= CAMPUS = Caietul bobocului

examen semestrul I
Programul de examen pentru cursul „Fundamentele chimiei anorganice și experimentale”

1 semestru, JNF, an universitar 2011/2012

echilibru chimic. Semne de echilibru adevărat. Constante de echilibru în sisteme omogene și eterogene. Concentrațiile de echilibru ale reactanților și produșilor și conceptul de calcul al acestora.
Principiul lui Le Chatelier și schimbarea echilibrului chimic cu modificări de temperatură, presiune, concentrații de reactivi și produse.

Reacții redox(OVR). Starea de oxidare a atomilor și modificarea acesteia în OVR.Agenți oxidanți și reducători tipici. Substanțe cu funcții oxidante și reducătoare. Rolul mediului în OVR. Compilarea ecuațiilor OVR folosind metoda semireacțiilor electron-ion.
Potențialul electrochimic standard ca caracteristică a proprietăților redox ale substanțelor în soluție apoasă. Criterii de direcție a OVR în condiții standard. Rezolvarea problemelor de calcul.

Proprietățile generale ale soluțiilor. Solvent și dizolvat. soluții concentrate și diluate. Soluție saturată, nesaturată și suprasaturată și metode de preparare a acestora. Solubilitate. Efectul termic al dizolvării. Diagrame (politerme) de solubilitate. Dependența solubilității gazelor și substanțelor cristaline în solvenți lichizi de temperatură.
Soluții de electroliți și neelectroliți. Legea diluției lui Ostwald.
Electroliți puternici puțin solubili și produsul de solubilitate (PR). Calcule folosind valori PR. Condiții de precipitare și dizolvare. Schimbarea echilibrului de fază în soluții saturate de electroliți puternici puțin solubili.
Concepte de bază ale teoriei protonilor acizi si baze. Solvenți protici și produsul lor ionic. Acid și bază în teoria protonilor. Constantele de aciditate și bazicitate și relația dintre ele. Amfoliți.
Schimbarea echilibrelor protolitice sub acțiunea temperaturii, a concentrației de protoliți (diluare) și cu introducerea ionilor de produs de protoliză cu același nume. Gradul de protoliză și pH-ul în soluții apropiate de diluția infinită.
Produs ionic al apei. Indicatori de hidrogen și hidroxid de aciditate medie. Scala de pH pentru soluții apoase.
Solvoliză și hidroliză. Hidroliza ireversibilă a compuşilor binari. Hidroliza reversibilă a sărurilor. Schimbarea echilibrului de hidroliză.
Calcule ale valorilor pH-ului și gradului de protoliză în cazul acizilor și bazelor puternice și slabe, precum și a amfoliților.

Structura atomilor și legea periodică. Atom de hidrogen. Atomi multi-electroni. Principalul lucru este numerele cuantice orbitale, magnetice și de spin. Orbitali atomici, niveluri electronice și subniveluri.
Principiul energiei minime, regula lui Hund și principiul lui Pauli. Ordinea populației orbitalilor atomici după electroni. regula lui Klechkovsky. Formule electronice și diagrame energetice ale atomilor elementelor.
Sistemul periodic al elementelor chimice al lui D. I. Mendeleev. perioade și grupuri. Secțiuni s-, p-, d-și f- elemente.
Legătură chimică. Legături ionice și covalente. Concepte de bază ale metodei legăturilor de valență. Orbiti de electroni suprapusi; legături sigma, pi și delta. Conexiuni multiple. Ideea de hibridizare și geometrie a moleculelor.
Polaritatea legăturilor și polaritatea moleculelor. Momentul dipol al unei legături chimice și momentul dipol al unei molecule.
Conceptul metodei orbitalilor moleculari. Legătura de hidrogen și interacțiunea intermoleculară.

Cunoștințe necesare studenților pentru a obține o notă pozitivă la examenul din primul semestru

1. Simboluri elementele chimice și denumirea acestora. Secțiuni s-, p-, d-și f- elemente din sistemul periodic.
2. Nomenclatură substanțe anorganice (formule și denumiri cuprinse în cursul de curs, atelierul de laborator și temele pentru acasă).
3. Configurații electronice atomii după coordonatele lor (numărul grupului, numărul perioadei) în sistemul periodic.
4. Principal, orbital și magnetic numere cuantice, relația dintre ele și numărul de niveluri de energie, subniveluri și orbitali atomici.
5. Definiție tip de hibridizare orbitalii atomici și predicția formei geometrice a particulelor de tip AB X(molecule sau ioni), unde A, B sunt atomi s-și p- elemente.
6. Constanta de echilibru. Constantele de aciditate și bazicitate. Principiul lui Le Chatelier pentru a schimba echilibrul chimic.
7. Solubilitate substante anorganice. Produs de solubilitate. Condiția de precipitare și dizolvarea acesteia.
8. Întocmirea ecuațiilor de reacție următoarele tipuri:
* reacții de schimb în soluție apoasă (ecuație moleculară și ionică)
* reacții redox într-o soluție apoasă (ecuația moleculară și ionică, selecția coeficienților prin metoda semireacțiilor electron-ion)
* reacții protolitice care implică apa ca solvent
* reacții de hidroliză a sărurilor, hidroliza compușilor binari.
9. Compoziția soluțiilor:
* fractiune in masa
* molaritatea (concentrația molară a unei substanțe dizolvate)
10. Mediu acid, alcalin și neutru solutii apoase. Indicele de hidrogen (pH). Scala de pH pentru soluții apoase.

