Что необходимо знать студентам о письменном экзамене по неорганической химии. Билеты по общей и неорганической химии Билеты по химии 1 курс
= СТУДГОРОДОК = Записная книжка первокурсника
ЭКЗАМЕН 1 СЕМЕСТРА
Программа экзамена по курсу "Основы неорганической и экспериментальной химии"
1 семестр, ЕНФ, 2011/2012 уч.год
Химическое равновесие.
Признаки истинного равновесия. Константы равновесия в гомогенных и гетерогенных системах. Равновесные концентрации реагентов и продуктов и понятие об их расчете.
Принцип Ле Шателье и смещение химического равновесия при изменении температуры, давления, концентраций реагентов и продуктов.
Окислительно-восстановительные реакции
(ОВР). Степень окисления атомов и ее изменение в ОВР.Типичные окислители и восстановители. Вещества с окислительной и восстановительной функцией. Роль среды в ОВР. Составление уравнений ОВР с использованием метода электронно-ионных полуреакций.
Стандартный электрохимический потенциал как характеристика окислительно-восстановительных свойств веществ в водном растворе. Критерий направления ОВР в стандартных условиях. Решение расчетных задач.
Общие свойства растворов.
Растворитель и растворенное вещество. Концентрированные и разбавленные растворы. Насыщенный, ненасыщенный и пересыщенный раствор и способы их получения. Растворимость. Тепловой эффект растворения. Диаграммы (политермы) растворимости. Зависимость растворимости газов и кристаллических веществ в жидких растворителях от температуры.
Растворы электролитов и неэлектролитов.
Закон разбавления Оствальда.
Труднорастворимые сильные электролиты и произведение растворимости (ПР). Расчеты с использованием значений ПР. Условия осаждения и растворения осадков. Сдвиг фазовых равновесий в насыщенных растворах труднорастворимых сильных электролитов.
Основные понятия протонной теории
кислот и оснований. Протонные растворители и их ионное произведение. Кислота и основание в протонной теории. Константы кислотности и основности и взаимосвязь между ними. Амфолиты.
Сдвиг протолитических равновесий под действием температуры, концентрации протолита (разбавления) и при введении одноименных ионов продуктов протолиза. Степень протолиза и рН в растворах, близких к бесконечному разбавлению.
Ионное произведение воды. Водородный и гидроксидный показатели кислотности среды. Шкала рН водных растворов.
Сольволиз и гидролиз.
Необратимый гидролиз бинарных соединений. Обратимый гидролиз солей. Сдвиг равновесий гидролиза.
Расчеты значений рН и степени протолиза в случае сильных и слабых кислот и оснований, а также амфолитов.
Строение атомов и Периодический закон
. Атом водорода. Многоэлектронные атомы. Главное, орбитальное, магнитное и спиновое квантовые числа. Атомные орбитали, электронные уровни и подуровни.
Принцип минимума энергии, правило Гунда и принцип Паули. Порядок заселения электронами атомных орбиталей. Правило Клечковского. Электронные формулы и энергетические диаграммы атомов элементов.
Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. Периоды и группы. Секции s-, p-, d-
и f-
элементов.
Химическая связь.
Ионная и ковалентная связь. Основные понятия метода валентных связей. Перекрывание электронных орбиталей; сигма-, пи- и дельта-связывание. Кратные связи. Идея гибридизации и геометрия молекул.
Полярность связей и полярность молекул. Дипольный момент химической связи и дипольный момент молекулы.
Понятие о методе молекулярных орбиталей. Водородная связь и межмолекулярное взаимодействие.
Обязательные знания студентов для получения положительной оценки на экзамене 1 семестра
1. Символы химических элементов и их названия. Секции s-, p-, d- и f- элементов в Периодической системе.2. Номенклатура неорганических веществ (формулы и названия, содержащиеся в лекционном курсе, лабораторном практикуме и домашних задачах).
3. Электронные конфигурации атомов по их координатам (номер группы, номер периода) в Периодической системе.
4. Главное, орбитальное и магнитное квантовые числа , связь между ними и числом энергетических уровней, подуровней и атомных орбиталей.
5. Определение типа гибридизации атомных орбиталей и предсказание геометрической формы частиц типа АВ х (молекул или ионов), где А, В - атомы s- и p- элементов.
6. Константа равновесия. Константы кислотности и основности. Принцип Ле Шателье для смещения химического равновесия.
7. Растворимость неорганических веществ. Произведение растворимости. Условие выпадения осадка и его растворения.
8. Составление уравнений реакций следующих типов:
* обменные реакции в водном растворе (молекулярное и ионное уравнение)
* окислительно-восстановительные реакции в водном растворе (молекулярное и ионное уравнение, подбор коэффициентов методом электронно-ионных полуреакций)
* протолитические реакции с участием воды как растворителя
* реакции гидролиза солей, гидролиза бинарных соединений.
