1. Sujet et tâches de la chimie.Concepts de base et lois de la chimie.

2. Loi périodique et tableau périodique des éléments chimiques D.I. Mendeleev basé sur des idées sur la structure des atomes. L'importance de la loi périodique pour le développement de la science.

3. La structure des atomes d'éléments chimiques et les modèles d'évolution de leurs propriétés en utilisant l'exemple de : a) les éléments de la même période ; b) éléments d'un sous-groupe principal.

4. Types de liaisons chimiques : ioniques, métalliques, covalentes (polaires, non polaires) ; liaisons simples et multiples dans les composés organiques.Types de réseaux cristallins.

5. Classement réactions chimiques en chimie inorganique.

6. Classification des réactions chimiques en chimie organique

7. Taux de réactions chimiques. Dépendance de la vitesse sur la nature, la concentration des réactifs, la température, le catalyseur.

8. Equilibre chimique et conditions de son déplacement : changements de concentration des réactifs, température, pression.

9. Le concept d'allotropie. L'allotropie n'est pas matière organique en utilisant l'exemple du carbone et de l'oxygène.

10. Systèmes dispersés. Classification, exemples. Solutions colloïdales. Application en médecine de suspensions, émulsions, aérosols, gels.

11. Solutions. Solutions vraies. Solubilité des substances en tant que phénomène physique et chimique.. Classification des solutions. Types de concentration.

12.Dissociation électrolytique. Électrolytes et non-électrolytes. Réactions d’échange d’ions. Degré de dissociation.

13. Les classes les plus importantes de composés inorganiques.

14.Oxydes. Oxydes supérieurséléments chimiques de la troisième période. Régularités des modifications de leurs propriétés en relation avec la position des éléments chimiques dans le tableau périodique.

15. Les acides, leur classification et leurs propriétés basées sur des idées sur la dissociation électrolytique.

16. Bases, leur classification et leurs propriétés basées sur des idées sur la dissociation électrolytique.

17. Sels, leur composition et leurs noms, interaction avec les métaux, les acides, les alcalis entre eux, en tenant compte des caractéristiques des réactions d'oxydation-réduction et d'échange d'ions.

18. Hydrolyse des sels.Types d'hydrolyse.

19. Réactions redox (en utilisant l'exemple de l'interaction de l'aluminium avec des oxydes de certains métaux, de l'acide sulfurique concentré avec du cuivre).

20.Électrolyse des matières fondues et des solutions salines.

21. Non-métaux, position dans le tableau périodique des éléments chimiques D.I. Mendeleïev, la structure de leurs atomes. Propriétés redox des non-métaux en utilisant l'exemple des éléments du sous-groupe oxygène. . Composés hydrogènes de non-métaux. Régularités des modifications de leurs propriétés en relation avec la position des éléments chimiques dans le tableau périodique D.I. Mendeleïev

22. Halogènes. Caractéristiques générales des halogènes. Chlore. Propriétés physico-chimiques. Acide chlorhydrique, ses propriétés. Chlorures.

23. Sous-groupe Oxygène. Caractéristiques générales du sous-groupe VIA. Soufre, ee caractéristiques physico-chimiques. Composés soufrés : sulfure d'hydrogène, oxydes de soufre, acide sulfurique et ses sels.

24. Sous-groupe de l'azote.. Composés azotés : ammoniac, sels d'ammonium, acide nitrique et ses sels.

25. Sous-groupe du carbone. Caractéristiques générales. Carbone. Structure atomique. Modifications allotropiques du carbone. Propriétés chimiques. Composés du carbone : oxydes, acide carbonique et ses sels.

26. Métaux, leur position dans le tableau périodique des éléments chimiques D.I. Mendeleev, la structure de leurs atomes, les liaisons métalliques. Propriétés chimiques générales des métaux. . Série de tension électrochimique des métaux. Déplacement des métaux des solutions salines par d'autres métaux

27. Corrosion chimique et électrochimique des métaux. Conditions dans lesquelles la corrosion des métaux se produit. Conditions dans lesquelles la corrosion se produit, mesures pour protéger les métaux et alliages de la corrosion

28. Méthodes générales obtenir des métaux. L'importance pratique de l'électrolyse à l'aide de l'exemple des sels d'acides sans oxygène.