Ce trebuie să știe studenții despre examenul scris de chimie anorganică

# Examenul începe la ora 9.00 în sala K-2. Pentru studenții cu nota cumulativă la chimie generală pe 1 semestru de la 15 la 24 de puncte, examenul începe la ora 9.30. Elevii din categoria specificată au dreptul de a alege tipul de bilet pentru susținerea examenului: nivel principal (punctaj maxim 50 de puncte) sau bilete nivelul reproductiv (scor maxim 24 de puncte).

# Studenții fără carnet de credite nu au voie să susțină examenul.În cazul în care un student nu are voie să susțină un examen din lipsă de credite sau din alte motive, catedra poate susține un examen de la acesta numai cu permisiunea (permisiunea) scrisă a decanatului.

# Timpul de scriere a examenului de la 9.00 la 12.00(de la 9.30 la 12.30). În timpul examenului este permisă folosirea tabelelor de referință de chimie anorganică (eliberate de profesorul de gardă) și a unui microcalculator. Elevii primesc hârtie pentru redactarea lucrărilor de la profesorul de gardă împreună cu biletul de examen.

# În timpul examenului nepermis utilizați un telefon mobil, un notebook electronic, un laptop. Elev care părăsește sala de clasăîn timpul examenului este posibilă numai cu permisiunea profesorului de gardă și în toate cazurile implică modificarea biletului de examen.

# Anunțul rezultatelor examen - în ziua examenului, la ora 15.00 la Catedra de Chimie Anorganică. Eliberarea carnetelor de teste – la ora 15.00, doar personal pentru fiecare elev.

# Biletul de examen include 6 întrebări pe următoarele subiecte:
1. Echilibrul chimic;
2. Proprietăți generale ale soluțiilor, produs de solubilitate;
3. Reacții redox;
4. Echilibre protolitice, hidroliza;
5. Structura atomului și Legea periodică;
6. Legătura chimică și structura moleculelor.
## Întrebarea biletului 2, 3 sau 4 reprezintă problema de calcul unul dintre acele tipuri care au fost studiate în semestrul I.
## sarcina de calcul este însoțită de întrebări suplimentare, opțional pentru un răspuns satisfăcător sau bun (evidențiat cu italice, încadrat).

## Pentru a primi o evaluare pozitivă („satisfăcător”), trebuie să acordați răspunsuri corecte la toate cele șase întrebări(Vezi „Cunoștințele necesare elevilor pentru a primi o notă pozitivă”). Răspunsurile la întrebări trebuie să fie clare, clare, justificate, alfabetizate din punct de vedere chimic (inclusiv reprezentarea corectă a formulelor, ecuațiilor reacțiilor chimice, utilizarea simbolurilor moderne ale mărimilor fizice și chimice, derivarea formulelor de calcul la rezolvarea problemelor etc.).
Un răspuns corect, complet și rezonabil la o întrebare suplimentară servește drept bază pentru o evaluare excelentă a lucrării.

Se evaluează lucrările de examen scris în puncte in felul urmator:
41-50 de puncte - „excelent”
31-40 de puncte - „bine”
21-30 puncte - „satisfăcător”
0-20 puncte - „nesatisfăcător”

Spurs în chimie (document)

n1.doc

2. Doctrina atomo-moleculară a chimiei.

Principalele prevederi au fost formulate de Lomonosov sub forma unei teorii capsulare a structurii materiei - toate substanțele constau din cele mai mici particule de capsule (molecule) care au aceeași compoziție cu întreaga substanță și sunt în mișcare continuă. Chimic element Un tip de atom cu aceeași sarcină nucleară pozitivă. Atom - cea mai mică particulă a unui element chimic, care este purtătoarea proprietăților sale. Un atom este un microsistem neutru din punct de vedere electric care respectă legile fizicii cuantice și este format dintr-un nucleu încărcat pozitiv și electroni încărcați negativ. Moleculă - cea mai mică particulă a unei substanțe care îi determină proprietățile și este capabilă de existență independentă. Atomii sunt combinați într-o moleculă cu ajutorul legăturilor chimice, la formarea căreia iau parte în principal electroni externi (de valență).

În 1911, Rutherford a efectuat experimente pentru a rafina structura atomului.În 1913, a apărut cel mai simplu model planetar al „atomului de hidrogen” al lui Bohr-Rutherford.

Acest model este în prezent modelul „oficial” general acceptat al atomului.

avantajul este simplitatea. Conform acestui model, atomul ar fi trebuit să fie format dintr-un nucleu pozitiv compact și un electron care se rotește în jurul lui în „orbite circulare staționare.” Aceste neajunsuri sunt pur și simplu izbitoare:

1) un electron în jurul unui atom, conform soluției problemei mișcării corpului într-un câmp central, nu se poate deplasa pe traiectorii circulare. Traiectorii trebuie să fie eliptice, dar traiectorii eliptice nu sunt posibile într-un astfel de model.

N. Bor Un atom poate fi doar în stări staționare speciale, fiecare dintre ele corespunzând unei anumite energii. Într-o stare staționară, un atom nu radiază unde electromagnetice.

Emisia și absorbția de energie de către un atom are loc în timpul unei tranziții asemănătoare unui salt de la o stare staționară la alta. Avantaje:

Ea a explicat caracterul discret al stărilor energetice ale atomilor asemănătoare hidrogenului.