9. Состав растворов:
* массовая доля
* молярность (молярная концентрация растворенного вещества)
10. Кислотная, щелочная и нейтральная среда водных растворов. Водородный показатель (рН). Шкала рН для водных растворов.
Что необходимо знать студентам о письменном экзамене по неорганической химии
# Начало экзамена в 9.00 в ауд К-2. Для студентов с кумулятивной оценкой по общей химии за 1 семестр от 15 до 24 баллов начало экзамена в 9.30. Студенты указанной категории имеют право выбрать тип билета для сдачи экзамена : основного уровня (максимальная оценка 50 баллов) либо билеты репродуктивного уровня (максимальная оценка 24 балла).
# Студенты без зачетных книжек к экзамену не допускаются. Если студент не допущен к экзамену из-за отсутствия зачетов или по другим причинам, кафедра может принимать у него экзамен только при наличии письменного разрешения (допуска) деканата.
# Время выполнения письменной работы на экзамене с 9.00 до 12.00 (с 9.30 до 12.30). Во время экзамена разрешено пользоваться справочными таблицами по неорганической химии (выдаются дежурным преподавателем) и микрокалькулятором. Бумагу для выполнения письменной работы студенты получают у дежурного преподавателя вместе с экзаменационным билетом.
# Во время экзамена не разрешается пользоваться мобильным телефоном, электронной записной книжкой, портативным компьютером. Выход студента из аудитории во время экзамена возможен только с разрешения дежурного преподавателя и во всех случаях влечет за собой смену экзаменационного билета.
# Объявление результатов экзамена - в день экзамена, в 15.00 на кафедре неорганической химии. Выдача зачетных книжек - в 15.00, только лично каждому студенту.
# Экзаменационный билет
включает 6 вопросов по следующим темам:
1. Химическое равновесие;
2. Общие свойства растворов, произведение растворимости;
3. Окислительно-восстановительные реакции;
4. Протолитические равновесия, гидролиз;
5. Строение атома и Периодический закон;
6. Химическая связь и строение молекул.
## 2, 3 или 4 вопрос билета представляет собой расчетную задачу
одного из тех типов, которые изучены в 1 семестре.
## расчетная задача сопровождается дополнительным вопросам
, не обязательным для ответа на удовлетворительную или хорошую оценку (выделен курсивом, обведен рамкой).
## Для получения положительной оценки ("удовлетворительно") необходимо дать правильные ответы на все шесть вопросов
(см."Обязательные знания студентов для получения положительной оценки"). Ответы на вопросы должны быть четкими, ясными, обоснованными, химически грамотными (включая правильное изображение формул, уравнений химических реакций, употребление современных символов физико-химических величин, вывод расчетных формул при решении задач и т.п.).
Правильный, полный и обоснованный ответ на дополнительный вопрос служит основанием для отличной оценки работы.
Письменная экзаменационная работа оценивается в баллах
следующим образом:
41-50 баллов - "отлично"
31-40 баллов - "хорошо"
21-30 баллов - "удовлетворительно"
0-20 баллов - "неудовлетворительно"
n1.doc
2. Атомно-молекулярное учение химии.Основные положения сформулированы Ломоносовым в виде капсулярной теории строения вещества-все вещества состоят из мельчайших частиц капсул (молекул) имеющих тот же состав, что и все вещество,и находящиеся в непрерывном движении. Химический элемент – это вид атомов с одинаковым положительным зарядом ядра. Атом – наименьшая частица химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атом электронейтральная микросистема, подчиняющаяся законам квантовой физики и состоящая из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов. Молекула – наименьшая частица вещества, определяющая его свойства и способная к самостоятельному существованию. Атомы объединяются в молекулу с помощью химических связей, в образовании которых принимают участие в основном внешние (валентные) электроны.
В 1911 году Резерфорд выполняет эксперименты по уточнению строения атома.В 1913 году появляется простейшая планетарная модель "атома водорода" Бора-Резерфорда.
Эта модель и является в настоящее время общепринятой "официальной" моделью атома.
достоинство - это простота.Согласно этой модели атом должен был состоять из компактного положительного ядра и электрона, вращающегося вокруг него по "стационарным круговым орбитам".Эти недостатки просто бросаются в глаза:
1) электрон вокруг атома, согласно решению задачи движения тела в центральном поле, не может двигаться по круговым траекториям. Траектории должны бать эллиптическими.Но эллиптические траектории в такой модели невозможны
Н.Бор Атом может находиться только в особенных стационарных, состояниях, каждому из которых отвечает определенная энергия. В стационарном состоянии атом не излучает электромагнитных волн.
