbeit.

# Während der Prüfung nicht erlaubt Verwenden Sie ein Mobiltelefon, ein elektronisches Notizbuch oder einen Laptop. Student verlässt das Klassenzimmer während der Prüfung ist nur mit Erlaubnis der diensthabenden Lehrkraft möglich und zieht in jedem Fall eine Änderung des Prüfungstickets nach sich.

# Bekanntgabe der Ergebnisse Klausur - am Klausurtag um 15.00 Uhr im Institut für Anorganische Chemie. Ausgabe der Prüfungsbücher - um 15.00 Uhr, nur persönlich für jeden Schüler.

# Prüfungsticket beinhaltet 6 Fragen zu folgenden Themen:
1. Chemisches Gleichgewicht;
2. Allgemeine Eigenschaften von Lösungen, Löslichkeitsprodukt;
3. Redoxreaktionen;
4. Protolytische Gleichgewichte, Hydrolyse;
5. Die Struktur des Atoms und das periodische Gesetz;
6. Chemische Bindung und Struktur von Molekülen.
## 2, 3 oder 4 Ticketfrage darstellt Berechnungsproblem einer der Typen, die im 1. Semester studiert wurden.
## Berechnungsaufgabe wird begleitet von weitere Fragen, optional für eine zufriedenstellende oder gute Antwort (kursiv hervorgehoben, umrahmt).

## Um eine positive Bewertung ("befriedigend") zu erhalten, müssen Sie geben richtige Antworten auf alle sechs Fragen(Siehe „Erforderliche Kenntnisse der Studierenden zur Erlangung einer positiven Note“). Antworten auf Fragen sollten klar, klar, begründet, chemisch kompetent sein (einschließlich der korrekten Darstellung von Formeln, Gleichungen chemischer Reaktionen, der Verwendung moderner Symbole physikalischer und chemischer Größen, der Ableitung von Berechnungsformeln bei der Lösung von Problemen usw.).
Eine korrekte, vollständige und sinnvolle Beantwortung einer Zusatzfrage dient als Grundlage für eine hervorragende Bewertung der Arbeit.

Bewertet werden schriftliche Prüfungsleistungen in Punkten auf die folgende Weise:
41-50 Punkte - "sehr gut"
31-40 Punkte - "gut"
21-30 Punkte - "befriedigend"
0-20 Punkte - "ungenügend"

Sporen in der Chemie (Dokument)

n1.doc

2. Atomar-molekulare Lehre der Chemie.

Die wichtigsten Bestimmungen wurden von Lomonosov in Form einer Kapseltheorie der Struktur der Materie formuliert - alle Substanzen bestehen aus kleinsten Teilchen von Kapseln (Molekülen), die die gleiche Zusammensetzung wie die gesamte Substanz haben und sich in ständiger Bewegung befinden. Chemisch Element Eine Art von Atom mit der gleichen positiven Kernladung. Atom - das kleinste Teilchen eines chemischen Elements, das Träger seiner Eigenschaften ist. Ein Atom ist ein elektrisch neutrales Mikrosystem, das den Gesetzen der Quantenphysik gehorcht und aus einem positiv geladenen Kern und negativ geladenen Elektronen besteht. Molekül - das kleinste Teilchen einer Substanz, das seine Eigenschaften bestimmt und zu einer unabhängigen Existenz fähig ist. Atome werden mit Hilfe chemischer Bindungen zu einem Molekül verbunden, an deren Bildung hauptsächlich äußere (Valenz-)Elektronen beteiligt sind.

1911 führte Rutherford Experimente durch, um die Struktur des Atoms zu verfeinern, 1913 erschien das einfachste Planetenmodell von Bohr-Rutherfords „Wasserstoffatom“.

Dieses Modell ist derzeit das allgemein akzeptierte "offizielle" Modell des Atoms.

der Vorteil ist die Einfachheit: Nach diesem Modell hätte das Atom aus einem kompakten positiven Kern und einem um ihn auf „stationären Kreisbahnen“ umlaufenden Elektron bestehen müssen.

1) Ein Elektron um ein Atom herum kann sich gemäß der Lösung des Problems der Körperbewegung in einem zentralen Feld nicht entlang kreisförmiger Bahnen bewegen. Trajektorien müssen elliptisch sein, aber elliptische Trajektorien sind in einem solchen Modell nicht möglich.

N.Bor Ein Atom kann sich nur in speziellen stationären Zuständen befinden, die jeweils einer bestimmten Energie entsprechen. Im stationären Zustand strahlt ein Atom keine elektromagnetischen Wellen aus.

Die Abgabe und Aufnahme von Energie durch ein Atom erfolgt während eines sprungartigen Übergangs von einem stationären Zustand in einen anderen. Vorteile:

Sie erklärte die Diskretheit der Energiezustände von wasserstoffähnlichen Atomen.

Bohrs Theorie näherte sich der Erklärung inneratomarer Prozesse von grundlegend neuen Positionen und wurde zur ersten Halbquantentheorie des Atoms. Nachteile

Konnte die Intensität der Spektrallinien nicht erklären.

Gilt nur für wasserstoffähnliche Atome und funktioniert nicht für Atome, die ihm im Periodensystem folgen.