Teoria lui Bohr a abordat explicația proceselor intra-atomice din poziții fundamental noi și a devenit prima teorie semi-cuantică a atomului. dezavantaje

Nu s-a putut explica intensitatea liniilor spectrale.

Valabil numai pentru atomii de tip hidrogen și nu funcționează pentru atomii care îl urmează în tabelul periodic.

3.B1924 G. Fizicianul francez Louis de Broglie a propus ideea că materia are atât proprietăți ondulatorii, cât și proprietăți ale particulelor. Conform ecuației de Broglie (una dintre ecuațiile de bază ale mecanicii cuantice),

adică, o particulă cu masa m care se mișcă cu viteza v corespunde unei unde de lungime ?; h este constanta lui Planck. Pentru orice particulă cu masa m și viteza cunoscută v, lungimea de undă de Broglie poate fi calculată. Ideea lui De Broglie a fost confirmată experimental în 1927, când au fost descoperite atât proprietățile ondulatorii, cât și cele corpusculare în electroni. În 1927, omul de știință german W. Heisenberg a propus principiul incertitudinii, conform căruia este imposibil ca microparticulele să determine simultan cu exactitate atât coordonatele particulei X, cât și componenta momentului px de-a lungul axei x. Un atom cu mai mult de un electron este un sistem complex de electroni care interacționează între ei, mișcându-se în câmpul nucleului.Cu toate acestea, se dovedește că într-un atom este posibil, cu bună precizie, să se introducă conceptul stărilor fiecărui electron separat ca stări staționare. a mișcării electronilor într-un câmp eficient simetric central creat de nucleu împreună cu toți ceilalți electroni. Pentru diferiți electroni dintr-un atom, aceste câmpuri sunt, în general, diferite și trebuie determinate toate simultan, deoarece fiecare dintre ele depinde de stările tuturor celorlalți electroni. Un astfel de câmp se numește autoconsistent. Deoarece câmpul autoconsistent este simetric central, atunci fiecare stare a unui electron este caracterizată de o anumită valoare a momentului său orbital /. Stările unui electron individual pentru un anumit / sunt numerotate ( în ordinea crescătoare a energiei lor) folosind numărul cuantic principal n, valoarea curentă n \u003d / +1, /+2, ...; o astfel de alegere a ordinii de numerotare este stabilită în conformitate cu cea adoptată pentru atomul de hidrogen. Dar succesiunea creșterii nivelurilor de energie cu diferiți / în atomi complecși, în general, diferă de cea care are loc în atomul de hidrogen.

4. Principiile umplerii orbitale.

1. Principiul Pauli. Nu pot exista doi electroni într-un atom, pentru care valorile tuturor numerelor cuantice (n, l, m, s) ar fi aceleași, adică. Fiecare orbital nu poate conține mai mult de doi electroni (cu spini opuși).

Har-ka kov. Sf.

Sf. energie, Sf. lungime, saturație, directivitate.

12. Metoda soarelui.

Implicit. Imagini. Elekt. Densitatea prin socializarea electronilor situati pe exterior. Electron. nivel.

dezavantaje

Nu am putut explica proprietățile paramagnetice ale unor Comm. (O la t -220 devine fluid, care este atras de un magnet)

Creaturi. Mol. Ioni (He 2+, H 2+, O 2-)

Reguli

Imagine. x / s rezultatul tranziției electronilor de la orbitalii atomici la noi niveluri cu energie definită. Tot atom. Moleculă

După imagine. Mol. Orbital - atomic Orb. Își pierd individualitatea.

Fiecare mol. Orb. Resp. Definiți energia.

Electronii dintr-o moleculă sunt nelocalizați. În spațiile internucleare a 2 atomi, și găsit. În zona de acţiune a nucleelor

Hibridizarea este spontană. Procesul de aliniere a formei și energiei.

13. Metoda MO

O versiune îmbunătățită a metodei legăturilor de valență. Bazat pe principii. 1. Legătura chimică dintre atomi se realizează datorită uneia sau mai multor perechi de electroni. 2. Când se formează o pereche de electroni comună, norii de electroni se suprapun. Cu cât suprapunerea este mai puternică, cu atât legătura chimică este mai puternică. 3. Când se formează o pereche de electroni comună, spinurile electronilor trebuie să fie antiparalele. 4. Doar electronii neperechi ai atomilor pot participa la formarea perechilor de electroni comuni. Electronii perechi trebuie separați pentru a forma legături. 5. Când se formează o legătură covalentă dintr-un anumit număr de nori de electroni a doi atomi, se formează același număr de nori de electroni ai unei molecule aparținând ambilor atomi. 6. Atunci când norii de electroni se combină, suprapunerea lor reciprocă cu formarea norilor de legare a moleculei și respingerea reciprocă cu formarea norilor de afânare ai moleculei este posibilă. 7. Umplerea orbitalilor moleculei cu electroni are loc în conformitate cu principiile energiei minime și Pauli (Nu pot exista 2 electroni într-un atom care să aibă aceleași valori pentru toate cele 4 numere cuantice. Nu mai mult de 2 electroni pot fi localizați pe un orbital). 8. O legătură se formează atunci când numărul de electroni din orbitalii de legătură este mai mare decât în ​​orbitalii de slăbire. Proprietățile unei legături covalente. Ea este durabilă. Are proprietatea de saturație. Are direcție în spațiu.