Излучение и поглощение энергии атомом происходит при скачкообразном переходе из одного стационарного состояния в другое.Достоинства:
Объяснила дискретность энергетических состояний водородоподобных атомов.
Теория Бора подошла к объяснению внутриатомных процессов с принципиально новых позиций, стала первой полуквантовой теорией атома.Недостатки
Не смогла объяснить интенсивность спектральных линий.
Справедлива только для водородоподобных атомов и не работает для атомов, следующих за ним в таблице Менделеева.
3.В 1924 г . французский физик Луи де Бройль высказал идею о том, что материя обладает как волновыми, так и корпускулярными свойствами. Согласно уравнению де Бройля (одному из основных уравнений квантовой механики),
т. е. частице с массой m, движущейся со скоростью v соответствует волна длиной?; h - постоянная Планка. Для любой частицы с массой т и известной скоростью v длину волны де Бройля можно рассчитать. Идея де Бройля была экспериментально подтверждена в 1927 г., когда были обнаружены у электронов как волновые, так и корпускулярные свойства. В 1927 г. немецким ученым В. Гейзенбергом был предложен принцип неопределенности, согласно которому для микрочастиц невозможно одновременно точно определить и координату частицы X, и составляющую рх импульса вдоль оси х.Атом с более чем одним электроном представляет собой сложную систему взаимодействующих друг с другом электронов, движущихся в поле ядра.Тем не менее оказывается, что в атоме можно, с хорошей точностью, ввести понятие о состояниях каждого электрона в отдельности как о стационарных состояниях движения электрона в некотором эффективном центрально-симметричном поле, созданном ядром вместе со всеми остальными электронами. Для различных электронов в атоме эти поля, вообще говоря, различны, причем определяться они должны одновременно все, поскольку каждое из них зависит от состояний всех остальных электронов. Такое поле называется самосогласованным.Поскольку самосогласованное поле центрально-симметрично, то каждое состояние электрона характеризуется определенным значением его орбитального момента /.Состояния отдельного электрона при заданном / нумеруются (в порядке возрастания их энергии) с помощью главного квантового числа п, пробегающего значения п=/+1, /+2, ...; такой выбор порядка нумерации устанавливают в соответствии с тем, который принят для атома водорода. Но последовательность возрастания уровней энергии с различными / в сложных атомах, вообще говоря, отличается от имеющей место у атома водорода.
4. Принципы заполнения орбиталей.
1. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковы, т.е. на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (c противоположными спинами).
Хар-ка ков. св.
Энергия св., длина св., насыщенность, направленность.
12.Метод ВС.
Подразум. Образов. Элект. Плотности посредством обобществления электронов находящимся на внеш. Электрон. Уровне.
Недостатки
Не мог ооъяснить паромагнитные св-ва некоторых соед. (О при t -220 становится житкостью , которая притяг. Магнитом)
Существ. Мол. Ионов (He 2+, H 2+, O 2-)
Положения
Образ. х/с результат перехода электронов с атомных орбиталей на новые уровни обладающие энергией опред. Всеми атом. Молекул
После образ. Мол. Орбит.- атомн. Орб. Теряют свою индивид.
Каждой мол. Орб. Соотв. Опред энергия.
Электроны в молекуле нелокализ. В межядерные пространства 2-х атомов, а наход. В зоне действ ядер
Гибридизация – самопроизв. Процесс выравнивания по формк и энергии.
13. Метод МО
Усовершенствованный вариант метода валентных связей. Базируется на принципах. 1. Химическая связь между атомами осуществляется за счет одной или нескольких электронных пар. 2. При образовании общей электронной пары электронные облака перекрываются. Чем сильнее перекрывание тем прочнее химическая связь. 3. При образовании общей электронной пары спины электронов должны быть антипараллельны. 4. В образовании общих электронных пар могут участвовать только не спаренные электроны атомов. Спаренные электроны для образования связей должны разъединяться. 5. При образовании ковалентной связи из определенного числа электронных облаков двух атомов образуется такое же число электронных облаков молекулы, принадлежащих обоим атомам. 6. При объединении электронных облаков возможно их взаимное перекрывание с образованием связывающих облаков молекулы и взаимное отталкивание с образованием разрыхляющих облаков молекулы. 7. Заполнение орбиталей молекулы электронами происходит в соответствии с принципами минимальной энергии и Паули (В атоме не может быть 2 электронов, имеющих одинаковые значения всех 4 квантовых чисел. На одной орбитали может расположиться не более 2 электронов). 8. связь образуется, когда количество электронов на связывающих орбиталях больше чем на разрыхляющих. Свойства ковалентной связи. Она является прочной. Обладает свойством насыщаемости. Имеет направленность в пространстве.
