= СТУДГОРОДОК = Записная книжка первокурсника
ЭКЗАМЕН 1 СЕМЕСТРА
Программа экзамена по курсу "Основы неорганической и экспериментальной химии"
1 семестр, ЕНФ, 2011/2012 уч.год
Химическое равновесие.
Признаки истинного равновесия. Константы равновесия в гомогенных и гетерогенных системах. Равновесные концентрации реагентов и продуктов и понятие об их расчете.
Принцип Ле Шателье и смещение химического равновесия при изменении температуры, давления, концентраций реагентов и продуктов.
Окислительно-восстановительные реакции
(ОВР). Степень окисления атомов и ее изменение в ОВР.Типичные окислители и восстановители. Вещества с окислительной и восстановительной функцией. Роль среды в ОВР. Составление уравнений ОВР с использованием метода электронно-ионных полуреакций.
Стандартный электрохимический потенциал как характеристика окислительно-восстановительных свойств веществ в водном растворе. Критерий направления ОВР в стандартных условиях. Решение расчетных задач.
Общие свойства растворов.
Растворитель и растворенное вещество. Концентрированные и разбавленные растворы. Насыщенный, ненасыщенный и пересыщенный раствор и способы их получения. Растворимость. Тепловой эффект растворения. Диаграммы (политермы) растворимости. Зависимость растворимости газов и кристаллических веществ в жидких растворителях от температуры.
Растворы электролитов и неэлектролитов.
Закон разбавления Оствальда.
Труднорастворимые сильные электролиты и произведение растворимости (ПР). Расчеты с использованием значений ПР. Условия осаждения и растворения осадков. Сдвиг фазовых равновесий в насыщенных растворах труднорастворимых сильных электролитов.
Основные понятия протонной теории
кислот и оснований. Протонные растворители и их ионное произведение. Кислота и основание в протонной теории. Константы кислотности и основности и взаимосвязь между ними. Амфолиты.
Сдвиг протолитических равновесий под действием температуры, концентрации протолита (разбавления) и при введении одноименных ионов продуктов протолиза. Степень протолиза и рН в растворах, близких к бесконечному разбавлению.
Ионное произведение воды. Водородный и гидроксидный показатели кислотности среды. Шкала рН водных растворов.
Сольволиз и гидролиз.
Необратимый гидролиз бинарных соединений. Обратимый гидролиз солей. Сдвиг равновесий гидролиза.
Расчеты значений рН и степени протолиза в случае сильных и слабых кислот и оснований, а также амфолитов.
Строение атомов и Периодический закон
. Атом водорода. Многоэлектронные атомы. Главное, орбитальное, магнитное и спиновое квантовые числа. Атомные орбитали, электронные уровни и подуровни.
Принцип минимума энергии, правило Гунда и принцип Паули. Порядок заселения электронами атомных орбиталей. Правило Клечковского. Электронные формулы и энергетические диаграммы атомов элементов.
Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Периоды и группы. Секции s-, p-, d-
и f-
элементов.
Химическая связь.
Ионная и ковалентная связь. Основные понятия метода валентных связей. Перекрывание электронных орбиталей; сигма-, пи- и дельта-связывание. Кратные связи. Идея гибридизации и геометрия молекул.
Полярность связей и полярность молекул. Дипольный момент химической связи и дипольный момент молекулы.
Понятие о методе молекулярных орбиталей. Водородная связь и межмолекулярное взаимодействие.
Обязательные знания студентов для получения положительной оценки на экзамене 1 семестра
1. Символы химических элементов и их названия. Секции s-, p-, d- и f- элементов в Периодической системе.2. Номенклатура неорганических веществ (формулы и названия, содержащиеся в лекционном курсе, лабораторном практикуме и домашних задачах).
3. Электронные конфигурации атомов по их координатам (номер группы, номер периода) в Периодической системе.
4. Главное, орбитальное и магнитное квантовые числа , связь между ними и числом энергетических уровней, подуровней и атомных орбиталей.
5. Определение типа гибридизации атомных орбиталей и предсказание геометрической формы частиц типа АВ х (молекул или ионов), где А, В - атомы s- и p- элементов.
6. Константа равновесия. Константы кислотности и основности. Принцип Ле Шателье для смещения химического равновесия.
7. Растворимость неорганических веществ. Произведение растворимости. Условие выпадения осадка и его растворения.
8. Составление уравнений реакций следующих типов:
* обменные реакции в водном растворе (молекулярное и ионное уравнение)
* окислительно-восстановительные реакции в водном растворе (молекулярное и ионное уравнение, подбор коэффициентов методом электронно-ионных полуреакций)
* протолитические реакции с участием воды как растворителя
* реакции гидролиза солей, гидролиза бинарных соединений.