3.B1924 G. Der französische Physiker Louis de Broglie schlug vor, dass Materie sowohl Wellen- als auch Teilcheneigenschaften hat. Gemäß der de Broglie-Gleichung (eine der Grundgleichungen der Quantenmechanik)

d.h. ein Teilchen mit einer Masse m, das sich mit einer Geschwindigkeit v bewegt, entspricht einer Welle der Länge &agr;; h ist die Plancksche Konstante. Für jedes Teilchen mit Masse m und bekannter Geschwindigkeit v kann die De-Broglie-Wellenlänge berechnet werden. De Broglies Idee wurde 1927 experimentell bestätigt, als bei Elektronen sowohl Wellen- als auch Korpuskulareigenschaften entdeckt wurden. 1927 schlug der deutsche Wissenschaftler W. Heisenberg die Unschärferelation vor, nach der es für Mikropartikel unmöglich ist, sowohl die Koordinate des Teilchens X als auch die Impulskomponente px entlang der x-Achse gleichzeitig genau zu bestimmen Ein Atom mit mehr als einem Elektron stellt ein komplexes System von Elektronen dar, die miteinander wechselwirken und sich im Feld des Kerns bewegen.Trotzdem stellt sich heraus, dass es in einem Atom mit guter Genauigkeit möglich ist, das Konzept der Zustände jedes Elektrons separat als stationäre Zustände einzuführen der Elektronenbewegung in einem effektiven zentralsymmetrischen Feld, das vom Kern zusammen mit allen anderen Elektronen erzeugt wird. Für verschiedene Elektronen in einem Atom sind diese Felder im Allgemeinen unterschiedlich und müssen alle gleichzeitig bestimmt werden, da jedes von den Zuständen aller anderen Elektronen abhängt. Ein solches Feld wird als selbstkonsistent bezeichnet. Da das selbstkonsistente Feld zentralsymmetrisch ist, ist jeder Zustand eines Elektrons durch einen bestimmten Wert seines Bahnmoments / gekennzeichnet. Die Zustände eines einzelnen Elektrons für ein gegebenes / werden nummeriert ( in aufsteigender Reihenfolge ihrer Energie) unter Verwendung der Hauptquantenzahl n, des laufenden Werts n \u003d / +1, /+2, ...; eine solche Wahl der Numerierungsreihenfolge wird in Übereinstimmung mit der für das Wasserstoffatom angenommenen eingestellt. Aber die Abfolge zunehmender Energieniveaus bei verschiedenen / in komplexen Atomen unterscheidet sich im Allgemeinen von der, die im Wasserstoffatom stattfindet.

4. Prinzipien der Augenhöhlenfüllung.

1. Pauli-Prinzip. Es kann nicht zwei Elektronen in einem Atom geben, für die die Werte aller Quantenzahlen (n, l, m, s) gleich wären, d.h. Jedes Orbital kann nicht mehr als zwei Elektronen (mit entgegengesetztem Spin) enthalten.

Har-ka kov. St.

St. Energie, St. Länge, Sättigung, Richtwirkung.

12. Sonnenmethode.

Implizit. Bilder. Elektr. Dichte durch Vergesellschaftung von außen befindlichen Elektronen. Elektron. Stufe.

Nachteile

Ich konnte mir die paramagnetischen Eigenschaften einiger Comm nicht erklären. (O bei t -220 wird flüssig, das von einem Magneten angezogen wird)

Kreaturen. Mol. Ionen (He 2+, H 2+, O 2-)

Vorschriften

Bild. x / s das Ergebnis des Übergangs von Elektronen aus Atomorbitalen auf neue Ebenen mit definierter Energie. Alles Atom. Molekül

Nach Bild. Mol. Orbital - atomar Kugel. Sie verlieren ihre Individualität.

Jedes Mol. Kugel. Bzw. Energie definieren.

Elektronen in einem Molekül sind nicht lokalisiert. In den Zwischenkernräumen von 2 Atomen und gefunden. In der Wirkungszone der Kerne

Hybridisierung ist spontan. Form- und Energieausrichtungsprozess.

13. MO-Methode

Eine verbesserte Version der Methode der Valenzbindungen. Basierend auf Prinzipien. 1. Die chemische Bindung zwischen Atomen erfolgt aufgrund eines oder mehrerer Elektronenpaare. 2. Wenn ein gemeinsames Elektronenpaar gebildet wird, überlappen sich die Elektronenwolken. Je stärker die Überlappung, desto stärker die chemische Bindung. 3. Wenn ein gemeinsames Elektronenpaar gebildet wird, müssen die Spins der Elektronen antiparallel sein. 4. Nur ungepaarte Elektronen von Atomen können an der Bildung gemeinsamer Elektronenpaare teilnehmen. Gepaarte Elektronen müssen getrennt werden, um Bindungen zu bilden. 5. Wenn eine kovalente Bindung aus einer bestimmten Anzahl von Elektronenwolken zweier Atome gebildet wird, wird die gleiche Anzahl von Elektronenwolken eines Moleküls gebildet, das zu beiden Atomen gehört. 6. Wenn sich Elektronenwolken verbinden, ist ihre gegenseitige Überlappung mit der Bildung von Bindungswolken des Moleküls und ihre gegenseitige Abstoßung mit der Bildung von sich lösenden Wolken des Moleküls möglich. 7. Die Füllung der Orbitale des Moleküls mit Elektronen erfolgt nach den Prinzipien der minimalen Energie und Pauli (Es kann nicht 2 Elektronen in einem Atom geben, die die gleichen Werte aller 4 Quantenzahlen haben. Nicht mehr als 2 Elektronen können sich auf einem Orbital befinden). 8. Eine Bindung entsteht, wenn die Anzahl der Elektronen in den Bindungsorbitalen größer ist als in den Lockerungsorbitalen. Eigenschaften einer kovalenten Bindung. Sie ist langlebig. Es hat die Eigenschaft der Sättigung. Hat Richtung im Raum.