14.хим. термодинамика изучает энерг. Изменения.рассматр. процессы в сост. Равновесия р-я либо не началась или закончилась и потоки во внеш. Среде отсутствуют.
Термодин. Сист- макроскопическое тело выделенное из окруж среды мыслен. или физ. оболочки.
По кол-ву фаз:
Гомогенные(все компоненты сист. В одной фазе)
Гетерогенные(хим. р-и протекают в разных разделах фаз)
По хар-ру взаимод с окруж. Средой:
Открытые(обмен вещ-м и энергией), Закрытые(обмен энергией), Изолирован.(нет обмена)
Все ТС хар-ся параметрами: давл, темп, оббьем, масса. Термодин. Изучает переход сист. Из одного сост. В другой – процесс: Равновесные любая хим. р-я в сост. Равновесия, Стационарная.
Изобарический(пост. Давл), Изохорический(пост. Оббьем), Изотермический(пост. Темпер)
Энергия ТС: E = K +П+дельта U (внутр.)
Хим. термодин. Базируется на 2-х законах
Закон. Сохр. Энергии – изменение вн. Энерг. Сист. Опред. Кол-ом выделяемой теплоты и совершенной работой
Стандартная энтальпия- энтальпия той р-и в которой 1 моль в-ва образуется из простых в-в устойчив. При станд. Условиях.
15.Первый закон термодинамики
Энтальпия – функция состояния равная внутренней энергии системы + работа расширения. . При постоянном давлении
1 закон -тепловой эффект р-и = теплов. Эф. Обратной р-и , но противоположен по знаку.(чем больше тепл. Эф образования сложн. В-ва, тем оно устойчивее.)
16.закон Гесса.- тепл. Эф. Хим. р-и не зависит от пути по которому она протекает , но зависит от начального и конечного сост. сист.
Следствие
-измен. Энтальпии хим. р-и не зависит от числа промеж. стадий
Высокая изберательность
Способность к регуляции каталитических св-в.
24.
Химическое
равновесие
– состояние системы при котором скорости прямой и обратной реакции равны.
Обратимые-протек. Не до конца и продукты таких р-й взаим. с образов. исх. в-в.
Необратим р-и- протек. до конца, до полного расход. исх. в-в и продукт. р-и(образ. Осадка, газа, воды)
Константа
равновесия хим. реакции = произведению концентраций продуктов реакции, взятых в степенях их стехиометрических коэффициентов в уравнении реакции, деленному на произведение концентраций исходных веществ, взятых в степенях стехиометрических коэффициентов
25.
процесс идет самопроизвольно в прямом направление, если потенциал уменьшается следовательно константа равновесия больше 1. Концентрация продуктов > концентрации исходных веществ. Если наоборот, то реакция практически не шла. При повышении температуры равновесие сместиться в сторону эндотермической реакции, при понижении в сторону экзотермической. При увеличении давления равновесие смещается в направлении реакции, идущей с уменьшением объема газообразных веществ, при понижении давления в сторону реакции идущей с увеличением объема. При увеличении концентрации исходных веществ равновесие смещается в сторону прямой реакции.
Принцип Ле-Шателье-Брауна. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие сдвигается в направлении, ослабляющем это воздействие
26. Растворы-тв, жидк., газ-я гомогенная сист. образ. раст-ом, раст-ым в-ом и продук. Их взаимод.
Растворитель-компонент неменяющий свое агрег. сост. при образов. ратворов.
Концентрация- кол-во раствор. в-ва в ед. обьема или массе рас-ра или раст-ля.
27.
Растворимость- способность вещества образовывать с другими веществами однородные системы - растворы, в которых вещество находится в виде отдельных атомов, ионов, молекул или частиц.
Процесс раст-я сложное физико-хим. явл., одним из физич. процессов явл. Диффузия раствор. в-ва в раст-леэтот процесс самопроизвольного движ. Силой диффузии явл. Тепл. Движ.
Причин диф.- увелечение энтропии.скорость раствор. в-ва зависит от скорости диффузии.
Правило фаз фаянса
28.
раств-е газов в жидк. экзотерм. процесс.(при рас-ть газов в жидк.
Закон Генри:
Масса газа рас-я при данной темп. И данном обьеме жидк. прямопропорц. парцеальному давл. газа.
Закон Дальтона:
Раст-ть каждого из компонентов газов смеси при пост. Темп., прямопропорц. парцеальному давл. компонента жидк. и не зависит от общего давл. смеси и индив. компонента.
Закон Сеченова:
В присутсвии электролитов раст-ть газа в жидк. уменьш.
29.Коллегативными назыв. св-ва зависящие от конц. раст-ра, но не зависящ. от их хим. сост.
Давлением
насыщенного
пара
жидкости
наз. давление, которое установилось над жидкостью, когда скорость испарения жидкости = скорости конденсации пара в жидкость.1
закон
Рауля.