9. Состав растворов:
* массовая доля
* молярность (молярная концентрация растворенного вещества)
10. Кислотная, щелочная и нейтральная среда водных растворов. Водородный показатель (рН). Шкала рН для водных растворов.
Что необходимо знать студентам о письменном экзамене по неорганической химии
# Начало экзамена в 9.00 в ауд К-2. Для студентов с кумулятивной оценкой по общей химии за 1 семестр от 15 до 24 баллов начало экзамена в 9.30. Студенты указанной категории имеют право выбрать тип билета для сдачи экзамена : основного уровня (максимальная оценка 50 баллов) либо билеты репродуктивного уровня (максимальная оценка 24 балла).
# Студенты без зачетных книжек к экзамену не допускаются. Если студент не допущен к экзамену из-за отсутствия зачетов или по другим причинам, кафедра может принимать у него экзамен только при наличии письменного разрешения (допуска) деканата.
# Время выполнения письменной работы на экзамене с 9.00 до 12.00 (с 9.30 до 12.30). Во время экзамена разрешено пользоваться справочными таблицами по неорганической химии (выдаются дежурным преподавателем) и микрокалькулятором. Бумагу для выполнения письменной работы студенты получают у дежурного преподавателя вместе с экзаменационным билетом.
# Во время экзамена не разрешается пользоваться мобильным телефоном, электронной записной книжкой, портативным компьютером. Выход студента из аудитории во время экзамена возможен только с разрешения дежурного преподавателя и во всех случаях влечет за собой смену экзаменационного билета.
# Объявление результатов экзамена - в день экзамена, в 15.00 на кафедре неорганической химии. Выдача зачетных книжек - в 15.00, только лично каждому студенту.
# Экзаменационный билет
включает 6 вопросов по следующим темам:
1. Химическое равновесие;
2. Общие свойства растворов, произведение растворимости;
3. Окислительно-восстановительные реакции;
4. Протолитические равновесия, гидролиз;
5. Строение атома и Периодический закон;
6. Химическая связь и строение молекул.
## 2, 3 или 4 вопрос билета представляет собой расчетную задачу
одного из тех типов, которые изучены в 1 семестре.
## расчетная задача сопровождается дополнительным вопросам
, не обязательным для ответа на удовлетворительную или хорошую оценку (выделен курсивом, обведен рамкой).
## Для получения положительной оценки ("удовлетворительно") необходимо дать правильные ответы на все шесть вопросов
(см."Обязательные знания студентов для получения положительной оценки"). Ответы на вопросы должны быть четкими, ясными, обоснованными, химически грамотными (включая правильное изображение формул, уравнений химических реакций, употребление современных символов физико-химических величин, вывод расчетных формул при решении задач и т.п.).
Правильный, полный и обоснованный ответ на дополнительный вопрос служит основанием для отличной оценки работы.
Письменная экзаменационная работа оценивается в баллах
следующим образом:
41-50 баллов - "отлично"
31-40 баллов - "хорошо"
21-30 баллов - "удовлетворительно"
0-20 баллов - "неудовлетворительно"
n1.doc
2. Атомно-молекулярное учение химии.Основные положения сформулированы Ломоносовым в виде капсулярной теории строения вещества-все вещества состоят из мельчайших частиц капсул (молекул) имеющих тот же состав, что и все вещество,и находящиеся в непрерывном движении. Химический элемент – это вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Атом – наименьшая частица химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атом электронейтральная микросистема, подчиняющаяся законам квантовой физики и состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Молекула – наименьшая частица вещества, определяющая его свойства и способная к самостоятельному существованию. Атомы объединяются в молекулу с помощью химических связей, в образовании которых принимают участие в основном внешние (валентные) электроны.
В 1911 году Резерфорд выполняет эксперименты по уточнению строения атома.В 1913 году появляется простейшая планетарная модель "атома водорода" Бора-Резерфорда.
Эта модель и является в настоящее время общепринятой "официальной" моделью атома.
достоинство - это простота.Согласно этой модели атом должен был состоять из компактного положительного ядра и электрона, вращающегося вокруг него по "стационарным круговым орбитам".Эти недостатки просто бросаются в глаза:
1) электрон вокруг атома, согласно решению задачи движения тела в центральном поле, не может двигаться по круговым траекториям. Траектории должны бать эллиптическими.Но эллиптические траектории в такой модели невозможны
Н.Бор Атом может находиться только в особенных стационарных, состояниях, каждому из которых отвечает определенная энергия. В стационарном состоянии атом не излучает электромагнитных волн.