14.chem. Thermodynamik untersucht Energie. Änderungen.berücksichtigt. Prozesse in Komp. Das Gleichgewicht r-i hat entweder nicht begonnen oder endete und fließt ins Äußere. Mittwoch fehlt.

Thermodyn. Sist ist ein makroskopischer Körper, der von der Umgebung des Mentalen isoliert ist. oder körperlich. Muscheln.

Nach Anzahl der Phasen:

Homogen (alle Systemkomponenten in einer Phase)

Heterogen (chemische p-und Strömung in verschiedenen Phasen)

Durch die Art der Interaktion mit der Umwelt. Mittwoch:

Offen (Austausch von Dingen und Energie), Geschlossen (Austausch von Energie), Isoliert (kein Austausch)

Alle Fahrzeuge sind durch Parameter gekennzeichnet: Druck, Tempo, Volumen, Masse. Thermodyne. Studium des Systemübergangs. Von einem Komp. In der anderen - der Prozess: Equilibrium jede Chemikalie. r-I in komp. Gleichgewicht, stationär.

Isobar (konstanter Druck), Isochor (konstantes Volumen), Isotherm (konstante Temperatur)

TC-Energie: E = K + P + Delta U (intern)

Chem. thermodyn Basierend auf 2 Gesetzen

Gesetz. Speichern Energie - ändern ext. Energie Syst. Def. Anzahl der freigesetzten Wärme und perfekte Arbeit

Die Normenthalpie ist die Enthalpie desjenigen p-und in dem 1 mol v-va aus einfachem v-in gebildet wird stabil ist. Bei Std. Bedingungen.

15. Erster Hauptsatz der Thermodynamik

Enthalpie ist die Zustandsfunktion gleich der inneren Energie des Systems + der Expansionsarbeit. . Bei konstantem Druck

1 Gesetz-Thermische Wirkung p-i = Wärme. Eph. Umgekehrtes p-und, aber entgegengesetztes Vorzeichen (je warmer. Die Ef-Bildung ist komplex. V-va, desto stabiler ist sie.)

16. Hesssches Gesetz - warm. Eph. Chem. p-und hängt nicht von dem Weg ab, auf dem es fließt, sondern vom Anfangs- und Endzustand. System

Folge

- Veränderung Enthalpie chem. p-und hängt nicht von der Anzahl der Zwischenräume ab. Stufen

Hohe Selektivität

Die Fähigkeit, katalytische St.-in zu regulieren.
24. Chemisch Gleichgewicht - der Zustand des Systems, in dem die Raten der Hin- und Rückreaktion gleich sind.

Wendeschutz. Nicht bis zum Ende und die Produkte solcher p-ten gegenseitigen. mit Bildern. Ref. ein-ein.

Irreversibles p-und-Leck. bis zum Ende, bis zum vollen Verbrauch. Ref. in-in und Produkt. p-i (Bild. Sediment, Gas, Wasser)

Konstante chemisches Gleichgewicht. Reaktion = das Produkt der Konzentrationen der Reaktionsprodukte, genommen als Potenzen ihrer stöchiometrischen Koeffizienten in der Reaktionsgleichung, dividiert durch das Produkt der Konzentrationen der Ausgangsmaterialien, genommen als Potenzen der stöchiometrischen Koeffizienten
25.
der Prozess geht spontan in Vorwärtsrichtung, wenn das Potential sinkt, also die Gleichgewichtskonstante größer als 1 ist. Die Konzentration der Produkte > die Konzentration der Ausgangsstoffe. Im Gegenteil, es gab praktisch keine Reaktion. Bei steigender Temperatur verschiebt sich das Gleichgewicht zu einer endothermen Reaktion, bei fallender zu einer exothermen. Bei Druckerhöhung verschiebt sich das Gleichgewicht in Richtung der Reaktion, die bei Volumenabnahme gasförmiger Stoffe abläuft, bei Druckabnahme in Richtung der Reaktion, die bei Volumenzunahme abläuft. Mit steigender Konzentration der Ausgangsstoffe verschiebt sich das Gleichgewicht hin zu einer direkten Reaktion.

Le Chatelier-Brown-Prinzip . Wird auf ein System im Gleichgewicht ein äußerer Einfluss ausgeübt, so verschiebt sich das Gleichgewicht in eine Richtung, die diesen Einfluss abschwächt.

26. Lösungen-TV, Flüssigkeit, Gas-ich homogene sist. Bild. Wachstumsohm, Wachstumswiderstand in Ohm und Produkt. Ihr Zusammenspiel.

Eine Lösungsmittelkomponente, die ihr Aggregat nicht verändert. Komp. mit Bildern. Lösungen.

Konzentration - Zahl der Lösung. in-va in Einheiten Volumen oder Masse von ras-ra oder rast-la.
27. Löslichkeit ist die Fähigkeit eines Stoffes, mit anderen Stoffen homogene Systeme zu bilden – Lösungen, in denen der Stoff in Form einzelner Atome, Ionen, Moleküle oder Partikel vorliegt.