Относительное понижение давления пара растворителя над раствором = мольной доле растворенного вещества
Растворы
подчиняющиеся
этому
закону
называются
идеальными
. 2
закон
Рауля.
Эбулиоскопический.
Повышение температуры кипения раствора неэлектролита пропорционально моляльной концентрации растворенного вещества. 
, Е-эбуллиоскопическая константа. Е= повышению температуры кипения, вызываемому 1 молем вещества, растворенным в 1000 г. растворителя. Криоскопический.
Понижение температуры замерзания раствора неэлектролита пропорционально мольной концентрации растворенного вещества. 
,
К-криоскопическая= понижению температуры замерзания растворов в которых на 1000 г. растворителя приходится 1 моль растворенного неэлектролита.
30.Диффузия и осмос.
Осмос – односторонняя диффузия молекул растворителя в растворе через мембрану, непроницаемую для растворенного
реакции,
деленному
на
произведение
концентраций
исходных
веществ,
взятых
в
степенях
их
стехиометрических.
обозначим
К*
через
К
Н
2
О
величина
называется
ионным
произведением
воды.
Ионное
произведение
воды
=
произведению
концентрации
катионов
водорода
на
концентрацию
гидроксид-анионов.
Константа
диссоциации
воды
.
Изменение
концентраций
протонов
и
гидроксид-ионов
в
растворе
создает
кислую
или
щелочную
среды.
-7
–
щелочная,
>10
-7
–
кислая.
.
Водородный
показатель(рН)
численно
=
десятичному
логарифму
концентрации
катионов
водорода,
взятому
с
обратным
знаком.
,
аналогично
расчитывается
гидроксидный
показатель
.
Для
нейтральной
среды
[рH]
=7,
щелочной
-
[рH]
>7,
кислой
-
[рH]
38. Гидролиз солей. Константа и степень гидролиза. Гидролиз – реакция соли с водой с образованием слабого электролита. Сопровождается изменением рН среды. Пример Na 2 CO 3 =Na + +CO 3 2- -диссоциация, CO 3 2- +H 2 O=HCO 3 - +OH - - гидролиз. Гидролиз заключается в химическом взаимодействии ионов растворенной соли с молекулами воды, приводящим к образованию малодиссоциированных соединений и изменению реакции среды. Величина количественно характеризующая гидролиз, называется степенью гидролиза h. Степень гидролиза – отношение числа гидролизованных молекул соли к общему числу растворенных ее молекул. . Зависимость степени гидролиза. Концентрация вещества – чем больше разбавление, тем больше степень гидролиза. Температура – чем выше температура, тем сильнее гидролиз. Добавление посторонних веществ – введение веществ дающих щелочную реакцию, подавляет гидролиз соли с рН > 7 и усиливает гидролиз с рН 7, и наоборот вещества дающие кислую реакцию среды, увеличивает гидролиз с рН > 7 и подавляет с рН 7. природа растворенного вещества – степень гидролиза зависит от хим. природы растворенной соли. Возможны 3 варианта.
42.способы приготовления :
Без р-и(смешением расщитанных кол-в р-ов; при добавлении расщит. кол-ва тв. в-ва к р-ру)
По уравнению р-и
43.Буферные растворы – растворы которые практически не изменяют свое значение рН при разбавлении или добавлении к ним определенных количеств сильной кислоты или сильного основания
Буферная емкость. Выражается количеством вещества эквивалента сильной кислоты или основания, которое необходимо добавить к 1 литру буферного раствора, чтобы сместить значение его рН на единицу.
44.Гетерогенные равновесия
При соприкосновении твердого вещества с растворителем вещество начинает растворяться и по установлении термо¬динамического равновесия образуется насыщенный раствор. В случае малорастворимого электролита в водном растворе, насыщенном относительно малорастворимого электролита.
Произведение растворимости - произведение концентрации ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе при постоянной температуре и давлении. Произведение растворимости-величина постоянная.
Осадок будет выпадать если ионное произведение больше чем произведение растворимости
45.ОВП. Окислительно-восстановительные реакции – такие реакции которые протекают с изменением степеней окисления элементов, входящих в состав соединений. Степень окисления- фактический заряд атома в молекуле образующийся в результате перераспред. электронной плотности.
46.Окисление- процесс потери электронов, приводящий к повышению СО. Окислители:простые в-ва, атомы которые имеют большую электроотрицат.(F , O . CE );в-ва , содерж. Эл-ты в max СО;катионы ме и Н.