Излучение и поглощение энергии атомом происходит при скачкообразном переходе из одного стационарного состояния в другое.Достоинства:
Объяснила дискретность энергетических состояний водородоподобных атомов.
Теория Бора подошла к объяснению внутриатомных процессов с принципиально новых позиций, стала первой полуквантовой теорией атома.Недостатки
Не смогла объяснить интенсивность спектральных линий.
Справедлива только для водородоподобных атомов и не работает для атомов, следующих за ним в таблице Менделеева.
3.В 1924 г . французский физик Луи де Бройль высказал идею о том, что материя обладает как волновыми, так и корпускулярными свойствами. Согласно уравнению де Бройля (одному из основных уравнений квантовой механики),
т. е. частице с массой m, движущейся со скоростью v соответствует волна длиной?; h - постоянная Планка. Для любой частицы с массой т и известной скоростью v длину волны де Бройля можно рассчитать. Идея де Бройля была экспериментально подтверждена в 1927 г., когда были обнаружены у электронов как волновые, так и корпускулярные свойства. В 1927 г. немецким ученым В. Гейзенбергом был предложен принцип неопределенности, согласно которому для микрочастиц невозможно одновременно точно определить и координату частицы X, и составляющую рх импульса вдоль оси х.Атом с более чем одним электроном представляет собой сложную систему взаимодействующих друг с другом электронов, движущихся в поле ядра.Тем не менее оказывается, что в атоме можно, с хорошей точностью, ввести понятие о состояниях каждого электрона в отдельности как о стационарных состояниях движения электрона в некотором эффективном центрально-симметричном поле, созданном ядром вместе со всеми остальными электронами. Для различных электронов в атоме эти поля, вообще говоря, различны, причем определяться они должны одновременно все, поскольку каждое из них зависит от состояний всех остальных электронов. Такое поле называется самосогласованным.Поскольку самосогласованное поле центрально-симметрично, то каждое состояние электрона характеризуется определенным значением его орбитального момента /.Состояния отдельного электрона при заданном / нумеруются (в порядке возрастания их энергии) с помощью главного квантового числа п, пробегающего значения п=/+1, /+2, ...; такой выбор порядка нумерации устанавливают в соответствии с тем, который принят для атома водорода. Но последовательность возрастания уровней энергии с различными / в сложных атомах, вообще говоря, отличается от имеющей место у атома водорода.
4. Принципы заполнения орбиталей.
1. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами).
Хар-ка ков. св.
Энергия св., длина св., насыщенность, направленность.
12.Метод ВС.
Подразум. Образов. Элект. Плотности посредством обобществления электронов находящимся на внеш. Электрон. Уровне.
Недостатки
Не мог ооъяснить паромагнитные св-ва некоторых соед. (О при t -220 становится житкостью , которая притяг. Магнитом)
Существ. Мол. Ионов (He 2+, H 2+, O 2-)
Положения
Образ. х/с результат перехода электронов с атомных орбиталей на новые уровни обладающие энергией опред. Всеми атом. Молекул
После образ. Мол. Орбит.- атомн. Орб. Теряют свою индивид.
Каждой мол. Орб. Соотв. Опред энергия.
Электроны в молекуле нелокализ. В межядерные пространства 2-х атомов, а наход. В зоне действ ядер
Гибридизация – самопроизв. Процесс выравнивания по формк и энергии.
13. Метод МО
Усовершенствованный вариант метода валентных связей. Базируется на принципах. 1. Химическая связь между атомами осуществляется за счет одной или нескольких электронных пар. 2. При образовании общей электронной пары электронные облака перекрываются. Чем сильнее перекрывание тем прочнее химическая связь. 3. При образовании общей электронной пары спины электронов должны быть антипараллельны. 4. В образовании общих электронных пар могут участвовать только не спаренные электроны атомов. Спаренные электроны для образования связей должны разъединяться. 5. При образовании ковалентной связи из определенного числа электронных облаков двух атомов образуется такое же число электронных облаков молекулы, принадлежащих обоим атомам. 6. При объединении электронных облаков возможно их взаимное перекрывание с образованием связывающих облаков молекулы и взаимное отталкивание с образованием разрыхляющих облаков молекулы. 7. Заполнение орбиталей молекулы электронами происходит в соответствии с принципами минимальной энергии и Паули (В атоме не может быть 2 электронов, имеющих одинаковые значения всех 4 квантовых чисел. На одной орбитали может расположиться не более 2 электронов). 8. связь образуется, когда количество электронов на связывающих орбиталях больше чем на разрыхляющих. Свойства ковалентной связи. Она является прочной. Обладает свойством насыщаемости. Имеет направленность в пространстве.