29. Métaux alcalins. Caractéristiques générales basées sur la position dans le PSHE de D.I. Mendeleïev. Propriétés du sodium et de ses composés. Rôle biologique ions sodium et potassium.

30. métaux alcalino-terreux. Le calcium, ses propriétés. Les composés calciques les plus importants. Le rôle biologique des ions calcium.

31. Fer : position dans le tableau périodique des éléments chimiques D.I. Mendeleev, structure atomique, états d'oxydation possibles, propriétés physiques, interactions avec l'oxygène, les halogènes, les solutions d'acides et de sels. Alliages de fer.

32. Raisons de la diversité des substances inorganiques et organiques ; relation des substances.

33 Principes de base de la théorie de la structure chimique des substances organiques A.M. Butlerov. Structure chimique comme ordre de connexion et influence mutuelle des atomes dans les molécules.

34. Isomérie des composés organiques et ses types.

35. Hydrocarbures saturés, formule générale et la structure chimique des homologues de cette série. Propriétés et applications du méthane.

36. Hydrocarbures insaturés de la série éthylène, formule générale et structure chimique. Propriétés et applications de l'éthylène. Méthodes de production d'hydrocarbures éthylène

37. L'acétylène est un représentant des hydrocarbures avec une triple liaison dans la molécule. Propriétés, production et utilisation de l'acétylène.

38. Hydrocarbures aromatiques. Benzène, formule structurelle, propriétés et obtention. Application du benzène et de ses homologues.

39. Sources naturelles d'hydrocarbures : gaz, pétrole, charbon et leur utilisation pratique.

40. Limites alcools monohydriques, leur structure, leurs propriétés. Préparation et utilisation de l'alcool éthylique. Préparation d'alcools à partir d'hydrocarbures saturés et insaturés.

41. Phénol, sa structure chimique, ses propriétés, sa préparation et son utilisation.

42. Aldéhydes, leur structure chimique et leurs propriétés. Préparation et utilisation de formique et d'acétaldéhydes.

43. Limiter les monobases acides carboxyliques, leur structure et leurs propriétés en utilisant l'acide acétique comme exemple.

44. Les graisses, leur composition et leurs propriétés. Graisses dans la nature, transformation des graisses dans le corps. Produits de transformation technique des graisses. Le concept de détergents synthétiques.

45. Le glucose est un représentant des monosaccharides, de la structure chimique, des propriétés physiques et chimiques, de l'application

46. ​​​​​​Amidon, présence dans la nature, signification pratique, hydrolyse de l'amidon

47. Cellulose, composition des molécules, propriétés physiques et chimiques, application. Le concept de fibres artificielles à l'aide de l'exemple de la fibre d'acétate.

48. Acides aminés, leur composition et propriétés chimiques : interaction avec l'acide chlorhydrique, les alcalis, entre eux. Rôle biologique des acides aminés et leur utilisation.

49. L'aniline est un représentant des amines ; structure et propriétés chimiques; production et application pratique.

50. La relation entre les classes les plus importantes de composés organiques.Connexion génétique.

51. Protéines comme biopolymères. Propriétés et fonctions biologiques des protéines.

52. Caractéristiques générales des composés de haut poids moléculaire : composition, structure, réactions qui sous-tendent leur production (par exemple, polyéthylène ou caoutchouc synthétique).

53. Types de caoutchoucs synthétiques, leurs propriétés et applications.

54. Vitamines. Classification des vitamines. Rôle biologique des vitamines.

55. Enzymes.Classification.Rôle biologique.

56. Hormones. Classification Rôle biologique.

Informations connexes.

= VILLE ÉTUDIANTE = Carnet de première année

EXAMEN SEMESTRE 1
Programme d'examens pour le cours "Fondements de la chimie inorganique et expérimentale"

1er semestre, JNF, année académique 2011/2012

Bilan chimique. Signes d’un véritable équilibre. Constantes d'équilibre en milieu homogène et systèmes hétérogènes. Concentrations d'équilibre des réactifs et des produits et le concept de leur calcul.
Le principe de Le Chatelier et le déplacement de l'équilibre chimique avec les changements de température, de pression, de concentrations de réactifs et de produits.