Der Wachstumsprozess ist ein komplexer physikalischer und chemischer Prozess. yavl., einer der Physischen. verarbeitet yavl. Diffusionslösung. in-va in das Wachstum dieses Prozesses der spontanen Bewegung. Die Diffusionskraft ist Temp. Bewegung

Die Gründe für die Differenz sind eine Erhöhung der Entropie, die Geschwindigkeit der Lösung. in-va hängt von der Diffusionsgeschwindigkeit ab.

Fayence-Phasenregel
28. Lösung von Gasen in Flüssigkeit. exotherm. Prozess (wenn sich die Gase in der Flüssigkeit lösen).

Henrys Gesetz:

Masse des Gases dis-I bei einer gegebenen Temperatur. Und dieses Flüssigkeitsvolumen. direkt proportional Partialdruck Gas.

Daltonsches Gesetz:

Das Wachstum jeder der Komponenten der Gase der Mischung bei der Post. Temp., proportional Partialdruck flüssige Komponente. und hängt nicht vom Gesamtdruck ab. Mischungen und individuell Komponente.

Gesetz von Sechenov:

In Gegenwart von Elektrolyten das Wachstum von Gas in Flüssigkeit. reduzieren

29.Kollektiv Name Saint-va abhängig von konz. rast-ra, aber nicht abhängig. aus ihrer chem. Komp.

Durch Druck reich Paar Flüssigkeiten namens der Druck, der sich über der Flüssigkeit eingestellt hat, wenn die Verdampfungsrate der Flüssigkeit = die Kondensationsrate von Dampf zu Flüssigkeit ist. 1 Gesetz Raúl. Relative Verringerung des Lösungsmitteldampfdrucks gegenüber der Lösung = Molenbruch des gelösten Stoffes Lösungen untergeordnet diese Gesetz namens Ideal. 2 Gesetz Raúl. Ebulioskopisch. Der Anstieg des Siedepunkts einer Nichtelektrolytlösung ist proportional zur molaren Konzentration des gelösten Stoffes.
, E-Ebullioskopische Konstante. E = Siedepunktserhöhung verursacht durch 1 Mol eines Stoffes gelöst in 1000 g Lösungsmittel. Kryoskopisch. Die Abnahme des Gefrierpunkts einer Nichtelektrolytlösung ist proportional zur molaren Konzentration des gelösten Stoffes.
, K-kryoskopisch \u003d Senkung des Gefrierpunkts von Lösungen, in denen 1 Mol gelöster Nichtelektrolyt pro 1000 g Lösungsmittel enthalten ist.

30. Diffusion und Osmose.

Osmose - Einwegdiffusion von Lösungsmittelmolekülen in Lösung durch eine Membran, die für das Gelöste undurchlässig ist

Reaktionen, geteilt auf der Arbeit Konzentrationen Initial Substanzen vergriffen in Grad Sie stöchiometrisch. bezeichnen wir K* bis K H 2 O. Die Größe wird als Ionenprodukt von Wasser bezeichnet. Ionisch Arbeit Wasser= das Produkt der Konzentration von Wasserstoffkationen mal der Konzentration Hydroxid-Anionen. Wasserdissoziation konstant
. Durch die Änderung der Konzentrationen von Protonen und Hydroxidionen in einer Lösung entsteht ein saures oder alkalisches Milieu. -7 - alkalisch,

>10 -7 - sauer.
. Wasserstoff Indikator (pH) numerisch = der dezimale Logarithmus der Konzentration von Wasserstoffkationen, genommen mit dem entgegengesetzten Vorzeichen.
, wird der Hydroxidindex ähnlich berechnet
. Für eine neutrale Umgebung [pH] \u003d 7, alkalisch - [pH]\u003e 7, sauer - [pH]

38. Hydrolyse von Salzen. Konstante und Grad der Hydrolyse. Hydrolyse- die Reaktion von Salz mit Wasser zu einem schwachen Elektrolyten. Es wird von einer Änderung des pH-Werts des Mediums begleitet. Beispiel Na 2 CO 3 =Na + +CO 3 2– -Dissoziation, CO 3 2– +H 2 O=HCO 3 – +OH – -Hydrolyse. Die Hydrolyse besteht in der chemischen Wechselwirkung gelöster Salzionen mit Wassermolekülen, die zur Bildung führt leicht dissoziiert Verbindungen und Veränderung der Reaktion des Mediums. Quantitative Menge charakterisieren Hydrolyse, wird als Hydrolysegrad h bezeichnet. Grad Hydrolyse- das Verhältnis der Zahl hydrolysiert Salzmoleküle auf die Gesamtzahl seiner gelösten Moleküle. . Abhängigkeit vom Hydrolysegrad. Konzentration Substanzen– je größer die Verdünnung, desto größer der Hydrolysegrad. Temperatur – Je höher die Temperatur, desto stärker die Hydrolyse. Nachtrag Fremde Substanzen- die Einführung von Substanzen, die eine alkalische Reaktion hervorrufen, die Hydrolyse von Salz mit pH > 7 hemmen und die Hydrolyse mit pH verstärken 7 und umgekehrt, saure Substanzen verstärken bei pH > 7 die Hydrolyse und hemmen bei pH 7. Die Natur aufgelöst Substanzen- der Hydrolysegrad hängt von der chem. die Natur des gelösten Salzes. Es gibt 3 Optionen.