14.хим. термодинамика изучает энерг. Изменения.рассматр. процессы в сост. Равновесия р-я либо не началась или закончилась и потоки во внеш. Среде отсутствуют.
Термодин. Сист- макроскопическое тело выделенное из окруж среды мыслен. или физ. оболочки.
По кол-ву фаз:
Гомогенные(все компоненты сист. В одной фазе)
Гетерогенные(хим. р-и протекают в разных разделах фаз)
По хар-ру взаимод с окруж. Средой:
Открытые(обмен вещ-м и энергией), Закрытые(обмен энергией), Изолирован.(нет обмена)
Все ТС хар-ся параметрами: давл, темп, оббьем, масса. Термодин. Изучает переход сист. Из одного сост. В другой – процесс: Равновесные любая хим. р-я в сост. Равновесия, Стационарная.
Изобарический(пост. Давл), Изохорический(пост. Оббьем), Изотермический(пост. Темпер)
Энергия ТС: E = K +П+дельта U (внутр.)
Хим. термодин. Базируется на 2-х законах
Закон. Сохр. Энергии – изменение вн. Энерг. Сист. Опред. Кол-ом выделяемой теплоты и совершенной работой
Стандартная энтальпия- энтальпия той р-и в которой 1 моль в-ва образуется из простых в-в устойчив. При станд. Условиях.
15.Первый закон термодинамики
Энтальпия – функция состояния равная внутренней энергии системы + работа расширения. . При постоянном давлении
1 закон -тепловой эффект р-и = теплов. Эф. Обратной р-и , но противоположен по знаку.(чем больше тепл. Эф образования сложн. В-ва, тем оно устойчивее.)
16.закон Гесса.- тепл. Эф. Хим. р-и не зависит от пути по которому она протекает , но зависит от начального и конечного сост. сист.
Следствие
-измен. Энтальпии хим. р-и не зависит от числа промеж. стадий
Высокая изберательность
Способность к регуляции каталитических св-в.
24.
Химическое
равновесие
– состояние системы при котором скорости прямой и обратной реакции равны.
Обратимые-протек. Не до конца и продукты таких р-й взаим. с образов. исх. в-в.
Необратим р-и- протек. до конца, до полного расход. исх. в-в и продукт. р-и(образ. Осадка, газа, воды)
Константа
равновесия хим. реакции = произведению концентраций продуктов реакции, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции, деленному на произведение концентраций исходных веществ, взятых в степенях стехиометрических коэффициентов
25.
процесс идет самопроизвольно в прямом направление, если потенциал уменьшается следовательно константа равновесия больше 1. Концентрация продуктов > концентрации исходных веществ. Если наоборот, то реакция практически не шла. При повышении температуры равновесие сместиться в сторону эндотермической реакции, при понижении в сторону экзотермической. При увеличении давления равновесие смещается в направлении реакции, идущей с уменьшением объема газообразных веществ, при понижении давления в сторону реакции идущей с увеличением объема. При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону прямой реакции.
Принцип Ле-Шателье-Брауна. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие сдвигается в направлении, ослабляющем это воздействие
26. Растворы-тв, жидк., газ-я гомогенная сист. образ. раст-ом, раст-ым в-ом и продук. Их взаимод.
Растворитель-компонент неменяющий свое агрег. сост. при образов. ратворов.
Концентрация- кол-во раствор. в-ва в ед. обьема или массе рас-ра или раст-ля.
27.
Растворимость- способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы - растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц.
Процесс раст-я сложное физико-хим. явл., одним из физич. процессов явл. Диффузия раствор. в-ва в раст-леэтот процесс самопроизвольного движ. Силой диффузии явл. Тепл. Движ.
Причин диф.- увелечение энтропии.скорость раствор. в-ва зависит от скорости диффузии.
Правило фаз фаянса
28.
раств-е газов в жидк. экзотерм. процесс.(при рас-ть газов в жидк.
Закон Генри:
Масса газа рас-я при данной темп. И данном обьеме жидк. прямопропорц. парцеальному давл. газа.
Закон Дальтона:
Раст-ть каждого из компонентов газов смеси при пост. Темп., прямопропорц. парцеальному давл. компонента жидк. и не зависит от общего давл. смеси и индив. компонента.
Закон Сеченова:
В присутсвии электролитов раст-ть газа в жидк. уменьш.