Восстановители:простые в-ва атомы которых имеют малую ЭО;сожерж. э-ты в низш. СО
47.Межмолекулярные- изм. СО в разных молекулах иксл.конпропорционирование(ок-ль, в-ль один и тот же эл-т но в разных СО)
Внутримолекулярные -изм. СО в одной молекуле
2. Правило Клечковского (принцип наименьшей энергии). В основном состоянии каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной. Чем меньше сумма (n + l), тем меньше энергия орбитали. При заданном значении (n + l) наименьшую энергию имеет орбиталь с меньшим n. Энергия орбиталей возрастает в ряду:
1S
3. Правило Хунда. Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.
Состояние атома с минимально возможной энергией электронов в нем называется основным, или невозбужденным, состоянием. Однако, если атомы получают энергию извне (например, при облучении, нагревания), то электроны внешнего электронного слоя могут ``распариваться"" и переходить на свободные орбитали, характеризующиеся большей энергией. Такое состояние атома называется возбужденным.
5.Периодический закон. Свойства элементов, а также строение и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов. Порядковый номер элемента = заряду его ядра и количеству электронов. Число нейтронов = атомная масса – порядковый номер. Каждый период начинается s - элементов (s 1 щелочной металл) и заканчивается p – элементом (s 2 p 6 инертный газ). 1 период содержит 2 s – элемента. 2-3 содержит по 2 s – элемента и 6 р – элементов. В 4-5 между s и p вклиниваются d элементы. Число электронных уровней = номеру периода. Для элементов главных подгрупп число электронов = номеру группы. В группе сверху вниз усиливаются металлические свойства. Слева на право усиливаются не металлические свойства (способность принимать электроны). Периодичность изменения свойств s-, p- и d элементов.
Атом хим. элемента состоит из 3 основных элементарных частиц: положительно заряженных протонов, не имеющих заряда нейронов и отрицательно заряженных электронов. В центре атома находится ядро состоящее из протонов и нейтронов, а вокруг него вращаются по орбиталям электроны. Число электронов = заряду ядра. Химический элемент – вид атома с определенным зарядом ядра. Изотопы – атомы одного и того же элемента, имеющих одинаковый заряд ядра, но разную массу. Изобары – атомы разных элементов имеющие разный заряд ядра, но одинаковую атомную массу. Современная модель основана на 2 фундаментальных принципах квантовой физики. 1. электрон имеет свойства и частицы и волны одновременно. 2. частицы не имеют строго определенных координат и скоростей движения. Энергетический уровень (квантовое число n) – расстояние от ядра. С увеличением n энергия электрона возрастает. Число энергетических уровней = номеру периода в котором находится элемент. Максимальное число электронов определяется N=2n 2 . Энергетический подуровень обозначают буквами s (сферическая), p (гантелеобразная), d (4 лепестковая розетка), f (более сложная). Магнитное квантовое число взаимодействие электронного облака с внешними магнитными полями. Спиновое квантовое число собственное вращение электрона вокруг своей оси .
7. х/с- результат взаимод. атомов привод. к образ. хим. молекул.
8.энергия- необходимая для разрыва х/ c или выделяемая при образовании х/с.
Длина-кратчайшее расстояние между ядрами взаимод.атомов
Насыщенность-число х/с которое может образ. Атом данного эл-та.
Насыщенность- валентность
Направленность-строгое располож. х/с в трехмерном пространстве
9.1.оринтационные-взаимод. Связ. С наличием 2-х или более пол. мол.
2.индукционные-одна мол. Полярна, вторая нет
3.дисперсионные-связанна с образ. Мгновенных диполей(хар-н для непол. Мол.)
10.Инонная св.-результат электростат. взаим. м/у ионами.(предельный случай ков. пол. св.)общая электр. Пара относится только к одному из взаимод. Атомов.
поляризация-явл. Простран. Деформации атома наход. В зоне действ. постоянного или электр. Молек. катод(-) анод(+)
способность подвергатся поляризации(поляризуемость)а иона, радиуса.
11.Ков х/с- процесс обобществления электронов наход. На внеш. Энергитич. Уровне.
Непол.(неотлич Н2) полярн(НСЕ)
Механизмы образ.
Обменный- в образ. х/ c участв. По одному электрону от каждого атома
Донорно-акцепторный- донор(электр. Пара) акцептор(орбиталь)
Дативный-
разновид.
Донорно-акцеп.
При
котором
каждый
из
атомов
одновременно
явл.
И
донором
и
акцептором
-энтальпия
х/р
=
сумма
энтальпий
образ.продуктов
р-й
за
вычетом
суммы
энтальпий
обр.
исход.
вещ.
Для проведения устного экзамена предлагается комплект экзаменационных билетов, адаптированный к медицинскому профилю учебного заведения. Комплект экзаменационных билетов составлен с учетом обязательных минимумов содержания основного общего и среднего (полного) общего образования по химии, а также федерального компонента государственного стандарта общего образования по химии.
