= CAMPUS = Zápisník prváka
1. semestrálna skúška
Skúšobný program z predmetu "Základy anorganickej a experimentálnej chémie"
1 semester, JNF, akademický rok 2011/2012
chemická bilancia. Známky skutočnej rovnováhy. Rovnovážne konštanty v homogénnych a heterogénnych systémoch. Rovnovážne koncentrácie reaktantov a produktov a koncepcia ich výpočtu.
Le Chatelierov princíp a posun chemickej rovnováhy so zmenami teploty, tlaku, koncentrácií činidiel a produktov.
Redoxné reakcie(OVR). Oxidačný stav atómov a jeho zmena v OVR Typické oxidačné činidlá a redukčné činidlá. Látky s oxidačnými a redukčnými funkciami. Úloha životného prostredia v OVR. Zostavenie rovníc OVR metódou elektrón-iónových polovičných reakcií.
Štandardný elektrochemický potenciál ako charakteristika redoxných vlastností látok vo vodnom roztoku. Kritériá pre smerovanie OVR za štandardných podmienok. Riešenie výpočtových úloh.
Všeobecné vlastnosti roztokov. Rozpúšťadlo a rozpustená látka. koncentrované a zriedené roztoky. Nasýtený, nenasýtený a presýtený roztok a spôsoby ich prípravy. Rozpustnosť. Tepelný účinok rozpúšťania. Diagramy (polytermy) rozpustnosti. Závislosť rozpustnosti plynov a kryštalických látok v kvapalných rozpúšťadlách od teploty.
Roztoky elektrolytov a neelektrolytov. Ostwaldov zákon riedenia.
Málo rozpustné silné elektrolyty a produkt rozpustnosti (PR). Výpočty pomocou hodnôt PR. Podmienky zrážania a rozpúšťania. Posun fázových rovnováh v nasýtených roztokoch ťažko rozpustných silných elektrolytov.
Základné pojmy z protónovej teórie kyseliny a zásady. Protické rozpúšťadlá a ich iónový produkt. Kyselina a zásada v protónovej teórii. Konštanty kyslosti a zásaditosti a vzťah medzi nimi. Amfolyty.
Posun protolytických rovnováh pôsobením teploty, koncentrácie protolitu (riedenia) a so zavedením rovnomenných iónov produktu protolýzy. Stupeň protolýzy a pH v roztokoch blízke nekonečnému zriedeniu.
Iónový produkt vody. Vodíkové a hydroxidové indikátory strednej kyslosti. pH stupnica pre vodné roztoky.
Solvolýza a hydrolýza. Ireverzibilná hydrolýza binárnych zlúčenín. Reverzibilná hydrolýza solí. Posun hydrolytických rovnováh.
Výpočty hodnôt pH a stupňa protolýzy v prípade silných a slabých kyselín a zásad, ako aj amfolytov.
Štruktúra atómov a periodický zákon. Atóm vodíka. Viacelektrónové atómy. Hlavná vec sú orbitálne, magnetické a spinové kvantové čísla. Atómové orbitály, elektronické úrovne a podúrovne.
Princíp minimálnej energie, Hundovo pravidlo a Pauliho princíp. Poradie osídlenia atómových orbitálov elektrónmi. Klechkovského pravidlo. Elektronické vzorce a energetické diagramy atómov prvkov.
Periodický systém chemických prvkov D. I. Mendelejeva. obdobia a skupiny. Sekcie s-, p-, d- a f- prvkov.
Chemická väzba. Iónové a kovalentné väzby. Základné pojmy metódy valenčných väzieb. Prekrývajúce sa elektrónové orbitály; sigma, pi a delta väzba. Viacnásobné pripojenia. Myšlienka hybridizácie a geometrie molekúl.
Polarita väzieb a polarita molekúl. Dipólový moment chemickej väzby a dipólový moment molekuly.
Koncepcia metódy molekulových orbitálov. Vodíková väzba a medzimolekulové interakcie.
Požadované znalosti študentov na získanie kladnej známky na skúške z 1. semestra
1. Symboly chemické prvky a ich názvy. Sekcie s-, p-, d- a f- prvky v periodickom systéme.2. Nomenklatúra anorganické látky (vzorce a názvy obsiahnuté v prednáškovom kurze, laboratórnom workshope a domácej úlohe).
3. Elektronické konfigurácie atómy podľa ich súradníc (číslo skupiny, číslo periódy) v periodickej sústave.
4. Hlavné, orbitálne a magnetické kvantové čísla, vzťah medzi nimi a počtom energetických hladín, podúrovní a atómových orbitálov.
5. Definícia typ hybridizácie atómové orbitály a predpoveď geometrického tvaru častíc typu AB X(molekuly alebo ióny), kde A, B sú atómy s- a p- prvkov.
6. Rovnovážna konštanta. Konštanty kyslosti a zásaditosti. Le Chatelierov princíp aby sa posunula chemická rovnováha.
7. Rozpustnosť anorganické látky. Produkt rozpustnosti. Stav zrážok a ich rozpúšťanie.
8. Zostavovanie reakčných rovníc nasledujúce typy:
* výmenné reakcie vo vodnom roztoku (molekulárna a iónová rovnica)
* redoxné reakcie vo vodnom roztoku (molekulárna a iónová rovnica, výber koeficientov metódou elektrón-iónových polovičných reakcií)
* protolytické reakcie zahŕňajúce vodu ako rozpúšťadlo
* reakcie hydrolýzy solí, hydrolýza binárnych zlúčenín.