14.chim. termodinamica studiază energia. Modificări.considerate. procese în comp. Echilibrul r-i fie nu a început, fie s-a încheiat și curge în exterior. Miercuri lipsesc.

Termodină. Sist este un corp macroscopic izolat de mediul mental. sau fizice. scoici.

După numărul de faze:

Omogen (toate componentele sistemului într-o fază)

Eterogene (p-și debit chimic în faze diferite)

Prin natura interacțiunii cu mediul. Miercuri:

Deschis (schimb de lucruri și energie), Închis (schimb de energie), Izolat (fără schimb)

Toate vehiculele sunt caracterizate de parametri: presiune, ritm, volum, masă. Termodină. Studierea tranziției sistemului. Dintr-o comp. În celălalt - procesul: Echilibru orice substanță chimică. r-I în comp. Echilibru, staționar.

Izobar (presiune constantă), izocoric (volum constant), izotermic (temperatura constantă)

Energia TC: E = K + P + delta U (internă)

Chim. termodină Pe baza a 2 legi

Lege. salva Energie - modificare ext. Energie Syst. Def. Număr de căldură degajată și funcționare perfectă

Entalpia standard este entalpia acelui p-și în care se formează 1 mol de v-va din v-in simplu este stabil. La std. conditii.

15. Prima lege a termodinamicii

Entalpie este funcția de stare egală cu energia internă a sistemului + lucrul de expansiune. . La presiune constantă

1 lege-efect termic p-i = caldura. Efes. P-și invers, dar semnul opus. (Cu cât este mai cald. Formarea Ef este complexă. V-va, cu atât este mai stabilă.)

16. Legea lui Hess.- cald. Efes. Chim. p-și nu depinde de calea pe care curge, ci depinde de starea inițială și finală. syst.

Consecinţă

- Schimbare Entalpie chimică. p-și nu depinde de numărul de interm. etape

Selectivitate ridicată

Capacitatea de a regla St.-in catalitic.
24. Chimic echilibru - starea sistemului în care ratele reacțiilor directe și inverse sunt egale.

Reversibil-protectie. Nu până la sfârșit și produsele unei astfel de p-a mutuală. cu imagini. ref. in-in.

P-și-scurgere ireversibilă. până la capăt, până la consumul maxim. ref. in-in și produs. p-i (imagine. Sediment, gaz, apă)

Constant echilibru chimic. reacție = produsul concentrațiilor produselor de reacție, luate în puteri ale coeficienților lor stoichiometrici în ecuația de reacție, împărțit la produsul concentrațiilor materiilor prime, luate în puteri ale coeficienților stoichiometrici
25.
procesul merge spontan în direcția înainte, dacă potențialul scade, deci constanta de echilibru este mai mare de 1. Concentrația produselor > concentrația substanțelor inițiale. Dimpotrivă, practic nu a existat nicio reacție. Când temperatura crește, echilibrul se deplasează spre o reacție endotermă, când scade, spre una exotermă. Odată cu creșterea presiunii, echilibrul se deplasează în direcția reacției procedând cu o scădere a volumului substanțelor gazoase, cu o scădere a presiunii în direcția reacției, cu o creștere a volumului. Odată cu creșterea concentrației substanțelor inițiale, echilibrul se deplasează către o reacție directă.

Principiul Le Chatelier-Brown . Dacă se exercită o influență externă asupra unui sistem aflat în echilibru, atunci echilibrul se schimbă într-o direcție care slăbește această influență.

26. Solutii-tv, lichid, gaz-I sist omogen. imagine. creștere-ohm, creștere-th în-ohm și produs. Interacțiunea lor.

Un component solvent care nu își modifică agregatul. comp. cu imagini. solutii.

Concentrație - număr de soluție. in-va in unitati volumul sau masa ras-ra sau rast-la.
27. Solubilitatea este capacitatea unei substanțe de a forma sisteme omogene cu alte substanțe - soluții în care substanța este sub formă de atomi individuali, ioni, molecule sau particule.

Procesul de creștere este un complex fizic și chimic. yavl., unul dintre cele fizice. procesează yavl. Soluție de difuzie. in-va in cresterea acestui proces de miscare spontana. Forța de difuzie este Temp. Circulaţie

Motivele diferenței sunt o creștere a entropiei.Viteza soluției. in-va depinde de viteza de difuzie.

Regula fazei de faianta
28. soluție de gaze în lichid. exotermă. proces.(când gazele se dizolvă în lichid.

Legea lui Henry:

Masa de gaz dis-I la o temperatură dată. Și acest volum de lichid. direct proportional presiune parțială gaz.

legea lui Dalton:

Creșterea fiecăruia dintre componentele gazelor amestecului la post. Temp., proporțional presiune parțială componenta lichida. si nu depinde de presiunea totala. amestecuri și individuale componentă.

legea lui Sechenov:

În prezența electroliților, creșterea gazului în lichid. reduce

29.Colectiv Nume Saint-va dependent de conc. rast-ra, dar nu dependent. din chimia lor. comp.