42. Kochmethoden:

Ohne r-and (durch Mischen der berechneten Anzahl von r-s; beim Hinzufügen der berechneten Anzahl von tv. in-va zum r-ru)

Nach der p-and-Gleichung

43.Puffer Lösungen- Lösungen, die ihren pH-Wert praktisch nicht ändern, wenn sie mit bestimmten Mengen einer starken Säure oder starken Base verdünnt oder zugesetzt werden

Puffer Kapazität. Sie wird als die einer starken Säure oder Base äquivalente Menge einer Substanz ausgedrückt, die zu 1 Liter einer Pufferlösung gegeben werden muss, um deren pH-Wert um eins zu verschieben.

44. Heterogene Gleichgewichte

Beim Kontakt fest mit einem Lösungsmittel, die Substanz beginnt sich aufzulösen und nach der Etablierung thermodynamisch Gleichgewicht entsteht eine gesättigte Lösung. Im Fall von schwer löslich Elektrolyt in einer wässrigen Lösung, gesättigt mit schwer löslich Elektrolyt.

Löslichkeitsprodukt - Produkt der Ionenkonzentration schwer löslich Elektrolyt in seiner gesättigten Lösung bei konstanter Temperatur und konstantem Druck. Arbeit Löslichkeitswert Konstante.

Ein Niederschlag bildet sich, wenn das Ionenprodukt größer als das Löslichkeitsprodukt ist.

45. ÖVP. Redox Reaktionen- solche Reaktionen, die mit einer Änderung der Oxidationsstufen der Elemente ablaufen, aus denen die Verbindungen bestehen. Die Oxidationsstufe ist die tatsächliche Ladung eines Atoms in einem Molekül, die zu einer Umverteilung führt. Elektronendichte.

46. ​​​​Oxidation - der Prozess des Elektronenverlusts, der zu einem Anstieg des CO führt. Oxidationsmittel: einfach in-va, Atome, die ein großes Elektronegativ haben (F, O. CE); in-va, enthaltend. El-you in max CO; Kationen ich und H.

Reduktionsmittel: einfache in-va-Atome, die ein kleines EO haben; sozherzh. e-Sie sind in der unteren. SO

47.Intermolekular- Umdrehung. CO in verschiedenen Molekülen xl.Proportionierung (ok-l, in-l das gleiche e-t, aber in verschiedenen COs)

Intramolekular -ismus. CO in einem Molekül

2. Klechkovskys Regel (Prinzip der kleinsten Energie). Im Grundzustand ist jedes Elektron so positioniert, dass seine Energie minimal ist. Je kleiner die Summe (n + l), desto geringer ist die Energie des Orbitals. Für einen gegebenen Wert (n + l) hat das Orbital mit dem kleinsten n die niedrigste Energie. Die Energie der Orbitale nimmt in der Reihe zu:

1S
3. Hundsche Regel. Ein Atom im Grundzustand muss innerhalb einer bestimmten Unterebene möglichst viele ungepaarte Elektronen besitzen.

Der Zustand eines Atoms mit der geringstmöglichen Elektronenenergie wird Grundzustand oder nicht angeregter Zustand genannt. Wenn die Atome jedoch Energie von außen erhalten (z. B. bei Bestrahlung, Erwärmung), können die Elektronen der äußeren Elektronenschicht "dampfen" und sich in freie Orbitale bewegen, die durch höhere Energie gekennzeichnet sind. Dieser Zustand des Atoms wird angeregt genannt.

5.Periodisch Gesetz. Die Eigenschaften der Elemente sowie die Struktur und Eigenschaften ihrer Verbindungen stehen in periodischer Abhängigkeit von der Ladung der Kerne ihrer Atome. Die Ordnungszahl eines Elements = die Ladung seines Kerns und die Anzahl der Elektronen. Anzahl der Neutronen = Atommasse - Seriennummer. Jede Periode beginnt mit s - Elementen (s 1 Alkalimetall) und endet mit einem p - Element (s 2 p 6 Edelgas). 1 Periode enthält 2 s - Elemente. 2-3 enthält 2 s-Elemente und 6 p-Elemente. In 4-5 sind d-Elemente zwischen s und p eingeklemmt. Anzahl elektronischer Ebenen = Periodennummer. Bei Elementen der Hauptuntergruppen ist die Anzahl der Elektronen = die Nummer der Gruppe. In der Gruppe von oben nach unten werden metallische Eigenschaften verstärkt. Von links nach rechts werden die nichtmetallischen Eigenschaften (die Fähigkeit, Elektronen aufzunehmen) verbessert. Periodizität von Änderungen in den Eigenschaften von s-, p- und d-Elementen.

Atomchem. Das Element besteht aus 3 grundlegenden Elementarteilchen: positiv geladene Protonen, Neuronen, die keine Ladung haben, und negativ geladene Elektronen. Im Zentrum eines Atoms befindet sich ein Kern, der aus Protonen und Neutronen besteht, und Elektronen kreisen in Umlaufbahnen um ihn herum. Die Anzahl der Elektronen = die Ladung des Kerns. Chemisch Element- eine Atomart mit einer bestimmten Kernladung. Isotope Atome desselben Elements mit gleicher Kernladung, aber unterschiedlicher Masse. Isobaren Atome verschiedener Elemente, die unterschiedliche Kernladungen, aber die gleiche Atommasse haben. Das aktuelle Modell basiert auf 2 grundlegend Prinzipien der Quantenphysik. 1. Ein Elektron hat gleichzeitig die Eigenschaften von Teilchen und Wellen. 2. Teilchen haben keine streng definierten Koordinaten und Geschwindigkeiten. Energie Stufe(Quantenzahl n) ist die Entfernung vom Kern. Mit zunehmendem n nimmt die Energie des Elektrons zu. Die Anzahl der Energieniveaus = die Nummer der Periode, in der sich das Element befindet. Die maximale Elektronenzahl wird durch N = 2n 2 bestimmt. Energie Unterebene bezeichnet mit Buchstaben s (sphärisch), p (hantelförmig), d (Rosette mit 4 Blütenblättern), f (komplexer). Magnetische Quantenzahl-Wechselwirkung einer Elektronenwolke mit äußeren Magnetfeldern. Spinquantenzahl Eigenrotation eines Elektrons um seine Achse .