9. Zloženie riešení:
* hmotnostný zlomok
* molarita (molárna koncentrácia rozpustenej látky)
10. Kyslé, zásadité a neutrálne prostredie vodné roztoky. Vodíkový index (pH). pH stupnica pre vodné roztoky.
Čo študenti potrebujú vedieť o písomnej skúške z anorganickej chémie
# Skúška začína o 9.00 v miestnosti K-2. Pre študentov s celkovým prospechom zo všeobecnej chémie za 1 semester od 15 do 24 bodov sa skúška začína o 9.30. Študenti zadanej kategórie majú právo vybrať si typ lístka na absolvovanie skúšky: hlavná úroveň (maximálne skóre 50 bodov) alebo vstupenky reprodukčná úroveň (maximálne skóre 24 bodov).
# Študentom bez zápočtového listu nie je umožnené vykonať skúšku. Ak študentovi nebude umožnené vykonať skúšku pre nedostatok kreditov alebo z iných dôvodov, katedra môže u neho vykonať skúšku len s písomným súhlasom (povolením) dekanátu.
# Čas na písanie skúšky od 9.00 do 12.00 hod(od 9.30 do 12.30 hod.). Počas skúšky je povolené používať referenčné tabuľky z anorganickej chémie (vydané službukonajúcim učiteľom) a mikrokalkulačku. Študenti dostávajú papier na písanie od službukonajúceho učiteľa spolu s lístkom na skúšku.
# Počas skúšky nepovolené používať mobilný telefón, elektronický notebook, prenosný počítač. Študent odchádza z triedy počas skúšky je možné len so súhlasom službukonajúceho učiteľa a vo všetkých prípadoch znamená zmenu skúšobného lístka.
# Vyhlásenie výsledkov skúška - v deň skúšky o 15.00 na Katedre anorganickej chémie. Výdaj testoviek - o 15.00, len osobne pre každého študenta.
# Lístok na skúšku obsahuje 6 otázok na nasledujúce témy:
1. Chemická bilancia;
2. Všeobecné vlastnosti roztokov, súčin rozpustnosti;
3. Redoxné reakcie;
4. Protolytické rovnováhy, hydrolýza;
5. Štruktúra atómu a periodický zákon;
6. Chemická väzba a štruktúra molekúl.
## 2, 3 alebo 4 tiketová otázka predstavuje problém s výpočtom jeden z tých typov, ktoré sa študovali v 1. semestri.
## úloha výpočtu je sprevádzaná dodatočné otázky, voliteľné pre uspokojivú alebo dobrú odozvu (zvýraznené kurzívou, orámované).
## Ak chcete získať kladné hodnotenie ("uspokojivé"), musíte dať správne odpovede na všetkých šesť otázok(Pozri "Požadované znalosti študentov na získanie kladnej známky"). Odpovede na otázky by mali byť jasné, jasné, odôvodnené, chemicky gramotné (vrátane správneho znázornenia vzorcov, rovníc chemických reakcií, používania moderných značiek fyzikálnych a chemických veličín, odvodzovania výpočtových vzorcov pri riešení úloh a pod.).
Správna, úplná a rozumná odpoveď na doplňujúcu otázku slúži ako základ pre výborné hodnotenie práce.
Hodnotí sa písomná skúška v bodoch nasledujúcim spôsobom:
41-50 bodov - "výborne"
31-40 bodov - "dobre"
21-30 bodov - "uspokojivé"
0-20 bodov - "neuspokojivé"
n1.doc
2. Atómovo-molekulárna doktrína chémie.Hlavné ustanovenia sformuloval Lomonosov vo forme kapsulárnej teórie štruktúry hmoty - všetky látky pozostávajú z najmenších častíc kapsúl (molekúl), ktoré majú rovnaké zloženie ako celá látka a sú v nepretržitom pohybe. Chemický prvok Typ atómu s rovnakým kladným jadrovým nábojom. Atóm - najmenšia častica chemického prvku, ktorá je nositeľom jeho vlastností. Atóm je elektricky neutrálny mikrosystém, ktorý dodržiava zákony kvantovej fyziky a pozostáva z kladne nabitého jadra a záporne nabitých elektrónov. Molekula - najmenšia častica látky, ktorá určuje jej vlastnosti a je schopná samostatnej existencie. Atómy sa spájajú do molekuly pomocou chemických väzieb, na vzniku ktorých sa podieľajú najmä vonkajšie (valenčné) elektróny.
V roku 1911 Rutherford uskutočnil experimenty na spresnenie štruktúry atómu.V roku 1913 sa objavil najjednoduchší planetárny model Bohr-Rutherfordovho „atómu vodíka“.
Tento model je v súčasnosti všeobecne akceptovaným „oficiálnym“ modelom atómu.
výhodou je jednoduchosť. Podľa tohto modelu by mal atóm pozostávať z kompaktného kladného jadra a elektrónu, ktorý sa okolo neho otáča po „stacionárnych kruhových dráhach.“ Tieto nedostatky sú jednoducho zarážajúce:
1) elektrón okolo atómu sa podľa riešenia problému pohybu telesa v centrálnom poli nemôže pohybovať po kruhových trajektóriách. Trajektórie musia byť eliptické, ale eliptické trajektórie nie sú v takomto modeli možné.
N. Bor Atóm môže byť iba v špeciálnych stacionárnych stavoch, z ktorých každý zodpovedá určitej energii. V stacionárnom stave atóm nevyžaruje elektromagnetické vlny.
K emisii a absorpcii energie atómom dochádza počas skokového prechodu z jedného stacionárneho stavu do druhého. výhody:
Vysvetlila diskrétnosť energetických stavov atómov podobných vodíku.
Bohrova teória pristúpila k vysvetleniu vnútroatómových procesov zo zásadne nových pozícií a stala sa prvou semikvantovou teóriou atómu. nevýhody
Nedalo sa vysvetliť intenzitu spektrálnych čiar.