29.Коллегативными назыв. св-ва зависящие от конц. раст-ра, но не зависящ. от их хим. сост.
Давлением
насыщенного
пара
жидкости
наз. давление, которое установилось над жидкостью, когда скорость испарения жидкости = скорости конденсации пара в жидкость.1
закон
Рауля.
Относительное понижение давления пара растворителя над раствором = мольной доле растворенного вещества
Растворы
подчиняющиеся
этому
закону
называются
идеальными
. 2
закон
Рауля.
Эбулиоскопический.
Повышение температуры кипения раствора неэлектролита пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества. 
, Е-эбуллиоскопическая константа. Е= повышению температуры кипения, вызываемому 1 молем вещества, растворенным в 1000 г. растворителя. Криоскопический.
Понижение температуры замерзания раствора неэлектролита пропорционально мольной концентрации растворенного вещества. 
,
К-криоскопическая= понижению температуры замерзания растворов в которых на 1000 г. растворителя приходится 1 моль растворенного неэлектролита.
30.Диффузия и осмос.
Осмос – односторонняя диффузия молекул растворителя в растворе через мембрану, непроницаемую для растворенного
реакции,
деленному
на
произведение
концентраций
исходных
веществ,
взятых
в
степенях
их
стехиометрических.
обозначим
К*
через
К
Н
2
О
величина
называется
ионным
произведением
воды.
Ионное
произведение
воды
=
произведению
концентрации
катионов
водорода
на
концентрацию
гидроксид-анионов.
Константа
диссоциации
воды
.
Изменение
концентраций
протонов
и
гидроксид-ионов
в
растворе
создает
кислую
или
щелочную
среды.
-7
–
щелочная,
>10
-7
–
кислая.
.
Водородный
показатель(рН)
численно
=
десятичному
логарифму
концентрации
катионов
водорода,
взятому
с
обратным
знаком.
,
аналогично
расчитывается
гидроксидный
показатель
.
Для
нейтральной
среды
[рH]
=7,
щелочной
-
[рH]
>7,
кислой
-
[рH]
38. Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Гидролиз – реакция соли с водой с образованием слабого электролита. Сопровождается изменением рН среды. Пример Na 2 CO 3 =Na + +CO 3 2- -диссоциация, CO 3 2- +H 2 O=HCO 3 - +OH - - гидролиз. Гидролиз заключается в химическом взаимодействии ионов растворенной соли с молекулами воды, приводящим к образованию малодиссоциированных соединений и изменению реакции среды. Величина количественно характеризующая гидролиз, называется степенью гидролиза h. Степень гидролиза – отношение числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных ее молекул. . Зависимость степени гидролиза. Концентрация вещества – чем больше разбавление, тем больше степень гидролиза. Температура – чем выше температура, тем сильнее гидролиз. Добавление посторонних веществ – введение веществ дающих щелочную реакцию, подавляет гидролиз соли с рН > 7 и усиливает гидролиз с рН 7, и наоборот вещества дающие кислую реакцию среды, увеличивает гидролиз с рН > 7 и подавляет с рН 7. природа растворенного вещества – степень гидролиза зависит от хим. природы растворенной соли. Возможны 3 варианта.
42.способы приготовления :
Без р-и(смешением расщитанных кол-в р-ов; при добавлении расщит. кол-ва тв. в-ва к р-ру)
По уравнению р-и
43.Буферные растворы – растворы которые практически не изменяют свое значение рН при разбавлении или добавлении к ним определенных количеств сильной кислоты или сильного основания
Буферная емкость. Выражается количеством вещества эквивалента сильной кислоты или основания, которое необходимо добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы сместить значение его рН на единицу.
44.Гетерогенные равновесия
При соприкосновении твердого вещества с растворителем вещество начинает растворяться и по установлении термо¬динамического равновесия образуется насыщенный раствор. В случае малорастворимого электролита в водном растворе, насыщенном относительно малорастворимого электролита.
Произведение растворимости - произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости-величина постоянная.
Осадок будет выпадать если ионное произведение больше чем произведение растворимости
45.ОВП. Окислительно-восстановительные реакции – такие реакции которые протекают с изменением степеней окисления элементов, входящих в состав соединений. Степень окисления- фактический заряд атома в молекуле образующийся в результате перераспред. электронной плотности.
46.Окисление- процесс потери электронов, приводящий к повышению СО. Окислители:простые в-ва, атомы которые имеют большую электроотрицат.(F , O . CE );в-ва , содерж. Эл-ты в max СО;катионы ме и Н.
