Экзаменационные вопросы по химии 1 курс. Что необходимо знать студентам о письменном экзамене по неорганической химии

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

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.

1.Предмет и задачи химии.Основные понятия и законы химии.

2. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение Периодического закона для развития науки.

3. Строение атомов химических элементов и закономерности в изменении их свойств на примере: а) элементов одного периода; б) элементов одной главной подгруппы.

4. Виды химической связи: ионная, металлическая, ковалентная (полярная, неполярная); простые и кратные связи в органических соединениях.Виды кристаллических решеток.

5. Классификация химических реакций в неорганической химии.

6. Классификация химических реакций в органической химии

7. Скорость химических реакций. Зависимость скорости от природы, концентрации реагирующих веществ, температуры, катализатора.

8. Химическое равновесие и условия его смещения: изменение концентрации реагирующих веществ, температуры, давления.

9.Понятие аллотропии. Аллотропия неорганических веществ на примере углерода и кислорода.

10.Дисперсные системы.Классификация,примеры.Коллоидные растворы.Применение в медицине суспензий,эмульсий,аэрозолей,гелей.

11.Растворы.Истинные растворы.Растворимость веществ как физико-химическое явление..Классификация растворов.Виды концетрации.

12.Электролитическая диссоциация. Электролиты и неэлектролиты.Реакции ионного обмена.Степень диссоциации.

13. Важнейшие классы неорганических соединений.

14.Оксиды. Высшие оксиды химического элементов третьего периода. Закономерности в изменении их свойств в связи с положением химических элементов в Периодической системе.

15. Кислоты, их классификация и свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.

16. Основания, их классификация и свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.

17. Соли, их состав и названия, взаимодействие с металлами, кислотами, щелочами, друг с другом с учетом особенностей реакций окисления – восстановления и ионного обмена.

18.Гидролиз солей.Виды гидролиза.

19. Окислительно-восстановительные реакции (на примере взаимодействия алюминия с оксидами некоторых металлов, концентрированной серной кислоты с медью).

20.Электролиз расплавов и растворов солей.

21. Неметаллы, положение в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, строение их атомов. Окислительно-восстановительные свойства неметаллов на примере элементов подгруппы кислорода. . Водородные соединения неметаллов. Закономерности в изменении их свойств в связи с положением химических элементов в Периодической системе Д.И. Менделеева

22.Галогены.Общая характеристика галогенов.Хлор.Физико-химические свойства.Соляная кислота,ее свойства.Хлориды.

23.Подгруппа кислорода.Общая характеристика VIA подгруппы.Сера,ее физико-химические свойства. Соединения серы:сероводород.оксиды серы,серная кислота и ее соли.

24.Подгруппа азота..Соединения азота:аммиак,соли аммония,азотная кислота и ее соли.

25.Подгруппа углерода.Общая характеристика.Углерод.Строение атома.Аллотропные модификации углерода.Химические свойства.Соединения углерода:оксиды,угольная кислота и ее соли.

26. Металлы, их положение в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, строение их атомов, металлическая связь. Общие химические свойства металлов. . Электрохимический ряд напряжений металлов. Вытеснение металлов из растворов солей другими металлами

27. Химическая и электрохимическая коррозия металлов. Условия, при которых происходит коррозия металлов. Условия, при которых происходит коррозия, меры защиты металлов и сплавов от коррозии

28. Общие способы получения металлов. Практическое значение электролиза на примере солей бескислородных кислот.

29.Щелочные металлы.Общая характеристика на основе положения в ПСХЭ Д.И.Менделеева.Свойства натрия и его соединений.Биологическая роль ионов натрия и калия.

30.щелочно-земельные металлы.Кальций,его свойства.Важнейшие соединения кальция.Биологическая роль ионов кальция.

31. Железо: положение в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, строение атома, возможные степени окисления, физические свойства, взаимодействия с кислородом, галогенами, растворами кислот и солей. Сплавы железа.

32. Причины многообразия неорганических и органических веществ; взаимосвязь веществ.

33 Основные положения теории химического строения органических веществ А.М. Бутлерова. Химическое строение как порядок соединения и взаимного влияния атомов в молекулах.

34. Изомерия органических соединений и ее виды.

35. Предельные углеводороды, общая формула и химическое строение гомологов данного ряда. Свойства и применение метана.

36. Непредельные углеводороды ряда этилена, общая формула и химическое строение. Свойства и применение этилена.Способы получения этиленовых УВ

37. Ацетилен – представитель углеводородов с тройной связью в молекуле. Свойства, получение и применение ацетилена.

38. Ароматические углеводороды. Бензол, структурная формула, свойства и получение. Применение бензола и его гомологов.

39. Природные источники углеводородов: газ, нефть, каменный уголь и их практическое использование.

40. Предельные одноатомные спирты, их строение, свойства. Получение и применение этилового спирта. Получение спиртов из предельных и непредельных углеводородов.

41. Фенол, его химическое строение, свойства, получение и применение.

42. Альдегиды, их химическое строение и свойства. Получение, применение муравьиного и уксусного альдегидов.

43. Предельные одноосновные карбоновые кислоты, их строение и свойства на примере уксусной кислоты.

44. Жиры, их состав и свойства. Жиры в природе, превращение жиров в организме. Продукты технической переработки жиров. Понятие о синтетических моющих средствах.