Platí len pre atómy podobné vodíku a nefunguje pre atómy, ktoré za ním nasledujú v periodickej tabuľke.
3.B1924 G. Francúzsky fyzik Louis de Broglie navrhol myšlienku, že hmota má vlnové aj časticové vlastnosti. Podľa de Broglieho rovnice (jedna zo základných rovníc kvantovej mechaniky),
t.j. častica s hmotnosťou m pohybujúca sa rýchlosťou v zodpovedá vlne dĺžky ?; h je Planckova konštanta. Pre každú časticu s hmotnosťou m a známou rýchlosťou v možno vypočítať de Broglieho vlnovú dĺžku. De Broglieho myšlienka bola experimentálne potvrdená v roku 1927, keď boli v elektrónoch objavené vlnové aj korpuskulárne vlastnosti. V roku 1927 nemecký vedec W. Heisenberg navrhol princíp neurčitosti, podľa ktorého je nemožné, aby mikročastice súčasne presne určili súradnicu častice X aj zložku hybnosti px pozdĺž osi x Atóm s viac ako jedným elektrónom je komplexný systém vzájomne interagujúcich elektrónov pohybujúcich sa v poli jadra. Napriek tomu sa ukazuje, že v atóme je možné s dobrou presnosťou zaviesť pojem stavov každého elektrónu oddelene ako stacionárne stavy. pohybu elektrónov v nejakom efektívnom stredovo symetrickom poli vytvorenom jadrom spolu so všetkými ostatnými elektrónmi. Pre rôzne elektróny v atóme sú tieto polia, všeobecne povedané, rôzne a musia byť všetky určené súčasne, pretože každé z nich závisí od stavov všetkých ostatných elektrónov. Takéto pole sa nazýva samokonzistentné Keďže samokonzistentné pole je centrálne symetrické, tak každý stav elektrónu je charakterizovaný určitou hodnotou jeho orbitálneho momentu /. Stavy jednotlivého elektrónu pre daný / sú očíslované ( vo vzostupnom poradí ich energie) pomocou hlavného kvantového čísla n, priebežnej hodnoty n \u003d / +1, /+2, ...; takáto voľba poradia číslovania je nastavená v súlade s poradím prijatým pre atóm vodíka. Ale postupnosť zvyšovania energetických hladín s rôznymi / v komplexných atómoch, všeobecne povedané, sa líši od toho, čo prebieha v atóme vodíka.
4. Princípy orbitálneho plnenia.
1. Pauliho princíp. V atóme nemôžu byť dva elektróny, pre ktoré by boli hodnoty všetkých kvantových čísel (n, l, m, s) rovnaké, t.j. Každý orbitál môže obsahovať najviac dva elektróny (s opačnými spinmi).
Har-ka kov. St.
Sv. energia, St. dĺžka, sýtosť, smerovosť.
12. Slnečná metóda.
Implicitné. Snímky. Elekt. Hustota prostredníctvom socializácie elektrónov umiestnených na vonkajšej strane. Electron. úrovni.
nevýhody
Nevedel som vysvetliť paramagnetické vlastnosti niektorých Comm. (O pri t -220 sa stáva tekutinou, ktorá je priťahovaná magnetom)
Stvorenia. Mol. Ióny (He2+, H2+, O2-)
nariadenia
Obrázok. x / s výsledkom prechodu elektrónov z atómových orbitálov na nové úrovne s definovanou energiou. Celý atóm. Molekula
Po obrázku. Mol. Orbitálny - atómový Orb. Strácajú svoju individualitu.
Každý mol. Orb. resp. Definujte energiu.
Elektróny v molekule nie sú lokalizované. V medzijadrových priestoroch 2 atómov a nájdených. V zóne pôsobenia jadier
Hybridizácia je spontánna. Proces vyrovnávania formy a energie.
13. Metóda MO
Vylepšená verzia metódy valenčných väzieb. Na základe princípov. 1. Chemická väzba medzi atómami sa uskutočňuje vďaka jednému alebo viacerým elektrónovým párom. 2. Pri vytvorení spoločného elektrónového páru sa elektrónové oblaky prekrývajú. Čím silnejšie je prekrytie, tým silnejšia je chemická väzba. 3. Keď sa vytvorí spoločný elektrónový pár, spiny elektrónov musia byť antiparalelné. 4. Na tvorbe spoločných elektrónových párov sa môžu podieľať len nepárové elektróny atómov. Spárované elektróny musia byť oddelené, aby vytvorili väzby. 5. Keď sa z určitého počtu elektrónových oblakov dvoch atómov vytvorí kovalentná väzba, vznikne rovnaký počet elektrónových oblakov molekuly patriacej obom atómom. 6. Pri spojení elektrónových oblakov je možné ich vzájomné prekrývanie so vznikom väzbových oblakov molekuly a vzájomné odpudzovanie so vznikom uvoľňujúcich sa oblakov molekuly. 7. Plnenie orbitálov molekuly elektrónmi prebieha v súlade s princípmi minimálnej energie a Pauliho (V atóme nemôžu byť 2 elektróny, ktoré majú rovnaké hodnoty všetkých 4 kvantových čísel. Nie viac ako Na jednom orbitále môžu byť umiestnené 2 elektróny). 8. Väzba vzniká vtedy, keď je počet elektrónov vo väzbových orbitáloch väčší ako v uvoľňovacích orbitáloch. Vlastnosti kovalentnej väzby. Je odolná. Má vlastnosť sýtosti. Má smer v priestore.
14.chem. termodynamika študuje energiu. Zmeny.zvažované. procesov v komp. Rovnováha r-i sa buď nezačala, alebo neskončila a prúdi do vonkajšieho. Streda chýbajú.