Скачать:
Предварительный просмотр:
Билет №1
- Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки. Научный и гражданский подвиг Д. И. Менделеева.
- Предельные углеводороды, общая формула и химическое строение гомологов данного ряда. Химические свойства алканов на примере метана.
3 .Задача. Расчет массы продуктов реакции по данным об исходных веществах, одно из которых дано в избытке.
Билет №2
- Современные представления о строении атомов химических элементов и закономерности в изменении их свойств на примере: элементов одного периода. Электронные формулы и графические схемы строения электронных слоев атомов этого периода.
- Непредельные углеводороды ряда этилена, общая формула и химическое строение. Свойства и применение этилена.
3. Опыт. Приготовление раствора с заданной массовой долей растворенного вещества.
Билет № 3
- Современные представления о строении атомов химических элементов и закономерности в изменении их свойств на примере:
элементов одной главной подгруппы. Электронные формулы и графические схемы строения электронных слоев атомов этой подгруппы.
- Циклопарафины, их химическое строение, свойства, нахождение в природе, практическое значение.
- Опыт. Определение с помощью характерных реакций каждое из предложенных органических веществ.
Билет №4
1. Ионная связь, ее образование. Заряды ионов. Степень окисления и валентность элементов.
2.Диеновые углеводороды, их химическое строение, свойства, получение и практическое значение.
3.Опыт. Проведение реакций, подтверждающих характерные химические свойства кислот.
Билет №5
1.Химическое равновесие и условия его смещения: изменение концентрации реагирующих веществ, температуры, давления.
2.Ацетилен – представитель углеводородов с тройной связью в молекуле. Свойства, получение и применение ацетилена.
3. Задача. Нахождение молекулярной формулы газообразного вещества по массе продуктов сгорания.
Билет №6
- Скорость химических реакций. Зависимость скорости от природы реагирующих веществ, температуры, катализатора.
- Ароматические углеводороды. Бензол, структурная формула, свойства и получение. Применение бензола и его гомологов.
3.Опыт. Проведение качественных реакций на соли двух- и трёхвалентного железа.
Билет №7
1.Основые положения теории химического строения органических веществ А.М. Бутлерова.
2 Амфотерные органические и неорганические соединения
3.Опыт. Проведение реакций, подтверждающих важнейшие химические свойства органического вещества.
Билет №8
1.Изомерия органических веществ, ее виды.
2. Реакции ионного обмена, условия их необратимости
3. Опыт. Проведение реакций, подтверждающих качественный состав неорганического соединения.
Билет №9
1.Металлы, их положение в периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева, строение их атомов, металлическая связь, металлическая кристаллическая решётка и физические свойства металлов. Общие химические свойства металлов.
2.Природные источники углеводородов: газ, нефть, каменный уголь и их практическое использование.
3.Опыт. Испытание растворов солей индикатором и объяснение результатов.
Билет №10
1.Неметаллы, их положение в периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева, строение их атомов. Окислительно-восстановительные свойства неметаллов на примере элементов подгруппы кислорода.
2.Предельные одноатомные спирты, их строение, физические и химические свойства. Получение и применение этилового спирта.
3. Опыт. Получение газообразного вещества и проведение реакций, характеризующих его свойства.
Билет №11.
1. Классификация химических реакций в неорганической и органической химии.
2.Фенол, его химическое строение, свойства, получение и применение.
3.Задание. Вычисление массы или объёма продукта реакции, если одно из исходных веществ дано в виде раствора определённой молярной концентрации.
Билет №12
1.Растворы. Способы выражения концентрации растворов (массовая доля, молярная концентрация)
2.Альдегиды, их химическое строение и свойства. Получение и применение муравьиного и уксусного альдегидов.
3.Опыт. Проведение химических реакций, характерных для соединения класса углеводов.
Билет №13
1.Теория электролитической диссоциации. Диссоциация веществ с ионной и сильнополярной ковалентной связями.
2.Предельные одноосновные карбоновые кислоты, их строение и свойства на примере уксусной кислоты.
3.Опыт. Определение с помощью характерных реакций растворов неорганических веществ.
Билет №14
- Гидролиз солей, его типы.
- Жиры, их состав и свойства. Биологическая роль жиров. Переработка жиров.
- Опыт. Проведение реакций, подтверждающих качественный состав соли.
Билет №15
1.Окислительно- восстановительные процессы, их значение.
2.Глицерин и этиленгликоль как представители многоатомных спиртов.
3. Задача. Вычисление массы продукта реакции, если для его получения выдан раствор с определенной массовой долей исходного вещества в процентах.
Билет №16
- Кислоты, их классификация и свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.
- Целлюлоза, строение, свойства, применение.
- Задание. Установление принадлежности органического вещества к определённому классу.