Восстановители:простые в-ва атомы которых имеют малую ЭО;сожерж. э-ты в низш. СО
47.Межмолекулярные- изм. СО в разных молекулах иксл.конпропорционирование(ок-ль, в-ль один и тот же эл-т но в разных СО)
Внутримолекулярные -изм. СО в одной молекуле
2. Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n. Энергия орбиталей возрастает в ряду:
1S
3. Правило Хунда. Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.
Состояние атома с минимально возможной энергией электронов в нем называется основным, или невозбужденным, состоянием. Однако, если атомы получают энергию извне (например, при облучении, нагревания), то электроны внешнего электронного слоя могут ``распариваться"" и переходить на свободные орбитали, характеризующиеся большей энергией. Такое состояние атома называется возбужденным.
5.Периодический закон. Свойства элементов, а также строение и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов. Порядковый номер элемента = заряду его ядра и количеству электронов. Число нейтронов = атомная масса – порядковый номер. Каждый период начинается s - элементов (s 1 щелочной металл) и заканчивается p – элементом (s 2 p 6 инертный газ). 1 период содержит 2 s – элемента. 2-3 содержит по 2 s – элемента и 6 р – элементов. В 4-5 между s и p вклиниваются d элементы. Число электронных уровней = номеру периода. Для элементов главных подгрупп число электронов = номеру группы. В группе сверху вниз усиливаются металлические свойства. Слева на право усиливаются не металлические свойства (способность принимать электроны). Периодичность изменения свойств s-, p- и d элементов.
Атом хим. элемента состоит из 3 основных элементарных частиц: положительно заряженных протонов, не имеющих заряда нейронов и отрицательно заряженных электронов. В центре атома находится ядро состоящее из протонов и нейтронов, а вокруг него вращаются по орбиталям электроны. Число электронов = заряду ядра. Химический элемент – вид атома с определенным зарядом ядра. Изотопы – атомы одного и того же элемента, имеющих одинаковый заряд ядра, но разную массу. Изобары – атомы разных элементов имеющие разный заряд ядра, но одинаковую атомную массу. Современная модель основана на 2 фундаментальных принципах квантовой физики. 1. электрон имеет свойства и частицы и волны одновременно. 2. частицы не имеют строго определенных координат и скоростей движения. Энергетический уровень (квантовое число n) – расстояние от ядра. С увеличением n энергия электрона возрастает. Число энергетических уровней = номеру периода в котором находится элемент. Максимальное число электронов определяется N=2n 2 . Энергетический подуровень обозначают буквами s (сферическая), p (гантелеобразная), d (4 лепестковая розетка), f (более сложная). Магнитное квантовое число взаимодействие электронного облака с внешними магнитными полями. Спиновое квантовое число собственное вращение электрона вокруг своей оси .
7. х/с- результат взаимод. атомов привод. к образ. хим. молекул.
8.энергия- необходимая для разрыва х/ c или выделяемая при образовании х/с.
Длина-кратчайшее расстояние между ядрами взаимод.атомов
Насыщенность-число х/с которое может образ. Атом данного эл-та.
Насыщенность- валентность
Направленность-строгое располож. х/с в трехмерном пространстве
9.1.оринтационные-взаимод. Связ. С наличием 2-х или более пол. мол.
2.индукционные-одна мол. Полярна, вторая нет
3.дисперсионные-связанна с образ. Мгновенных диполей(хар-н для непол. Мол.)
10.Инонная св.-результат электростат. взаим. м/у ионами.(предельный случай ков. пол. св.)общая электр. Пара относится только к одному из взаимод. Атомов.
поляризация-явл. Простран. Деформации атома наход. В зоне действ. постоянного или электр. Молек. катод(-) анод(+)
способность подвергатся поляризации(поляризуемость)а иона, радиуса.
11.Ков х/с- процесс обобществления электронов наход. На внеш. Энергитич. Уровне.
Непол.(неотлич Н2) полярн(НСЕ)
Механизмы образ.
Обменный- в образ. х/ c участв. По одному электрону от каждого атома
Донорно-акцепторный- донор(электр. Пара) акцептор(орбиталь)
Дативный-
разновид.
Донорно-акцеп.
При
котором
каждый
из
атомов
одновременно
явл.
И
донором
и
акцептором
-энтальпия
х/р
=
сумма
энтальпий
образ.продуктов
р-й
за
вычетом
суммы
энтальпий
обр.
исход.
вещ.
Формат:
DOC (Microsoft Office Word)
Количество:
23 билетаФормат:
DOC (Microsoft Office Word)
Количество:
23 билета
Билет №1
Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки.