Thermodyne. Sist je makroskopické telo izolované od prostredia mentálneho. alebo fyzické. škrupiny.
Podľa počtu fáz:
Homogénne (všetky komponenty systému v jednej fáze)
Heterogénne (chemické p-a prúdenie v rôznych fázach)
Podľa povahy interakcie s prostredím. streda:
Otvorené (výmena vecí a energie), Zatvorené (výmena energie), Izolované (bez výmeny)
Všetky vozidlá sa vyznačujú parametrami: tlak, tempo, objem, hmotnosť. Thermodyne. Štúdium prechodu systému. Z jedného komp. V druhej - proces: Rovnováha akejkoľvek chemikálie. r-I v komp. Rovnovážny, stacionárny.
Izobarický (konštantný tlak), izochorický (konštantný objem), izotermický (konštantná teplota)
Energia TC: E = K + P + delta U (vnútorná)
Chem. termodyna Na základe 2 zákonov
zákon. Uložiť Energia - zmena ext. energie Syst. Def. Množstvo uvoľneného tepla a perfektná práca
Štandardná entalpia je entalpia toho p-a, v ktorom z jednoduchého v-in vznikne 1 mol v-va, je stabilná. Pri std. podmienky.
15. Prvý zákon termodynamiky
Entalpia je stavová funkcia rovná vnútornej energii systému + práca expanzie. . Pri konštantnom tlaku
1 zákona-tepelný účinok p-i = teplo. Eph. Obrátené p-and, ale opačné znamienko. (Čím teplejšie. Vznik Ef je komplexný. V-va, tým je stabilnejší.)
16. Hessov zákon.- teplý. Eph. Chem. p-a nezávisí od cesty, po ktorej tečie, ale závisí od počiatočného a konečného stavu. syst.
Dôsledok
- zmeniť Entalpická chem. p-a nezávisí od počtu medzim. etapy
Vysoká selektivita
Schopnosť regulovať katalytický St.-in.
24.
Chemický
rovnováha
- stav systému, v ktorom sú rýchlosti priamych a spätných reakcií rovnaké.
Reverzibilné-prote. Nie do konca a produkty takého p-tého vzájomného. s obrázkami. ref. in-in.
Ireverzibilný p-and- únik. do konca, do plnej spotreby. ref. in-in a produkt. p-i (obr. Sediment, plyn, voda)
Neustále
chemická bilancia. reakcia = súčin koncentrácií reakčných produktov vyjadrený v mocninách ich stechiometrických koeficientov v reakčnej rovnici vydelený súčinom koncentrácií východiskových materiálov vyjadrený v mocninách stechiometrických koeficientov
25.
proces ide samovoľne v smere dopredu, ak potenciál klesá, preto je rovnovážna konštanta väčšia ako 1. Koncentrácia produktov > koncentrácia východiskových látok. Naopak, prakticky žiadna reakcia. Keď teplota stúpa, rovnováha sa posúva k endotermickej reakcii, keď klesá, k exotermickej reakcii. Pri zvyšovaní tlaku sa rovnováha posúva v smere reakcie, ktorá postupuje pri znižovaní objemu plynných látok, pri znižovaní tlaku v smere reakcie, ktorá postupuje so zväčšovaním objemu. So zvyšovaním koncentrácie východiskových látok sa rovnováha posúva smerom k priamej reakcii.
Le Chatelier-Brown princíp . Ak na systém v rovnováhe pôsobí vonkajší vplyv, potom sa rovnováha posunie smerom, ktorý tento vplyv oslabí.
26. Riesenia-tv,kvapalina,plyn-I homogénna sist. obrázok. rast-ohm, rast-tý v-ohm a produkt. Ich interakcia.
Zložka rozpúšťadla, ktorá nemení svoj agregát. komp. s obrázkami. riešenia.
Koncentrácia - počet rozt. in-va v jednotkách objem alebo hmotnosť ras-ra alebo rast-la.
27.
Rozpustnosť je schopnosť látky vytvárať s inými látkami homogénne systémy – roztoky, v ktorých je látka vo forme jednotlivých atómov, iónov, molekúl alebo častíc.
Proces rastu je zložitý fyzikálny a chemický. yavl., jeden z fyzických. spracováva yavl. Difúzny roztok. in-va v raste tohto procesu spontánneho pohybu. Sila difúzie je tepl. Pohyb
Príčinami rozdielu je nárast entropie.Rýchlosť riešenia. in-va závisí od rýchlosti difúzie.
Pravidlo fázy fajansy
28.
roztok plynov v kvapaline. exotermický. proces. (keď sa plyny rozpúšťajú v kvapaline.
Henryho zákon:
Hmotnosť plynu dis-I pri danej teplote. A tento objem kvapaliny. priamo úmerné čiastočný tlak plynu.
Daltonov zákon:
Rast každej zo zložiek plynov zmesi na post. Teplota, úmerná čiastočný tlak tekutá zložka. a nezávisí od celkového tlaku. zmesi a jednotlivé komponent.
Sechenovov zákon:
V prítomnosti elektrolytov rast plynu v kvapaline. znížiť
29.Kolektív názov Saint-va závislý od konc. rast-ra, ale nie závislý. z ich chem. komp.
Tlakom
bohatý
pár
kvapaliny
volal tlak, ktorý bol stanovený nad kvapalinou, keď rýchlosť vyparovania kvapaliny = rýchlosť kondenzácie pár na kvapalinu. 1
zákona
Raul.
Relatívne zníženie tlaku pár rozpúšťadla nad roztokom = molárny podiel rozpustenej látky
Riešenia
podriadený
toto
zákona
volal
ideálne. 2
zákona
Raul.