45. Глюкоза – представитель моносахаридов, химическое строение, физические и химические свойства, применение

46. Крахмал, нахождение в природе, практическое значение, гидролиз крахмала

47. Целлюлоза, состав молекул, физические и химические свойства, применение. Понятие об искусственных волокнах на примере ацетатного волокна.

48. Аминокислоты, их состав и химические свойства: взаимодействие с соляной кислотой, щелочами, друг с другом. Биологическая роль аминокислот и их применение.

49. Анилин – представитель аминов; химическое строение и свойства; получение и практическое применение.

50. Взаимосвязь между важнейшими классами органических соединений.Генетическая связь.

51. Белки как биополимеры. Свойства и биологические функции белков.

52.Общая характеристика высокомолекулярных соединений: состав, строение, реакции, лежащие в основе их получения (на примере полиэтилена или синтетического каучука).

53. Виды синтетических каучуков, их свойства и применение.

54.Витамины.Классификация витаминов.Билогическая роль витаминов.

55.Ферменты.Классификация.Биологическая роль.

56.Гормоны. Классификация.Биологическая роль.


Похожая информация.


Вопрос 1

Основные понятия и законы химии: атом – наименьшая частица химического элемента, нейтральная по заряду и носитель его свойств.

Молекула – наименьшая частица вещества, нейтральная по заряду и носитель его свойств.

Эквивалент – это такое количество вещества, которое взаимодействует с 1 моль атома Н в обменных реакциях или с 1е в окислительно-восстановительных процессах.

Бойля – Мариотта, Гей – Люссака, Авагадро

Закон эквивалента: Рихтера – массы веществ связанных одним взаимодействием прямо пропорциональны массам их эквивалентов.

Квантово-механическая модель строения атома: модель Бора – Резерфорда: центр атома – ядро, которое состоит из протонов и нейтронов z – заряд ядра атома определяющий принадлежность атома к виду химического элемента, порядковый номер элемента в периодической системе, определяет число е нейтрального атома.

N – определяет изотопный состав атома.

Размеры атома определяются размерами его электронной оболочки.

В состав оболочки входит

Квантовые числа и типы электронных орбиталей: с помощью квантовых чисел, можно описать характеристику электронной оболочки, n – главное квантовое число, определяющее: номер квантового слоя или уровня, ёмкость квантового слоя и его энергетику, число подуровней в пределах уровня.

Подуровни описываются орбитальным квантовым числом.

Принцип Паули: в атоме не может быть 2е имеющих одинаковый набор 4 квантовых чисел.

Надстрочные цифры показывают сочетания магнитного и спинового чисел.1.Наибольшее значение n определяет № периода, внешний слой 2. Сумма е на внешнем слое определяет группу 3. s и p подуровни формируют главные подгруппы. Заселяемый подуровень определяет подгруппу.

Правило Гунда регламентирует разрешенные модели.

Вакантные орбитали на подуровне первоначально засиляются одноэлектронными облаками с одноимённой ориентацией спина. Правило Клечковского: е подуровни заселяются в направлении роста суммы главного и орбитального чисел.

При одинаковых значениях суммы n и l первым заселяется п.сl

Ковалентная связь: основа КС, 2е облако для 2 атомов.

1.Каждая частица или атом для связи предоставляет одноэлектронное облако при условии, что е облака 2 атомов антипараллельны.

2.Реализуется за счёт 2е облака 1 частицы и вакантной орбитали второй частицы.

Характеристика:1.Энергия связи. 2.Длина связи.3.Насыщаемость или максимальная ковалентность. 4.Направленность связи. 5.полярность связи пол, непол.

6.Кратность связи.

Свойства К соединений: твёрдые, хрупкие, растворимы в полярных растворителях, высокие t кипения и плавления, электропроводность.

Ионная связь: когда е связи полностью переходят к более электро-отрицательному атому. Механизм состоит в образовании ионов и формировании ионами кристаллической решётки. Истинно ионные – соединения имеющие 87% ионности.

Свойства: твёрдые, хрупкие, растворимы в полярных растворителях, высокие t кипения и плавления, электропроводность.

Металлическая связь: характерна для элементарных металлов и встречается в природе ограничено. Характеризуется металлической кристаллической решёткой в узлах которой располагаются ион-атомы металла, а междоузия заняты е химической связи.

Свойства М связи: хим.св-ва: способность к потере валентных е, то есть восстановительные св-ва. Физ.св-ва ковкость, пластичность. Мепло- и электропроводность.

Комплексные соединения: соединения высших порядков в состав которых входит сложная высокоустойчивая частица – комплексный ион. КИ и ионы высшей сферы связаны электростатическим взаимодействием. Комплексообразователь и леганды связаны ковалентной связью посредством донорно-акцепторного механизма.

Характеристика: комплексообразователь является акцептором, а также предоставляет определённое число орбиталей, которое называется координационное число.

Леганды характеризуются величиной дентантности.

Диссоциация: 1.ионизация или первичная диссоциация, 2.Вторичная диссоциация проходит в ничтожно малой степени по ковалентной связи.

Классификация комплексных соединений:Классы неорганических соединений

Реакции комплексных соединений: 1.КС участвуют в обменных процессах с сохранением комплексного иона.

2.Разрушение КИ возможно, если образуется более устойчивая частица.

  • Шпоры по химии (Документ)

    • 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.