Билет №17
1.Основания, их классификация и свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.
2.Глюкоза – представитель моносахаридов, строение, свойства, применение.
3. Опыт. Получение амфотерного гидроксида и проведение химических реакций, характеризующих его свойства.
Билет №18
- Соли, их состав, свойства на основе представлений об электролитической диссоциации.
- Крахмал. Нахождение в природе, практическое значение.
3. Опыт. Проведение реакций, подтверждающих генетические связи между неорганическими веществами различных классов.
Билет №19
- Экологические проблемы, связанные с химическим загрязнением окружающей среды.
- Аминокислоты, состав, свойства, биологическая роль, применение.
3. Задача. Решение задач с использованием молярного объема газов.
Билет №20
1.Роль химии в решении глобальных проблем человечества.
2.Взаимосвязь между важнейшими классами органических веществ.
3. Задача. Приготовление раствора с заданной молярной концентрацией.
Билет №21
1. Типы кристаллических решеток веществ. Зависимость свойств веществ от типа кристаллической решетки.
2.Белки как биополимеры. Свойства и биологические функции белков.
3. Задача. Определение массы полученного вещества, если известно количество исходного вещества.
Билет №22
1.Общая характеристика высокомолекулярных соединений, состав, строение, применение в медицине.
2.Амины. Анилин, строение, свойства, применение.
3. Задача. Расчет по уравнению реакции массы продукта реакции, если исходное вещество содержит примеси.
Билет №23
- Ковалентная связь. Виды ковалентной связи. Длина и энергия связи. Донорно-акцепторный способ образования ковалентной связи. Электроотрицательность химических элементов. Кратность ковалентной связи; σ- и π -связи.
- Нуклеиновые кислоты, состав, строение, биологическая роль.
- Задача. Расчёты при разбавлении и смешивании растворов с различной массовой долей растворенного вещества.
Билет №24
1. Современные представления о строении атомных орбиталей химических элементов. Электронные формулы и графические схемы строения электронных слоев атомов.
2.Свойства муравьиной кислоты (подтвердите уравнениями реакций). Применение в медицине.
3. Задача. Решение задач по термохимическим уравнениям.
Билет № 25
1.Общая характеристика элементов YII группы главной подгруппы. Ответ подтвердите уравнениями реакций.
2.Простые и сложные эфиры, свойства, реакции получения и применение.
- Задание. Написание структурных формул возможных изомеров для предложенной молекулярной формулы. Номенклатура ИЮПАК.
Билет № 26
1.Общая характеристика элементов IV группы, главной подгруппы. Углерод и кремний как простые вещества. Соединения углерода и кремния, их значение для человека.
2. Анилин – представитель аминов, электронное строение, функциональная группа. Взаимное влияние атомов в молекуле амина. Физические и химические свойства, получение, значение в развитии органического синтеза.
3.Опыт. Получение и исследование свойств органических веществ.
Билет № 27
- Общая характеристика элементов VI группы, главной подгруппы. Кислород и сера как простые вещества. Аллотропия. Наиболее важные соединения кислорода и серы, их значение для человека.
- Нефть, ее состав и свойства. Продукты фракционной перегонки нефти. Крекинг и его виды. Ароматизация нефти. Охрана окружающей среды при нефтепереработке и транспортировке нефтепродуктов.
3.Задача. Нахождение молекулярной формулы углеводорода по массовой доле элементов и относительной плотности паров углеводорода по другому газу.
Билет № 28
1.Общая характеристика элементов V группы, главной подгруппы на основании их положения в периодической системе Д.И. Менделеева и строения атомов. Азот и фосфор как простые вещества. Аллотропные видоизменения фосфора, их строение и свойства. Наиболее важные соединения азота и фосфора, их применение. Биологическая роль азота и фосфора.
2.Важнейшие представители предельных и непредельных карбоновых кислот. Особенности муравьиной кислоты. Акриловая и олеиновая кислоты. Применение карбоновых кислот.
3.Задача. Расчет массы одного из реагирующих или образующихся веществ по количеству исходного или полученного вещества.
Билет №29
1.Общая характеристика d –элементов. Медь, цинк, как простые вещества, их физические и химические свойства. Соединения d – элементов, их значение и применение.
2. Природный и синтетический каучук, их получение, свойства и применение.
3. Задание на идентификацию веществ.
Билет № 30
1.Железо – представитель металлов побочных подгрупп. Особенности строения его атома, физические и химические свойства железа. Природные соединения железа. Применение железа и его сплавов.
2.Механизм реакции замещения на примере предельных углеводородов. Практическое значение предельных углеводородов и их галогенозамещенных.
3.Задача. Вычисление массы исходного вещества, если известен выход продукта и указана массовая доля его в процентах от теоретически возможного выхода.
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.
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