Prin presiune bogat pereche lichide numit presiunea care a fost stabilită deasupra lichidului când viteza de evaporare a lichidului = viteza de condensare a vaporilor în lichid. 1 lege Raul. Reducerea relativă a presiunii vaporilor solventului față de soluție = fracția molară a soluției Soluții subordonat acest lege numit ideal. 2 lege Raul. Ebulioscopic. Creșterea punctului de fierbere al unei soluții neelectrolitice este proporțională cu concentrația molară a solutului.
, constantă E-ebulioscopică. E = creșterea punctului de fierbere cauzată de 1 mol de substanță dizolvată în 1000 g de solvent. Crioscopic. Scăderea punctului de îngheț al unei soluții neelectrolitice este proporțională cu concentrația molară a solutului.
, K-crioscopic \u003d scade punctul de îngheț al soluțiilor în care există 1 mol de neelectrolit dizolvat la 1000 g de solvent.

30. Difuzie și osmoză.

Osmoza - difuzia unidirecțională a moleculelor de solvent în soluție printr-o membrană care este impermeabilă la substanța dizolvată

reactii, împărțit pe muncă concentratii iniţială substante Luat în grade lor stoichiometrice. să notăm K* prin K H 2 O. Cantitatea se numește produsul ionic al apei. ionic muncă apă= produsul concentrației cationilor de hidrogen prin concentrație anioni hidroxid. Constanta de disociere a apei
. Modificarea concentrațiilor de protoni și ionii de hidroxid într-o soluție creează un mediu acid sau alcalin. -7 - alcalin,

>10 -7 - acru.
. Hidrogen indicator (pH) numeric = logaritmul zecimal al concentrației de cationi de hidrogen, luat cu semnul opus.
, indicele de hidroxid se calculează în mod similar
. Pentru un mediu neutru [pH] \u003d 7, alcalin - [pH]\u003e 7, acid - [pH]

38. Hidroliza sărurilor. Constanta si gradul de hidroliza. Hidroliză- reacția sării cu apa pentru a forma un electrolit slab. Este însoțită de o modificare a pH-ului mediului. Exemplu Na2C03 =Na + +C032---disociere, C032- +H2O=HCO3-+OH-- hidroliza. Hidroliza constă în interacțiunea chimică a ionilor de sare dizolvați cu moleculele de apă, ducând la formarea usor disociata compuși și modificarea reacției mediului. Cantitatea cantitativă caracterizarea hidroliză, se numește gradul de hidroliză h. grad hidroliză- raportul dintre numărul hidrolizat molecule de sare la numărul total al moleculelor sale dizolvate. . Dependența gradului de hidroliză. Concentraţie substante– cu cât diluția este mai mare, cu atât gradul de hidroliză este mai mare. Temperatura – cu cât temperatura este mai mare, cu atât hidroliza este mai puternică. Addendum străini substante- introducerea de substanțe care dau o reacție alcalină, inhibă hidroliza sării cu pH > 7 și intensifică hidroliza cu pH 7 și invers, substanțele acide cresc hidroliza cu pH > 7 și inhibă cu pH 7. natură dizolvat substante- gradul de hidroliză depinde de chimie. natura sării dizolvate. Există 3 opțiuni.

42.metode de gătit:

Fără r-și (prin amestecarea numărului calculat de r-s; la adăugarea numărului calculat de tv. in-va la r-ru)

Conform ecuației p-și

43.Tampon solutii- soluții care practic nu își modifică valoarea pH-ului atunci când sunt diluate sau adăugate la ele cu anumite cantități de acid tare sau bază tare

Tampon capacitate. Se exprimă ca cantitatea de substanță echivalentă cu un acid sau o bază puternică care trebuie adăugată la 1 litru de soluție tampon pentru a-și schimba valoarea pH-ului cu unu.

44. Echilibre eterogene

La a lua legatura solidă cu un solvent, substanța începe să se dizolve și, la stabilire termodinamic echilibru, se formează o soluție saturată. Când Solubil cu moderație electrolit într-o soluție apoasă saturată cu Solubil cu moderație electrolit.

Produs de solubilitate - produs al concentrației ionilor Solubil cu moderație electrolit în soluția sa saturată la temperatură și presiune constante. Muncă solubilitate-valoare constant.

Se va forma un precipitat dacă produsul ionic este mai mare decât produsul de solubilitate.

45. OVP. redox reactii- astfel de reacţii care au loc cu modificarea stărilor de oxidare a elementelor care alcătuiesc compuşii. Starea de oxidare este sarcina reală a unui atom dintr-o moleculă care are ca rezultat o redistribuire. densitatea electronică.

46. ​​​​Oxidarea - procesul de pierdere a electronilor, care duce la o creștere a CO. Agenți oxidanți: simpli in-va, atomi care au un electronegativ mare (F, O. CE); in-va, conținând. El-tu în CO max; cationează pe mine și pe H.

Agenți reducători: atomi simpli in-va care au un EO mic; sozherzh. e-tu esti in jos. ASA DE

47.Intermolecular- rev. CO în diferite molecule xl.proportionation (ok-l,în-l același e-t, dar în CO diferite)

Intramolecular -ism. CO într-o moleculă

2. Regula lui Klechkovsky (principiul energiei minime). În starea fundamentală, fiecare electron este poziționat astfel încât energia sa să fie minimă. Cu cât suma (n + l) este mai mică, cu atât energia orbitalului este mai mică. Pentru o valoare dată (n + l), orbitalul cu cel mai mic n are cea mai mică energie. Energia orbitalilor crește în seria:

1S
3. Regula lui Hund. Un atom în starea fundamentală trebuie să aibă numărul maxim posibil de electroni nepereche într-un anumit subnivel.