7. x/s- das Ergebnis der Interaktion Atome fahren. zum Bild. Chem. Moleküle.

8.Energie- notwendig für den Bruch x / c oder bei der Bildung von x / c freigesetzt.

Länge - der kürzeste Abstand zwischen den Kernen wechselwirkender Atome

Sättigungszahl x/s, die Bilder machen können. Ein Atom dieses Elements.

Sättigung - Wertigkeit

Orientierung-streng Lage x/s im 3D-Raum

9.1.Orientierungsintermod. Kommunikation Bei Vorhandensein von 2 oder mehr Geschlechtern. man sagt

2.induction-one pier. Polar, der zweite nicht

3.dispersionsbezogenes Bild. Augenblickliche Dipole (har-n für unpol. Mol.)

10.Inonnaya St.-Ergebnis des Elektrostaten. gegenseitig m / y Ionen (Grenzfall bez. Feld. St.) gesamt elektr. Ein Paar bezieht sich nur auf eine der Interaktionen. Atome.

Polarisation-yavl. Platz Atomdeformationen gefunden. Im Aktionsbereich permanent oder elektr. Molek. Kathode(-) Anode(+)

die Fähigkeit, sich einer Polarisation (Polarisierbarkeit) eines Ions zu unterziehen, Radius.

11.Kov x / s - der Prozess der Vergesellschaftung von Elektronen gefunden. Auf extern Energie Stufe.

Unvollständiges (nicht unterschiedliches H2) polar (NSE)

Bild der Mechanismen.

Austausch- in ein Bild. x/c Teilnahme. Ein Elektron von jedem Atom

Spender-Akzeptor- Spender (elektronisches Paar) Akzeptor (orbital)

Dativ- Vielfalt. Spenderannahme. In dem jedes der Atome gleichzeitig yavl. Sowohl Spender als auch Akzeptor
-Enthalpie x/r = Summe Enthalpie Produktbild r-th hinter Minus- Beträge Enthalpie Arr. Exodus. Sache

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Menge: 23 Karten Format: DOC (Microsoft Office Word)
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Ticket Nummer 1
Periodengesetz und Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev auf der Grundlage von Vorstellungen über die Struktur von Atomen. Der Wert des periodischen Gesetzes für die Entwicklung der Wissenschaft.
1869 formulierte D. I. Mendeleev auf der Grundlage der Analyse der Eigenschaften einfacher Substanzen und Verbindungen das Periodengesetz: *** Formeln in der Datei beim Springen

Die Eigenschaften einfacher Körper ... und Elementverbindungen stehen in periodischer Abhängigkeit von der Größe der Atommassen der Elemente.
Auf der Grundlage des Periodengesetzes wurde das Periodensystem der Elemente erstellt. Darin wurden Elemente mit ähnlichen Eigenschaften zu vertikalen Säulen - Gruppen zusammengefasst. In manchen Fällen war es beim Platzieren von Elementen im Periodensystem notwendig, die Folge zunehmender Atommassen zu unterbrechen, um die Periodizität der Wiederholung von Eigenschaften zu beobachten. So musste ich beispielsweise Tellur und Jod sowie Argon und Kalium „tauschen“.
Der Grund dafür ist, dass Mendelejew das Periodengesetz zu einer Zeit vorschlug, als noch nichts über die Struktur des Atoms bekannt war.
Nachdem im 20. Jahrhundert das Planetenmodell des Atoms vorgeschlagen wurde, wird das Periodengesetz wie folgt formuliert: *** Formeln in der Datei beim Springen
Die Eigenschaften chemischer Elemente und Verbindungen stehen in periodischer Abhängigkeit von den Ladungen der Atomkerne.
Die Ladung des Kerns ist gleich der Nummer des Elements im Periodensystem und der Anzahl der Elektronen in der Elektronenhülle des Atoms.
Diese Formulierung erklärte die "Verletzungen" des Periodischen Gesetzes.
Im Periodensystem ist die Periodenzahl gleich der Anzahl elektronischer Niveaus im Atom, die Gruppenzahl für Elemente der Hauptuntergruppen ist gleich der Zahl der Elektronen in der äußeren Ebene.*** Formeln in der Datei beim Springen
Der Grund für die periodische Änderung der Eigenschaften chemischer Elemente ist die periodische Füllung von Elektronenhüllen. Nach dem Füllen der nächsten Schale beginnt eine neue Periode. Der periodische Wechsel der Elemente zeigt sich deutlich in der Veränderung der Zusammensetzung und Eigenschaften von Oxiden.
Die wissenschaftliche Bedeutung des periodischen Gesetzes. Das Periodengesetz ermöglichte es, die Eigenschaften chemischer Elemente und ihrer Verbindungen zu systematisieren. Bei der Zusammenstellung des Periodensystems sagte Mendeleev die Existenz vieler noch unentdeckter Elemente voraus, ließ ihnen freie Zellen und sagte viele Eigenschaften unentdeckter Elemente voraus, die ihre Entdeckung erleichterten.