Réactions redox(OVR). Le degré d'oxydation des atomes et son changement dans l'ORR Agents oxydants et agents réducteurs typiques. Substances ayant des fonctions oxydantes et réductrices. Le rôle de l'environnement dans OVR. Élaboration d'équations ORR en utilisant la méthode des demi-réactions électron-ion.
Potentiel électrochimique standard comme caractéristique des propriétés rédox des substances en solution aqueuse. Critère d'orientation de l'OVR dans des conditions standards. Résoudre des problèmes de calcul.

Les propriétés générales solutions. Solvant et soluté. Solutions concentrées et diluées. Solution saturée, insaturée et sursaturée et procédés pour leur préparation. Solubilité. Effet thermique de dissolution. Diagrammes (polythermes) de solubilité. Dépendance de la solubilité des gaz et des substances cristallines dans les solvants liquides à la température.
Solutions d'électrolytes et de non-électrolytes. Loi de dilution d'Ostwald.
Électrolytes forts peu solubles et produit de solubilité (SP). Calculs utilisant les valeurs PR. Conditions de précipitation et de dissolution des sédiments. Changement équilibres de phases dans des solutions saturées d’électrolytes forts peu solubles.
Concepts de base de la théorie des protons acides et bases. Solvants protiques et leurs produits ioniques. Acide et base dans la théorie des protons. Constantes d'acidité et de basicité et relations entre elles. Ampholytes.
Déplacement des équilibres protolytiques sous l'influence de la température, de la concentration en protolyte (dilution) et avec l'introduction des mêmes ions de produits de protolyse. Le degré de protolyse et le pH dans des solutions proches de la dilution infinie.
Produit ionique de l'eau. Indicateurs d'hydrogène et d'hydroxyde d'acidité moyenne. Échelle de pH pour solutions aqueuses.
Solvolyse et hydrolyse. Hydrolyse irréversible des composés binaires. Hydrolyse réversible des sels. Changement des équilibres d'hydrolyse.
Calculs des valeurs de pH et du degré de protolyse dans le cas d'acides et de bases forts et faibles, ainsi que d'ampholytes.

La structure des atomes et la loi périodique. Atome d'hydrogène. Atomes multiélectroniques. L'essentiel, ce sont les nombres quantiques orbitaux, magnétiques et de spin. Orbitales atomiques, niveaux et sous-niveaux électroniques.
Principe d'énergie minimale, règle de Hund et principe de Pauli. L'ordre dans lequel les électrons occupent les orbitales atomiques. La règle de Klechkovsky. Formules électroniques et diagrammes énergétiques des atomes d'éléments.
Tableau périodique des éléments chimiques par D. I. Mendeleev. Périodes et groupes. Sections s-, p-, d- Et F-éléments.
Liaison chimique. Liaisons ioniques et covalentes. Concepts de base de la méthode des liaisons de valence. Chevauchement des orbitales électroniques ; liaison sigma, pi et delta. Connexions multiples. L'idée d'hybridation et la géométrie des molécules.
Polarité des liaisons et polarité des molécules. Moment dipolaire d'une liaison chimique et moment dipolaire d'une molécule.
Le concept de la méthode orbitale moléculaire. Liaison hydrogène et interaction intermoléculaire.

Connaissances requises pour que les étudiants obtiennent une note positive à l'examen du 1er semestre