Starea unui atom cu cea mai mică energie posibilă de electroni în el se numește stare de bază sau neexcitată. Cu toate acestea, dacă atomii primesc energie din exterior (de exemplu, în timpul iradierii, încălzirii), atunci electronii stratului de electroni exterior pot „abur” și se pot deplasa către orbitali liberi, caracterizați de energie mai mare. Această stare a atomului se numește excitat.

5.Periodic lege. Proprietățile elementelor, precum și structura și proprietățile compușilor lor, sunt într-o dependență periodică de sarcina nucleelor ​​atomilor lor. Numărul ordinal al unui element = sarcina nucleului său și numărul de electroni. Număr de neutroni = masa atomică - număr de serie. Fiecare perioadă începe cu s - elemente (s 1 metal alcalin) și se termină cu un p - element (s 2 p 6 gaz inert). 1 perioadă conține 2 s - elemente. 2-3 conține 2 elemente s și 6 elemente p. În 4-5, d elementele sunt încadrate între s și p. Numărul nivelelor electronice = numărul perioadei. Pentru elementele subgrupelor principale, numărul de electroni = numărul grupului. În grupul de sus în jos, proprietățile metalice sunt îmbunătățite. De la stânga la dreapta, proprietățile nemetalice (abilitatea de a accepta electroni) sunt îmbunătățite. Periodicitatea modificărilor proprietăților elementelor s-, p- și d.

Atom chimică. Elementul este format din 3 particule elementare de bază: protoni încărcați pozitiv, neuroni care nu au sarcină și electroni încărcați negativ. În centrul unui atom se află un nucleu format din protoni și neutroni, iar electronii se învârt pe orbite în jurul lui. Numărul de electroni = sarcina nucleului. Chimic element- un tip de atom cu o anumită sarcină nucleară. izotopi Atomi ai aceluiași element care au aceeași sarcină nucleară, dar mase diferite. izobare Atomi de elemente diferite care au sarcini nucleare diferite, dar aceeași masă atomică. Modelul actual se bazează pe 2 fundamental principiile fizicii cuantice. 1. Un electron are proprietățile atât ale particulelor, cât și ale undelor în același timp. 2. particulele nu au coordonate și viteze strict definite. Energie nivel(numărul cuantic n) este distanța de la nucleu. Pe măsură ce n crește, energia electronului crește. Numărul de niveluri de energie = numărul perioadei în care se află elementul. Numărul maxim de electroni este determinat de N=2n 2 . Energie subnivel notată cu literele s (sferice), p (în formă de gantere), d (rozetă cu 4 petale), f (mai complexă). Interacțiunea numărului cuantic magnetic al unui nor de electroni cu câmpurile magnetice externe. Spin rotația propriu-zisă a numărului cuantic a unui electron în jurul axei sale .

7. x/s- rezultatul interacțiunii atomii conduc. la imagine. chimic. molecule.

8.energie- necesar pentru ruperea x/c sau eliberat în timpul formării x/c.

Lungime - cea mai scurtă distanță dintre nucleele atomilor care interacționează

saturație-număr x/s care poate imaginea. Un atom al acestui element.

Saturație – valență

Orientare-strict Locație x/s în spațiul 3D

9.1.orientativ-intermod. Comunicare Cu prezența a 2 sau mai multe sexe. ei spun

2.inducție-un dig. Polar, al doilea nu este

3.imagine legată de dispersie. Dipoli instantanei (har-n pentru non-pol. Mol.)

10.Inonnaya St.-rezultatul electrostatului. reciproc ioni m / y. (caz limitativ cov. câmp. St.) total electr. O pereche se referă doar la una dintre interacțiuni. Atomi.

polarizare-yavl. Spaţiu Deformații atomice găsite. În zona de acțiune permanent sau electr. Molek. catod(-) anod(+)

capacitatea de a suferi polarizarea (polarizabilitatea) unui ion, rază.

11.Kov x / s - procesul de socializare a electronilor găsit. Pe extern Energie nivel.

Polar incomplet (nediferent H2) (NSE)

Imaginea mecanismelor.

Schimb valutar-într-o imagine. x/c participare. Un electron de la fiecare atom

Donator-acceptator- donator (pereche electronică) acceptor (orbital)

Dativ- varietate. Acceptarea donatorului. În care fiecare dintre atomi simultan yavl. Atât donatorul cât și acceptorul
-entalpie x/r = sumă entalpie imaginea produsului r-th in spate minus sume entalpie arr. Exod. lucru

Format: DOC (Microsoft Office Word)
Cantitate: 23 de bilete Format: DOC (Microsoft Office Word)
Cantitate: 23 de bilete

Biletul numărul 1
Legea periodică și sistemul periodic al elementelor chimice ale lui D. I. Mendeleev pe baza ideilor despre structura atomilor. Valoarea legii periodice pentru dezvoltarea științei.
În 1869, D. I. Mendeleev, pe baza analizei proprietăților substanțelor și compușilor simple, a formulat Legea periodică: *** formule în fișier la sărituri