Kurz zu den Themen in den Tickets:
Ticketnummer 2
Die Struktur von Atomen chemischer Elemente am Beispiel von Elementen der zweiten Periode und der IV-A-Gruppe des Periodensystems der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev. Regelmäßigkeiten in der Veränderung der Eigenschaften dieser chemischen Elemente und der von ihnen gebildeten einfachen und komplexen Substanzen (Oxide, Hydroxide) in Abhängigkeit von der Struktur ihrer Atome.

Ticketnummer 3.
Arten chemischer Bindungen und Methoden ihrer Bildung in anorganischen Verbindungen: kovalent (polar, unpolar, einfache und mehrfache Bindungen), ionisch, Wasserstoff.

Ticketnummer 4.
Einteilung chemischer Reaktionen in der anorganischen Chemie.
Einteilung nach der Zusammensetzung der Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte.

Ticketnummer 5.

Ticketnummer 5.(ausführlich)
Elektrolyte und Nichtelektrolyte. Elektrolytische Spaltung von anorganischen Säuren, Salzen, Laugen. Grad der Dissoziation.

Ticket Nummer 6.
Reversible und irreversible chemische Reaktionen. Chemisches Gleichgewicht und Bedingungen für seine Verdrängung (Änderung der Konzentration von Reagenzien, Temperatur, Druck).

Ticketnummer 7.
Ionenaustauschreaktionen. Bedingungen für ihre Irreversibilität.

Ticket Nummer 8.
Die Geschwindigkeit chemischer Reaktionen. Faktoren, die die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion beeinflussen (Abhängigkeit der Geschwindigkeit von Art, Konzentration eines Stoffes, Kontaktfläche der Reaktanten, Temperatur, Katalysator).

Ticketnummer 9.
Allgemeine Eigenschaften von Metallen der Hauptuntergruppen der Gruppen I - III (Gruppen I-A - III-A) in Verbindung mit ihrer Position im Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev und den Merkmalen der Struktur ihrer Atome, metallische chemische Bindung, chemische Eigenschaften von Metallen als Reduktionsmittel.

Ticket Nummer 10.
Allgemeine Eigenschaften von Nichtmetallen der Hauptuntergruppen IV - VII (IV-A - VII-A) im Zusammenhang mit ihrer Position im Periodensystem der chemischen Elemente von D. I. Mendeleev und den strukturellen Merkmalen ihrer Atome. Änderungen der Redoxeigenschaften von Nichtmetallen am Beispiel der Elemente der Gruppe VI-A.

Ticket Nummer 11.
Allotropie von Stoffen, Zusammensetzung, Struktur, Eigenschaften allotroper Modifikationen.

Ticket Nummer 12.

Ticket Nummer 12 (ausführlich).
Elektrolyse von Lösungen und Salzschmelzen (am Beispiel von Natriumchlorid). Die praktische Bedeutung der Elektrolyse.

Ticket Nummer 13.
Wasserstoffverbindungen von Nichtmetallen. Muster in der Änderung ihrer Eigenschaften im Zusammenhang mit der Position chemischer Elemente im Periodensystem von D. I. Mendeleev.

Ticket Nummer 14.
Höhere Oxide chemischer Elemente der dritten Periode. Muster in der Änderung ihrer Eigenschaften im Zusammenhang mit der Position chemischer Elemente im Periodensystem von D. I. Mendeleev. Charakteristische chemische Eigenschaften von Oxiden: basisch, amphoter, sauer.

Ticket Nummer 15.
Säuren, ihre Klassifizierung und chemischen Eigenschaften basierend auf dem Konzept der elektrolytischen Dissoziation. Merkmale der Eigenschaften von konzentrierter Schwefelsäure am Beispiel der Wechselwirkung mit Kupfer.

Ticket Nummer 16.
Basen, ihre Einteilung und chemischen Eigenschaften basieren auf Vorstellungen über die elektrolytische Dissoziation.

Ticketnummer 17.
Mittlere Salze, ihre Zusammensetzung, Namen, chemische Eigenschaften (Wechselwirkung mit Metallen, Säuren, Laugen untereinander unter Berücksichtigung der Eigenschaften von Oxidations-Reduktions-Reaktionen und Ionenaustausch).

Ticketnummer 18.
Hydrolyse von Salzen (Zerlegung der ersten Stufe der Hydrolyse von Salzen, die durch eine starke Base und eine schwache Säure, eine schwache Base und eine starke Säure gebildet werden).

Ticketnummer 19.
Korrosion von Metallen (chemisch und elektrochemisch). Möglichkeiten zur Vermeidung von Korrosion.

Ticketnummer 20.
Redoxreaktionen (Zerlegen an Beispielen der Wechselwirkung von Aluminium mit Eisenoxid (III), Salpetersäure mit Kupfer).

Ticket Nummer 21.
Eisen, Stellung im Periodensystem, Atomaufbau, mögliche Oxidationsstufen, physikalische Eigenschaften, Wechselwirkung mit Sauerstoff, Halogene, Lösungen von Säuren und Salzen. Legierungen aus Eisen. Die Rolle des Eisens in der modernen Technologie.

Ticketnummer 22.
Höhere sauerstoffhaltige Säuren chemischer Elemente der dritten Periode, ihre Zusammensetzung und vergleichende Eigenschaften von Eigenschaften.