Ebuloskopický.
Zvýšenie teploty varu neelektrolytového roztoku je úmerné molárnej koncentrácii rozpustenej látky. 
, E-ebulioskopická konštanta. E = zvýšenie teploty varu spôsobené 1 mólom látky rozpustenej v 1000 g rozpúšťadla. Kryoskopický.
Pokles teploty tuhnutia neelektrolytového roztoku je úmerný molárnej koncentrácii rozpustenej látky. 
,
K-kryoskopické \u003d zníženie bodu tuhnutia roztokov, v ktorých je 1 mol rozpusteného neelektrolytu na 1000 g rozpúšťadla.
30. Difúzia a osmóza.
Osmóza - jednosmerná difúzia molekúl rozpúšťadla v roztoku cez membránu, ktorá je nepriepustná pre rozpustené látky
reakcie,
rozdelený
na
práca
koncentrácie
počiatočné
látok
prijaté
v
stupňa
ich
stechiometrická.
označme K* cez K H 2 O. Veličina sa nazýva iónový súčin vody. Iónový
práca
voda= súčin koncentrácie katiónov vodíka a koncentrácie hydroxidové anióny. Disociačná konštanta vody 
. Zmenou koncentrácií protónov a hydroxidových iónov v roztoku vzniká kyslé alebo zásadité prostredie. -7 - alkalické,
>10 -7 - kyslé. 
.
Vodík
indikátor (pH)číselne = dekadický logaritmus koncentrácie katiónov vodíka, braný s opačným znamienkom. 
hydroxidový index sa vypočíta podobne 
. Pre neutrálne prostredie [pH] \u003d 7, zásadité - [pH]\u003e 7, kyslé - [pH]
38. Hydrolýza solí. Konštantný a stupeň hydrolýzy. Hydrolýza- reakcia soli s vodou za vzniku slabého elektrolytu. Je sprevádzaná zmenou pH média. Príklad Na2C03=Na++C032--disociácia, C032- +H20=HC03- +OH- - hydrolýza. Hydrolýza spočíva v chemickej interakcii rozpustených iónov solí s molekulami vody, čo vedie k vzniku mierne disociované zlúčeniny a zmena reakcie média. Kvantitatívne množstvo charakterizujúce hydrolýza, sa nazýva stupeň hydrolýzy h. stupňa hydrolýza- pomer počtu hydrolyzovaný molekúl soli na celkový počet jej rozpustených molekúl. . Závislosť stupňa hydrolýzy. Koncentrácia látok– čím väčšie riedenie, tým väčší stupeň hydrolýzy. Teplota – čím vyššia teplota, tým silnejšia hydrolýza. Dodatok cudzinci látok- zavedenie látok, ktoré spôsobujú alkalickú reakciu, inhibujú hydrolýzu soli s pH > 7 a zvyšujú hydrolýzu s pH 7 a naopak, kyslé látky zvyšujú hydrolýzu s pH > 7 a inhibujú s pH 7. prírody rozpustený látok- stupeň hydrolýzy závisí od chem. povaha rozpustenej soli. Sú 3 možnosti.
42.spôsoby varenia:
Bez r-and (zmiešaním vypočítaného počtu r-s; pri pripočítaní vypočítaného počtu tv. in-va k r-ru)
Podľa p-a rovnice
43.Buffer riešenia- roztoky, ktoré prakticky nemenia svoju hodnotu pH, keď sa zriedia alebo do nich pridávajú určité množstvá silnej kyseliny alebo silnej zásady
Buffer kapacita. Vyjadruje sa ako množstvo látky ekvivalentné silnej kyseline alebo zásade, ktoré sa musí pridať do 1 litra tlmivého roztoku, aby sa hodnota pH posunula o jednu.
44. Heterogénne rovnováhy
o kontakt tuhá s rozpúšťadlom sa látka začne rozpúšťať a po ustálení termodynamické rovnováha, vzniká nasýtený roztok. Kedy málo rozpustný elektrolytu vo vodnom roztoku nasýtenom málo rozpustný elektrolyt.
Produkt rozpustnosti - produkt koncentrácie iónov málo rozpustný elektrolytu vo svojom nasýtenom roztoku pri konštantnej teplote a tlaku. Práca rozpustnosť-hodnota konštantný.
Ak je iónový produkt väčší ako produkt rozpustnosti, vytvorí sa zrazenina.
45. OVP. redox reakcie- také reakcie, ktoré prebiehajú so zmenou oxidačných stavov prvkov tvoriacich zlúčeniny. Oxidačný stav je skutočný náboj atómu v molekule, ktorý vedie k redistribúcii. elektrónová hustota.
46. Oxidácia - proces straty elektrónov, čo vedie k zvýšeniu CO. Oxidačné činidlá: jednoduché in-va, atómy, ktoré majú veľký elektronegatív (F, O. CE); in-va, obsahujúce. El-you v maximálnom CO; katióny ja a H.
Redukčné činidlá: jednoduché atómy in-va, ktoré majú malý EO; sozherzh. e-ste v dolnom. SO
47.intermolekulárne- rev. CO v rôznych molekulách xl.proporcionácia (ok-l, in-l rovnaký e-t, ale v rôznych CO)
Intramolekulárne -izmus. CO v jednej molekule
2. Klechkovského pravidlo (princíp najmenšej energie). V základnom stave je každý elektrón umiestnený tak, aby jeho energia bola minimálna. Čím menší je súčet (n + l), tým nižšia je energia orbitálu. Pre danú hodnotu (n + l) má orbitál s najmenším n najnižšiu energiu. Energia orbitálov sa zvyšuje v sérii:
1S
3. Hundovo pravidlo. Atóm v základnom stave musí mať v rámci určitej podúrovne maximálny možný počet nespárovaných elektrónov.