Proprietățile corpurilor simple... și ale compușilor elementelor sunt într-o dependență periodică de mărimea maselor atomice ale elementelor.
Pe baza legii periodice a fost alcătuit sistemul periodic de elemente. În ea, elementele cu proprietăți similare au fost combinate în coloane verticale - grupuri. În unele cazuri, la plasarea elementelor în sistemul Periodic, a fost necesară întreruperea succesiunii maselor atomice în creștere pentru a observa periodicitatea repetății proprietăților. De exemplu, a trebuit să \"schimb \" telur și iod, precum și argon și potasiu.
Motivul este că Mendeleev a propus legea periodică într-un moment în care nu se știa nimic despre structura atomului.
După ce modelul planetar al atomului a fost propus în secolul al XX-lea, legea periodică este formulată astfel: *** formule în fișier la sărituri
Proprietățile elementelor și compușilor chimici sunt într-o dependență periodică de sarcinile nucleelor ​​atomice.
Sarcina nucleului este egală cu numărul elementului din sistemul periodic și cu numărul de electroni din învelișul de electroni a atomului.
Această formulare explica „încălcările” Legii periodice.
În sistemul periodic, numărul perioadei este egal cu numărul de niveluri electronice din atom, numărul grupului pentru elementele subgrupurilor principale este egal cu numărul de electroni din nivelul exterior.*** formule în fișier la sărituri
Motivul modificării periodice a proprietăților elementelor chimice este umplerea periodică a învelișurilor de electroni. După umplerea următoarei cochilie, începe o nouă perioadă. Schimbarea periodică a elementelor se vede clar în modificarea compoziției și proprietăților și proprietăților oxizilor.
Semnificația științifică a legii periodice. Legea periodică a făcut posibilă sistematizarea proprietăților elementelor chimice și compușilor acestora. La compilarea sistemului periodic, Mendeleev a prezis existența multor elemente încă nedescoperite, lăsându-le celule libere și a prezis multe proprietăți ale elementelor nedescoperite, ceea ce a facilitat descoperirea lor.

Pe scurt despre subiectele din bilete:
Biletul numărul 2
Structura atomilor elementelor chimice pe exemplul elementelor din a doua perioadă și grupa IV-A a sistemului periodic de elemente chimice a lui D. I. Mendeleev. Regularități în modificarea proprietăților acestor elemente chimice și a substanțelor simple și complexe (oxizi, hidroxizi) formate de acestea, în funcție de structura atomilor lor.

Biletul numărul 3.
Tipuri de legături chimice și metode de formare a acesteia în compuși anorganici: covalente (polare, nepolare, simple și multiple), ionice, hidrogen.

Biletul numărul 4.
Clasificarea reacțiilor chimice în chimia anorganică.
Clasificare în funcție de compoziția materiilor prime și a produselor de reacție.

Biletul numărul 5.

Biletul numărul 5.(aprofundat)
Electroliți și neelectroliți. Disocierea electrolitică a acizilor anorganici, sărurilor, alcalinelor. Gradul de disociere.

Biletul numărul 6.
Reacții chimice reversibile și ireversibile. Echilibrul chimic și condițiile de deplasare a acestuia (modificarea concentrației de reactivi, temperatură, presiune).

Biletul numărul 7.
Reacții de schimb ionic. Condiții pentru ireversibilitatea lor.

Biletul numărul 8.
Viteza reacțiilor chimice. Factori care afectează viteza unei reacții chimice (dependența vitezei de natură, concentrația unei substanțe, suprafața de contact a reactanților, temperatură, catalizator).

Biletul numărul 9.
Caracteristicile generale ale metalelor principalelor subgrupe ale grupelor I - III (grupe I-A - III-A) în legătură cu poziția lor în sistemul periodic al elementelor chimice ale lui D. I. Mendeleev și caracteristicile structurii atomilor lor, legătura chimică metalică, proprietățile chimice ale metalelor ca agenți reducători.

Biletul numărul 10.
Caracteristicile generale ale nemetalelor principalelor subgrupe IV - VII grupe (IV-A - VII-A) în legătură cu poziția lor în sistemul periodic al elementelor chimice ale lui D. I. Mendeleev și caracteristicile structurale ale atomilor lor. Modificări ale proprietăților redox ale nemetalelor pe exemplul elementelor din grupa VI-A.

Biletul numărul 11.
Alotropia substanțelor, compoziție, structură, proprietăți ale modificărilor alotropice.

Biletul numărul 12.

Biletul numărul 12 (în profunzime).
Electroliza soluțiilor și sărurilor topite (pe exemplu de clorură de sodiu). Importanța practică a electrolizei.

Biletul numărul 13.
Compuși de hidrogen ai nemetalicilor. Modele în schimbarea proprietăților lor în legătură cu poziția elementelor chimice în sistemul periodic al lui D. I. Mendeleev.

Biletul numărul 14.
Oxizi superiori ai elementelor chimice din perioada a treia. Modele în schimbarea proprietăților lor în legătură cu poziția elementelor chimice în sistemul periodic al lui D. I. Mendeleev. Proprietăți chimice caracteristice ale oxizilor: bazic, amfoter, acid.

Biletul numărul 15.
Acizii, clasificarea lor și proprietățile chimice bazate pe conceptul de disociere electrolitică. Caracteristici ale proprietăților acidului sulfuric concentrat pe exemplul de interacțiune cu cuprul.

Biletul numărul 16.
Bazele, clasificarea lor și proprietățile chimice bazate pe idei despre disocierea electrolitică.

Biletul numărul 17.
Sărurile medii, compoziția lor, denumiri, proprietăți chimice (interacțiunea cu metale, acizi, alcalii, între ele, ținând cont de caracteristicile reacțiilor de oxidare-reducere și schimb de ioni).

Biletul numărul 18.
Hidroliza sărurilor (dezasamblați prima etapă de hidroliză a sărurilor formate dintr-o bază tare și un acid slab, o bază slabă și un acid tare).