Ticket Nummer 23.
Allgemeine Methoden zur Gewinnung von Metallen.

Prüfungskarten - Chemie - Ein Grundniveau von - Klasse 11

Ticketnummer 1
1. Periodengesetz und Periodensystem der chemischen Elemente D.I. Mendeleev auf der Grundlage von Vorstellungen über den Aufbau von Atomen. Der Wert des periodischen Gesetzes für die Entwicklung der Wissenschaft.
2. Limit Kohlenwasserstoffe, allgemeine Formel und chemische Struktur der Homologen dieser Reihe. Eigenschaften und Anwendung von Methan.
3. Aufgabe. Berechnung der Masse des Reaktionsprodukts, wenn die Menge des Stoffes oder die Masse eines der Ausgangsstoffe bekannt ist.

Ticketnummer 2
1. Die Struktur von Atomen chemischer Elemente und Regelmäßigkeiten bei der Änderung ihrer Eigenschaften am Beispiel von: a) Elementen der gleichen Periode; b) Elemente einer Hauptuntergruppe.
2. Ungesättigte Kohlenwasserstoffe, allgemeine Formel und chemische Struktur der Homologen dieser Reihe. Eigenschaften und Anwendung von Ethylen.
3. Erfahrung. Bestimmung anhand charakteristischer Reaktionen der drei vorgeschlagenen anorganischen Stoffe.
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1 Die wichtigsten Klassen anorganischer Verbindungen: Oxide, Hydroxide, Säuren, Salze.
2 Das Gesetz der Erhaltung der Materie.
3 Die wichtigsten Arten von Komplexverbindungen (vgl.). Verhalten zu. in wässrigen Lösungen. Instabilität konstant.
4 Nomenklatur komplexer Verbindungen. Koordinationsnummer.
5 Amphotere Hydroxide.
6 Komplexe Verbindungen. Komplexbildner, Liganden.
7 Hydrolyse von Salzen, gebildet durch eine schwache Base und eine starke Säure. Grad der Hydrolyse.
8 Auflösung von Feststoffen. Aus welchen Komponenten besteht die Auflösungswärme eines Feststoffs in einer Flüssigkeit?
9 Arten von Redoxreaktionen.
10 Gesetz der Zusammensetzungskonstanz. Daltoniden, Bertoliden.
11 Kristallisation verdünnter und konzentrierter Lösungen. Kristallhydrat.
12 Ionenaustauschreaktionen. Löslichkeitsprodukt.
13 Gesetz der multiplen Verhältnisse.
14 Elektrochemische Dissoziation von Wasser. Ionisches Produkt von Wasser. Wasserstoffindex.
15 Das Verhältnis von Metallen zu Salz- und Schwefelsäure (verdünnt und konzentriert.
16. Faktoren, die Redoxprozesse beeinflussen. Anordnung der Koeffizienten bei Redoxreaktionen.
17 Das Äquivalenzgesetz. Bestimmung von Äquivalenten einfacher und komplexer Stoffe.
18 Methoden zur Angabe der Konzentration einer Lösung: molar, normal, Titer.
19 Quantenmechanische Theorie der Struktur des Atoms. Louis-de-Broglie-Gleichung. Heisenbergs Unschärferelation.
20 Redoxeigenschaften von Kaliumpermanganat.
21 Die Struktur des Atoms und die Periodizität der Eigenschaften der Elemente.
22 Hydrolyse von Salzen aus einer schwachen Base und einer schwachen Säure.
23 Schwache Elektrolyte. Grad der Dissoziation. Dissoziationskonstante.
24 Das Verhältnis von Metallen zu Salpetersäure.
25 Hydrolyse. Faktoren, die den Hydrolyseprozess beeinflussen.
26 Elektronische Struktur von Atomen. S-, p-, d-, f-Elektronenfamilien von Atomen.
27 Löslichkeit. Auflösung von Gasen, Flüssigkeiten und Feststoffen. Physikalisch-chemische Theorie der Lösungen.
28 Füllung von Atomorbitalen in Atomen mit Erhöhung der Ordnungszahl eines Elements (Klechkovsky-Regel).
29 Dampfdruck über Flüssigkeit. Raoults erstes Gesetz.
30 Nukleares Modell der Struktur des Atoms. Atomkerne, ihre Zusammensetzung. Isotope, Isobaren.
31 Lösungen starker Elektrolyte.
32 Quantenzahlen: Prinzipal, Orbital, Magnet, Spin.
33 Allgemeines Lösungskonzept. Methoden zum Ausdrücken der Konzentration einer Lösung: Molalität, Massenanteil, Titer.
34 Hydrolyse von Salzen, gebildet durch eine starke Base und eine schwache Säure.
35 Osmose. osmotischer Druck.
36 Starke Elektrolyte.
37 Plancks Quantentheorie des Lichts. Bohrs Theorie des Atombaus.
38. Wasser. Physikalische und chemische Eigenschaften von Wasser.
39 Das Äquivalentgesetz. Chemisches Element. Bestimmung von Äquivalenten von Säure, Base, Salz.
40 Zweites Gesetz von Raoult.
41 Elektrodenpotential. Nernst-Gleichung.
42 Chemische Stromquellen (FC, Akkumulatoren, GE).
43 Korrosion (chemisch, elektrochemisch).
44 Methoden zum Schutz von Metallen vor Korrosion.