Stav atómu s najnižšou možnou energiou elektrónov v ňom sa nazýva základný alebo nevybudený stav. Ak však atómy prijímajú energiu zvonku (napríklad pri ožarovaní, zahrievaní), potom sa elektróny vonkajšej elektrónovej vrstvy môžu „zapariť“ a presunúť sa na voľné orbitály, vyznačujúce sa vyššou energiou. Tento stav atómu sa nazýva excitovaný.
5.Pravidelné zákona. Vlastnosti prvkov, ako aj štruktúra a vlastnosti ich zlúčenín sú v periodickej závislosti od náboja jadier ich atómov. Poradové číslo prvku = náboj jeho jadra a počet elektrónov. Počet neutrónov = atómová hmotnosť - poradové číslo. Každá perióda začína s - prvkami (s 1 alkalický kov) a končí p - prvkom (s 2 p 6 inertný plyn). 1 perióda obsahuje 2 s - prvky. 2-3 obsahuje 2 s-prvky a 6 p-prvkov. V 4-5 sú prvky d vklinené medzi s a p. Počet elektronických úrovní = číslo obdobia. Pre prvky hlavných podskupín platí, že počet elektrónov = počet skupiny. V skupine zhora nadol sú vylepšené kovové vlastnosti. Zľava doprava sa zlepšujú nekovové vlastnosti (schopnosť prijímať elektróny). Periodicita zmien vlastností prvkov s-, p- a d.
Atóm chem. Prvok sa skladá z 3 základných elementárnych častíc: kladne nabitých protónov, neurónov, ktoré nemajú náboj a záporne nabitých elektrónov. V strede atómu je jadro pozostávajúce z protónov a neutrónov a elektróny obiehajú okolo neho. Počet elektrónov = náboj jadra. Chemický prvok- druh atómu s určitým jadrovým nábojom. izotopy Atómy rovnakého prvku, ktoré majú rovnaký jadrový náboj, ale rôznu hmotnosť. izobary Atómy rôznych prvkov, ktoré majú rôzne jadrové náboje, ale rovnakú atómovú hmotnosť. Súčasný model je založený na 2 zásadný princípy kvantovej fyziky. 1. Elektrón má vlastnosti častíc aj vĺn súčasne. 2. častice nemajú presne definované súradnice a rýchlosti. energie úrovni(kvantové číslo n) je vzdialenosť od jadra. Keď sa n zvyšuje, energia elektrónu sa zvyšuje. Počet energetických hladín = číslo periódy, v ktorej sa prvok nachádza. Maximálny počet elektrónov je určený N=2n 2 . energie podúrovni označujeme písmenami s (guľový), p (v tvare činky), d (rozeta so 4 okvetnými lístkami), f (zložitejšia). Interakcia magnetického kvantového čísla elektrónového oblaku s vonkajšími magnetickými poľami. Spin kvantové číslo správna rotácia elektrónu okolo jeho osi .
7. x/s- výsledok interakcie atómový pohon. k obrázku. chem. molekuly.
8.energia- potrebné na prerušenie x/c alebo uvoľnené pri tvorbe x/c.
Dĺžka - najkratšia vzdialenosť medzi jadrami interagujúcich atómov
saturačné číslo x/s, ktoré dokážu zobraziť. Atóm tohto prvku.
Sýtosť - valencia
Orientácia-prísna umiestnenie x/s v 3D priestore
9.1.orientačno-intermod. Komunikácia S prítomnosťou 2 alebo viacerých pohlaví. hovoria
2.indukcia-jedno mólo. Polárna, druhá nie
3.obraz súvisiaci s disperziou. Okamžité dipóly (har-n pre nepol. mol.)
10.Inonnaya St.-výsledok elektrostatu. vzájomné m / y iónov.(limitný prípad cov. poľa. St.) celkový elektr. Pár sa vzťahuje len na jednu z interakcií. Atómy.
polarizácia-yavl. priestor Našli sa deformácie atómov. V zóne pôsobenia trvalé alebo elektr. Molek. katóda (-) anóda (+)
schopnosť podstúpiť polarizáciu (polarizovateľnosť) iónu, polomer.
11.Kov x/s - nájdený proces socializácie elektrónov. Na externom energie úrovni.
Neúplná (nerozdielna H2) polárna (NSE)
Obrázok mechanizmov.
Výmena- do obrazu. x/ c účasť. Jeden elektrón z každého atómu
Darca-akceptor- darca (elektronický pár) akceptor (orbitálny)
datív- rozmanitosť. Prijatie darcu. V ktorých každý z atómov súčasne yavl. Darca aj príjemca
-entalpia
x/r
=
súčet
entalpia
obrázok produktu
r-tý
pozadu
mínus
sumy
entalpia
arr.
Exodus.
vec
formát: DOC (Microsoft Office Word)
množstvo: 23 lístkov formát: DOC (Microsoft Office Word)
množstvo: 23 lístkov
Číslo lístka 1
Periodický zákon a periodický systém chemických prvkov D. I. Mendelejeva na základe predstáv o štruktúre atómov. Hodnota periodického zákona pre rozvoj vedy.
V roku 1869 D. I. Mendelejev na základe analýzy vlastností jednoduchých látok a zlúčenín sformuloval periodický zákon: *** vzorce v súbore pri skákaní
Vlastnosti jednoduchých telies ... a zlúčenín prvkov sú v periodickej závislosti od veľkosti atómových hmotností prvkov.