В 1869 г. Д. И. Менделеев на основе анализа свойств простых веществ и соединений сформулировал Периодический закон:***формулы в файле при скачке
Свойства простых тел… и соединений элементов находятся в периодической зависимости от вели¬чины атомных масс элементов.
На основе периодического закона была составлена периодическая система элементов. В ней элементы со сходными свойствами оказались объединены в верти¬кальные столбцы - группы. В некоторых случаях при размещении элементов в Периодической системе приходилось нарушать последовательность возрастания атомных масс, чтобы соблюдалась периодичность повторения свойств. Например, пришлось \»поменять местами\» теллур и йод, а также аргон и калий.
Причина состоит в том, что Менделеев предложил периодической закон в то время, когда не было ничего известно о строении атома.
После того, как в XX веке была предложена планетарная модель атома, периодический закон формулируется следующим образом:***формулы в файле при скачке
Свойства химических элементов и соединений на¬ходятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер.
Заряд ядра равен номеру элемента в периодической системе и числу электронов в электронной оболочке атома.
Эта формулировка объяснила \»нарушения\» Перио¬дического закона.
В Периодической системе номер периода равен числу электронных уровней в атоме, номер группы для элементов главных подгрупп равен числу электронов на внешнем уровне.***формулы в файле при скачке
Причиной периодического изменения свойств химиче¬ских элементов является периодическое заполнение электронных оболочек. После заполнения очередной оболочки начинается новый период. Периодическое изменение элементов ярко видно на изменении состава и свойств и свойств оксидов.
Научное значение периодического закона. Периоди¬ческий закон позволил систематизировать свойства хи¬мических элементов и их соединений. При составлении периодической системы Менделеев предсказал сущест¬вование многих еще не открытых элементов, оставив для них свободные ячейки, и предсказал многие свойст¬ва неоткрытых элементов, что облегчило их открытие.
Кратко о темах в билетах:
Билет №2
Строение атомов химических элементов на примере элементов второго периода и IV-A группы периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева. Закономерности в изменении свойств этих химических элементов и образованных ими простых и сложных веществ (оксидов, гидроксидов) в зависимости от строения их атомов.
Билет №3.
Виды химической связи и способы ее образования в неорганических соединениях: ковалентная (полярная, неполярная, простые и кратные связи), ионная, водородная.
Билет №4.
Классификация химических реакций в неорганической химии.
Классификация по составу исходных веществ и продуктов реакции.
Билет №5.
Билет №5.
(углубленный)
Электролиты и неэлектролиты. Электролическая диссоциация неорганических кислот, солей, щелочей. Степень диссоциации.
Билет №6.
Обратимые и необратимые химические реакции. Химическое равновесие и условия его смещения (изменение концентрации реагентов, температуры, давления).
Билет №7.
Реакции ионного обмена. Условия их необратимости.
Билет №8.
Скорость химических реакций. Факторы, влияющие на скорость химической реакции (зависимость скорости от природы, концентрации вещества, площади поверхности соприкосновения реагирующих веществ, температуры, катализатора).
Билет №9.
Общая характеристика металлов главных подгрупп I – III групп (I-A – III-A групп) в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенности строение их атомов, металлическая химическая связь, химические свойства металлов как восстановителей.
Билет №10.
Общая характеристика неметаллов главных подгрупп IV – VII групп (IV-A – VII-A) в связи с их положением в периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и особенностями строения их атомов. Изменение окислительно-восстановительных свойств неметаллов на примере элементов VI-A группы.
Билет №11.
Аллотропия веществ, состав, строение, свойства аллотропных модификаций.
Билет №12.
Билет №12 (углубленно).
Электролиз растворов и расплавов солей (на примере хлорида натрия). Практическое значение электролиза.
Билет №13.
Водородные соединения неметаллов. Закономерности в изменении их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе Д. И. Менделеева.
Билет №14.
Высшие оксиды химических элементов третьего периода. Закономерности в изменении их свойств в связи с положением химических элементов в периодической системе Д. И. Менделеева. Характерные химические свойства оксидов: основных, амфотерных, кислотных.
Билет №15.
Кислоты, их классификация и химические свойства на основе представлений об электролитической диссоциации. Особенности свойств концентрированной серной кислоты на примере взаимодействия с медью.
Билет №16.
Основания, их классификация и химические свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.
Билет №17.
Средние соли, их состав, названия, химические свойства (взаимодействие с металлами, кислотами, щелочами, друг с другом с учетом особенностей реакций окисления-восстановления и ионного обмена).