Biletul numărul 19.
Coroziunea metalelor (chimice și electrochimice). Modalități de prevenire a coroziunii.

Biletul numărul 20.
Reacții redox (dezasamblate pe exemple de interacțiune a aluminiului cu oxidul de fier (III), acidul azotic cu cuprul).

Biletul numărul 21.
Fier, poziție în sistemul periodic, structura atomică, posibile stări de oxidare, proprietăți fizice, interacțiune cu oxigenul, halogeni, soluții de acizi și săruri. Aliaje de fier. Rolul fierului în tehnologia modernă.

Biletul numărul 22.
Acizi cu conținut mai mare de oxigen ai elementelor chimice din a treia perioadă, compoziția lor și caracteristicile comparative ale proprietăților.

Biletul numărul 23.
Metode generale de obţinere a metalelor.

Bilete de examen - Chimie - Un nivel de bază de - Clasa a 11a

Biletul numărul 1
1. Legea periodică și sistemul periodic al elementelor chimice D.I. Mendeleev pe baza ideilor despre structura atomilor. Valoarea legii periodice pentru dezvoltarea științei.
2. Hidrocarburi limită, formula generală și structura chimică a omologilor acestei serii. Proprietățile și aplicarea metanului.
3. Sarcină. Calculul masei produsului de reacție, dacă se cunoaște cantitatea de substanță sau masa uneia dintre substanțele inițiale.

Biletul numărul 2
1. Structura atomilor elementelor chimice și regularitățile în modificarea proprietăților acestora pe exemplul: a) elementelor aceleiași perioade; b) elemente ale unui subgrup principal.
2. Hidrocarburi nesaturate, formula generala si structura chimica a omologilor acestei serii. Proprietățile și aplicarea etilenei.
3. Experiență. Determinarea folosind reacții caracteristice pentru fiecare dintre cele trei substanțe anorganice propuse.
Descărcați și citiți biletele de examen - Chimie - Nivel de bază - Clasa a 11-a

1 Cele mai importante clase de compuși anorganici: oxizi, hidroxizi, acizi, săruri.
2 Legea conservării materiei.
3 Principalele tipuri de compuși complecși (c. s.). Comportament la. în soluţii apoase. Instabilitate constantă.
4 Nomenclatura compușilor complecși. număr de coordonare.
5 Hidroxizi amfoteri.
6 Compuși complecși. Agent de complexare, liganzi.
7 Hidroliza sărurilor formate dintr-o bază slabă și un acid puternic. gradul de hidroliză.
8 Dizolvarea solidelor. Care sunt componentele căldurii de dizolvare a unui solid într-un lichid?
9 Tipuri de reacții redox.
10 Legea constanței compoziției. Daltonide, Bertolide.
11 Cristalizarea soluțiilor diluate și concentrate. Hidrat de cristal.
12 Reacții de schimb ionic. produs de solubilitate.
13 Legea raporturilor multiple.
14 Disocierea electrochimică a apei. Produs ionic al apei. Indicele de hidrogen.
15 Raportul dintre metale și acizii clorhidric și sulfuric (diluat și concentrat.
16. Factori care afectează procesele redox. Aranjarea coeficienților în reacțiile redox.
17 Legea echivalentelor. Determinarea echivalentelor substantelor simple si complexe.
18 Metode de exprimare a concentrației unei soluții: molar, normal, titru.
19 Teoria mecanică cuantică a structurii atomului. Ecuația lui Louis de Broglie. Principiul incertitudinii lui Heisenberg.
20 Proprietăți redox ale permanganatului de potasiu.
21 Structura atomului și periodicitatea proprietăților elementelor.
22 Hidroliza sărurilor formate dintr-o bază slabă și un acid slab.
23 Electroliți slabi. Gradul de disociere. constanta de disociere.
24 Raportul dintre metale și acid azotic.
25 Hidroliza. Factori care afectează procesul de hidroliză.
26 Structura electronică a atomilor. S-, p-, d-, f-familii electronice de atomi.
27 Solubilitate. Dizolvarea gazelor, lichidelor și solidelor. Teoria fizico-chimică a soluţiilor.
28 Umplerea orbitalilor atomici în atomi cu o creștere a numărului ordinal al unui element (regula lui Klechkovsky).
29 Presiunea vaporilor peste lichid. Prima lege a lui Raoult.
30 Modelul nuclear al structurii atomului. Nucleele atomice, compoziția lor. Izotopi, izobare.
31 Soluții de electroliți puternici.
32 numere cuantice: principal, orbital, magnetic, spin.
33 Conceptul general de soluții. Metode de exprimare a concentrației unei soluții: molalitate, fracție de masă, titrul.
34 Hidroliza sărurilor formate dintr-o bază tare și un acid slab.
35 Osmoza. presiune osmotica.
36 Electroliți puternici.
37 Teoria cuantică a luminii a lui Planck. Teoria lui Bohr a structurii atomului.
38. Apa. Proprietățile fizice și chimice ale apei.
39 Legea echivalentelor. Element chimic. Determinarea echivalenților de acid, bază, sare.
40 A doua lege a lui Raoult.
41 Potențialul electrodului. Ecuația Nernst.
42 Surse chimice de curent (FC, acumulatori, GE).
43 Coroziune (chimică, electrochimică).
44 Metode de protecție a metalelor împotriva coroziunii.