Na základe periodického zákona bola zostavená periodická sústava prvkov. V ňom sa prvky s podobnými vlastnosťami spájali do zvislých stĺpcov – skupín. V niektorých prípadoch pri umiestňovaní prvkov do periodickej sústavy bolo potrebné prerušiť postupnosť narastajúcich atómových hmotností, aby sa dodržala periodicita opakovania vlastností. Musel som napríklad \"vymeniť\" telúr a jód, ako aj argón a draslík.
Dôvodom je, že Mendelejev navrhol periodický zákon v čase, keď nebolo nič známe o štruktúre atómu.
Po navrhnutí planetárneho modelu atómu v 20. storočí je periodický zákon formulovaný takto: *** vzorce v súbore pri skákaní
Vlastnosti chemických prvkov a zlúčenín sú v periodickej závislosti od nábojov atómových jadier.
Náboj jadra sa rovná počtu prvku v periodickej sústave a počtu elektrónov v elektrónovom obale atómu.
Toto znenie vysvetľovalo „porušovanie“ periodického zákona.
V periodickom systéme sa číslo periódy rovná počtu elektronických úrovní v atóme, číslo skupiny prvkov hlavných podskupín sa rovná počtu elektrónov vo vonkajšej úrovni.*** vzorce v súbore pri skákaní
Dôvodom periodickej zmeny vlastností chemických prvkov je periodické plnenie elektrónových obalov. Po naplnení ďalšej škrupiny začína nové obdobie. Periodická zmena prvkov sa zreteľne prejavuje v zmene zloženia a vlastností a vlastností oxidov.
Vedecký význam periodického zákona. Periodický zákon umožnil systematizovať vlastnosti chemických prvkov a ich zlúčenín. Mendelejev pri zostavovaní periodického systému predpovedal existenciu mnohých ešte neobjavených prvkov, pričom im ponechal voľné bunky a predpovedal mnohé vlastnosti neobjavených prvkov, čo uľahčilo ich objavenie.
Stručne o témach v lístkoch:
Lístok číslo 2
Štruktúra atómov chemických prvkov na príklade prvkov druhého obdobia a IV-A skupiny periodickej sústavy chemických prvkov D. I. Mendelejeva. Zákonitosti zmeny vlastností týchto chemických prvkov a nimi tvorených jednoduchých a zložitých látok (oxidy, hydroxidy) v závislosti od štruktúry ich atómov.
Lístok číslo 3.
Typy chemických väzieb a spôsoby ich vzniku v anorganických zlúčeninách: kovalentné (polárne, nepolárne, jednoduché a viacnásobné väzby), iónové, vodíkové.
Lístok číslo 4.
Klasifikácia chemických reakcií v anorganickej chémii.
Klasifikácia podľa zloženia východiskových látok a reakčných produktov.
Lístok číslo 5.
Lístok číslo 5.(do hĺbky)
Elektrolyty a neelektrolyty. Elektrolytická disociácia anorganických kyselín, solí, zásad. Stupeň disociácie.
Lístok číslo 6.
Reverzibilné a nevratné chemické reakcie. Chemická rovnováha a podmienky jej vytesnenia (zmena koncentrácie činidiel, teploty, tlaku).
Lístok číslo 7.
Reakcie výmeny iónov. Podmienky ich nezvratnosti.
Lístok číslo 8.
Rýchlosť chemických reakcií. Faktory ovplyvňujúce rýchlosť chemickej reakcie (závislosť rýchlosti od povahy, koncentrácie látky, povrchovej plochy kontaktu reaktantov, teploty, katalyzátora).
Lístok číslo 9.
Všeobecná charakteristika kovov hlavných podskupín skupín I - III (skupiny I-A - III-A) v súvislosti s ich postavením v periodickom systéme chemických prvkov D. I. Mendelejeva a znakmi štruktúry ich atómov, kovová chemická väzba, chemické vlastnosti kovov ako redukčných činidiel.
Lístok číslo 10.
Všeobecná charakteristika nekovov hlavných podskupín IV - VII skupín (IV-A - VII-A) v súvislosti s ich postavením v periodickom systéme chemických prvkov D. I. Mendelejeva a štruktúrnymi znakmi ich atómov. Zmeny v redoxných vlastnostiach nekovov na príklade prvkov skupiny VI-A.
Číslo lístka 11.
Alotropia látok, zloženie, štruktúra, vlastnosti alotropných modifikácií.
Číslo lístka 12.
Číslo lístka 12 (do hĺbky).
Elektrolýza roztokov a roztavených solí (na príklade chloridu sodného). Praktický význam elektrolýzy.
Číslo lístka 13.
Vodíkové zlúčeniny nekovov. Vzory v zmene ich vlastností v súvislosti s postavením chemických prvkov v periodickom systéme D. I. Mendelejeva.
Číslo lístka 14.
Vyššie oxidy chemických prvkov tretieho obdobia. Vzory v zmene ich vlastností v súvislosti s postavením chemických prvkov v periodickom systéme D. I. Mendelejeva. Charakteristické chemické vlastnosti oxidov: zásadité, amfotérne, kyslé.
Číslo lístka 15.
Kyseliny, ich klasifikácia a chemické vlastnosti založené na koncepte elektrolytickej disociácie. Vlastnosti vlastností koncentrovanej kyseliny sírovej na príklade interakcie s meďou.
Číslo lístka 16.
Bázy, ich klasifikácia a chemické vlastnosti na základe predstáv o elektrolytickej disociácii.
Číslo lístka 17.
Stredné soli, ich zloženie, názvy, chemické vlastnosti (interakcia s kovmi, kyselinami, zásadami, navzájom, berúc do úvahy charakteristiky oxidačno-redukčných reakcií a iónovej výmeny).
Číslo lístka 18.
Hydrolýza solí (rozoberte prvý stupeň hydrolýzy solí tvorených silnou zásadou a slabou kyselinou, slabou zásadou a silnou kyselinou).