Билет №18.
Гидролиз солей (разобрать первую стадию гидролиза солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой, слабым основанием и сильной кислотой).
Билет №19.
Коррозия металлов (химическая и электрохимическая). Способы предупреждения коррозии.
Билет №20.
Окислительно-восстановительные реакции (разобрать на примерах взаимодействия алюминия с оксидом железа (III), азотной кислоты с медью).
Билет №21.
Железо, положение в периодической системе, строение атома, возможные степени окисления, физические свойства, взаимодействие с кислородом, галогенами, растворами кислот и солей. Сплавы железа. Роль железа в современной технике.
Билет №22.
Высшие кислородосодержащие кислоты химических элементов третьего периода, их состав и сравнительная характеристика свойств.
Билет №23.
Общие способы получения металлов.
Экзаменационные билеты - Химия - Базовый уровень - 11 класс
Билет № 1
1. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки.
2. Предельные углеводороды, общая формула и химическое строение гомологов данного ряда. Свойства и применение метана.
3. Задача. Вычисление массы продукта реакции, если известно количество вещества или масса одного из исходных веществ.
Билет № 2
1. Строение атомов химических элементов и закономерности в изменении их свойств на примере: а) элементов одного периода; б) элементов одной главной подгруппы.
2. Непредельные углеводороды, общая формула и химическое строение гомологов данного ряда. Свойства и применение этилена.
3. Опыт. Определение с помощью характерных реакций каждого из трех предложенных неорганических веществ.
Скачать и читать Экзаменационные билеты - Химия - Базовый уровень - 11 класс
1 Важнейшие классы неорганических соединений: оксиды, гидроксиды, кислоты, соли.
2 Закон сохранения материи.
3 Основные типы комплексных соединений (к. с.). Поведение к. с. в водных растворах. Константа нестойкости.
4 Номенклатура комплексных соединений. Координационное число.
5 Амфотерные гидроксиды.
6 Комплексные соединения. Комплексообразователь, лиганды.
7 Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой. Степень гидролиза.
8 Растворение твердых веществ. Из каких слагаемых состоит теплота растворения твердого вещества в жидкости?
9 Типы окислительно-восстановительных реакций.
10 Закон постоянства состава. Дальтониды, бертолиды.
11 Кристаллизация разбавленных и концентрированных растворов. Кристаллогидрат.
12 Ионнообменные реакции. произведение растворимости.
13 Закон кратных отношений.
14 Электрохимическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель.
15 Отношение металлов к соляной и серной кислотам (разбавленной и концентрированной.
16. Факторы, влияющие на окислительно-восстановительные процессы. Расстановка коэффициентов в окислительно-восстановительных реакциях.
17 Закон эквивалентов. Определение эквивалентов простых и сложных веществ.
18 Способы выражения концентрации раствора: молярная, нормальная, титр.
19 Квантово-механическая теория строения атома. Уравнение Луи де Бройля. Принцип неопределенности Гейзенберга.
20 Окислительно-восстановительные свойства перманганата калия.
21 Структура атома и периодичность свойств элементов.
22 Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой.
23 Слабые электролиты. Степень диссоциации. Константа диссоциации.
24 Отношение металлов к азотной кислоте.
25 Гидролиз. Факторы, влияющие на процесс гидролиза.
26 Электронная структура атомов. S-, p-, d-, f-электронные семейства атомов.
27 Растворимость. Растворение газов, жидкостей и твердых тел. Физико-химическая теория растворов.
28 Заполнение атомных орбиталей в атомах с возрастанием порядкового номера элемента (правило Клечковского).
29 Давление пара над жидкостью. Первый закон Рауля.
30 Ядерная модель строения атома. Атомные ядра, их состав. Изотопы, изобары.
31 Растворы сильных электролитов.
32 Квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное, спиновое.
33 Общее понятие о растворах. Способы выражения концентрации раствора: моляльность, массовая доля, титр.
34 Гидролиз солей, образованных сильным основанием и слабой кислотой.
35 Осмос. Осмотическое давление.
36 Сильные электролиты.
37 Квантовая теория света Планка. Теория строения атома Бора.
38. Вода. Физические и химические свойства воды.
39 Закон эквивалентов. Химический элемент. Определение эквивалентов кислоты, основания, соли.
40 Второй закон Рауля.
41 Электродный потенциал. Уравнение Нернста.
42 Химические источники тока (ТЭ, аккумуляторы, ГЭ).
43 Коррозия (химическая, электрохимическая).
44 Методы защиты металлов от коррозии.