Číslo lístka 19.
Korózia kovov (chemická a elektrochemická). Spôsoby, ako zabrániť korózii.
Lístok číslo 20.
Redoxné reakcie (demontujte na príkladoch interakcie hliníka s oxidom železa (III), kyseliny dusičnej s meďou).
Číslo lístka 21.
Železo, postavenie v periodickom systéme, atómová štruktúra, možné oxidačné stavy, fyzikálne vlastnosti, interakcia s kyslíkom, halogény, roztoky kyselín a solí. Zliatiny železa. Úloha železa v moderných technológiách.
Číslo lístka 22.
Kyseliny s vyšším obsahom kyslíka chemických prvkov tretieho obdobia, ich zloženie a porovnávacie charakteristiky vlastností.
Číslo lístka 23.
Všeobecné metódy získavania kovov.
Lístky na skúšku - Chémia - Základná úroveň - 11. ročník
Číslo lístka 1
1. Periodický zákon a periodický systém chemických prvkov D.I. Mendelejev na základe predstáv o štruktúre atómov. Hodnota periodického zákona pre rozvoj vedy.
2. Limitné uhľovodíky, všeobecný vzorec a chemická štruktúra homológov tohto radu. Vlastnosti a použitie metánu.
3. Úloha. Výpočet hmotnosti reakčného produktu, ak je známe množstvo látky alebo hmotnosť jednej z východiskových látok.
Lístok číslo 2
1. Štruktúra atómov chemických prvkov a zákonitosti pri zmene ich vlastností na príklade: a) prvkov rovnakého obdobia; b) prvky jednej hlavnej podskupiny.
2. Nenasýtené uhľovodíky, všeobecný vzorec a chemická štruktúra homológov tohto radu. Vlastnosti a použitie etylénu.
3. Skúsenosti. Stanovenie pomocou charakteristických reakcií každej z troch navrhovaných anorganických látok.
Stiahnite si a prečítajte si lístky na skúšku - Chémia - Základná úroveň - 11. ročník
1 Najdôležitejšie triedy anorganických zlúčenín: oxidy, hydroxidy, kyseliny, soli.
2 Zákon zachovania hmoty.
3 Hlavné typy komplexných zlúčenín (c. s.). Správanie k. vo vodných roztokoch. Konštantná nestabilita.
4 Nomenklatúra komplexných zlúčenín. koordinačné číslo.
5 Amfotérne hydroxidy.
6 Komplexné zlúčeniny. Komplexotvorné činidlo, ligandy.
7 Hydrolýza solí tvorených slabou zásadou a silnou kyselinou. stupeň hydrolýzy.
8 Rozpúšťanie pevných látok. Aké sú zložky rozpúšťacieho tepla tuhej látky v kvapaline?
9 Typy redoxných reakcií.
10 Zákon stálosti zloženia. Daltonides, Bertolidy.
11 Kryštalizácia zriedených a koncentrovaných roztokov. Kryštálový hydrát.
12 Reakcie iónovej výmeny. produkt rozpustnosti.
13 Zákon viacerých pomerov.
14 Elektrochemická disociácia vody. Iónový produkt vody. Vodíkový index.
15 Pomer kovov ku kyseline chlorovodíkovej a sírovej (zriedenej a koncentrovanej.
16. Faktory ovplyvňujúce redoxné procesy. Usporiadanie koeficientov v redoxných reakciách.
17 Zákon ekvivalentov. Stanovenie ekvivalentov jednoduchých a zložitých látok.
18 Spôsoby vyjadrenia koncentrácie roztoku: molárna, normálna, titrová.
19 Kvantovo-mechanická teória štruktúry atómu. rovnica Louisa de Broglieho. Heisenbergov princíp neurčitosti.
20 Redoxné vlastnosti manganistanu draselného.
21 Štruktúra atómu a periodicita vlastností prvkov.
22 Hydrolýza solí tvorených slabou zásadou a slabou kys.
23 Slabé elektrolyty. Stupeň disociácie. disociačná konštanta.
24 Pomer kovov ku kyseline dusičnej.
25 Hydrolýza. Faktory ovplyvňujúce proces hydrolýzy.
26 Elektrónová štruktúra atómov. S-, p-, d-, f-elektronické rodiny atómov.
27 Rozpustnosť. Rozpúšťanie plynov, kvapalín a pevných látok. Fyzikálno-chemická teória roztokov.
28 Zapĺňanie atómových orbitálov v atómoch s nárastom poradového čísla prvku (Klechkovského pravidlo).
29 Tlak pár nad kvapalinou. Raoultov prvý zákon.
30 Jadrový model štruktúry atómu. Atómové jadrá, ich zloženie. Izotopy, izobary.
31 Roztoky silných elektrolytov.
32 Kvantové čísla: hlavné, orbitálne, magnetické, spinové.
33 Všeobecná koncepcia riešení. Metódy vyjadrenia koncentrácie roztoku: molalita, hmotnostný zlomok, titer.
34 Hydrolýza solí tvorených silnou zásadou a slabou kyselinou.
35 Osmóza. osmotický tlak.
36 Silné elektrolyty.
37 Planckova kvantová teória svetla. Bohrova teória štruktúry atómu.
38. Voda. Fyzikálne a chemické vlastnosti vody.
39 Zákon ekvivalentov. Chemický prvok. Stanovenie ekvivalentov kyseliny, zásady, soli.
40 Druhý Raoultov zákon.
41 Elektródový potenciál. Nernstova rovnica.
42 Chemické zdroje prúdu (FC, akumulátory, GE).
43 Korózia (chemická, elektrochemická).
44 Spôsoby ochrany kovov pred koróziou.