1. Symboleséléments chimiques et leurs noms. Sections s-, p-, d- Et F-éléments du tableau périodique.
2. Nomenclature substances inorganiques (formules et noms contenus dans le cours magistral, les travaux pratiques en laboratoire et les devoirs).
3. Configurations électroniques atomes par leurs coordonnées (numéro de groupe, numéro de période) dans le système périodique.
4. Principal, orbital et magnétique nombres quantiques, la connexion entre eux et le nombre de niveaux d'énergie, de sous-niveaux et d'orbitales atomiques.
5. Définition type d'hybridation orbitales atomiques et prédiction de la forme géométrique des particules de type AB X(molécules ou ions), où A, B sont des atomes s- Et p-éléments.
6. Constante d'équilibre. Constantes d’acidité et de basicité. Le principe du Chatelier pour modifier l’équilibre chimique.
7. Solubilité substances inorganiques. Produit de solubilité. La condition de précipitation et de sa dissolution.
8. Élaboration d'équations de réaction types suivants :
* réactions d'échange en solution aqueuse (équation moléculaire et ionique)
* réactions redox en solution aqueuse (équation moléculaire et ionique, sélection de coefficients par la méthode des demi-réactions électron-ioniques)
* réactions protolytiques impliquant l'eau comme solvant
* réactions d'hydrolyse de sels, hydrolyse de composés binaires.
9. Composition des solutions :
* fraction massique
* molarité (concentration molaire du soluté)
10. Environnements acides, alcalins et neutres solutions aqueuses. Indice d'hydrogène (pH). Échelle de pH pour solutions aqueuses.

Ce que les étudiants doivent savoir sur l'examen écrit de chimie inorganique

# L'examen commence à 9h00 en salle K-2. Pour les étudiants ayant une note cumulée en chimie générale pour 1 semestre de 15 à 24 points, l'examen débute à 9h30. Étudiants de la catégorie spécifiée avoir le droit de choisir le type de billet pour passer l'examen: niveau de base (score maximum 50 points) ou des billets niveau de reproduction (score maximum 24 points).

# Les étudiants sans carnet de notes ne sont pas autorisés à passer l’examen. Si un étudiant n'est pas admis à l'examen en raison d'un manque de crédits ou pour d'autres raisons, le département ne peut accepter un examen de sa part qu'avec l'autorisation écrite (admission) du doyen.

# Délai de mise en œuvre travail écrità l'examen de 9h00 à 12h00(de 9h30 à 12h30). Lors de l'examen, vous êtes autorisé à utiliser des tableaux de référence de chimie inorganique (délivrés par l'enseignant de garde) et une microcalculatrice. Les étudiants reçoivent des documents pour leurs travaux écrits de la part de l'enseignant de service ainsi que la carte d'examen.

# Pendant l'examen interdit utiliser un téléphone portable, un ordinateur portable électronique, un ordinateur portable. Étudiant quittant le public pendant l'examen n'est possible qu'avec l'autorisation de l'enseignant de garde et entraîne dans tous les cas un changement de carte d'examen.

# Annonce des résultats examen - le jour de l'examen, à 15h00 au Département de Chimie Inorganique. Remise des cahiers de tests - à 15h00, uniquement personnellement à chaque élève.

# Billet d'examen comprend 6 questions sur les sujets suivants :
1. Équilibre chimique ;
2. Propriétés générales des solutions, solubilité du produit ;
3. Réactions redox ;
4. Equilibres protolytiques, hydrolyse ;
5. La structure de l'atome et la loi périodique ;
6. Liaison chimique et structure moléculaire.
## La question à 2, 3 ou 4 tickets représente problème de calcul un des types étudiés au 1er semestre.
## le problème de calcul est accompagné de questions supplémentaires, non tenu de répondre à une note satisfaisante ou bonne (en italique, entouré d'un encadré).

## Pour recevoir une note positive (« satisfaisant »), vous devez donner réponses correctes aux six questions(voir « Connaissances requises des étudiants pour recevoir une note positive »). Les réponses aux questions doivent être claires, claires, justifiées et avoir des connaissances en chimie (y compris la représentation correcte des formules, des équations de réactions chimiques, l'utilisation de symboles modernes de grandeurs physiques et chimiques, la dérivation de formules de calcul lors de la résolution de problèmes, etc.).
Une réponse correcte, complète et raisonnable à la question supplémentaire sert de base à une excellente évaluation du travail.

Écrit papier d'examen est évalué en points de la manière suivante :
41-50 points - « excellent »
31-40 points - « bien »
21-30 points - « satisfaisant »
0-20 points - « insatisfaisant »

Billets de chimie pour le cours de 10e année.

Billet n°1

La loi périodique et le système périodique des éléments chimiques de D. I. Mendeleev basés sur des idées sur la structure des atomes. Signification loi périodique pour le développement de la science.
En 1869, D.I. Mendeleev, sur la base d'une analyse des propriétés de substances et de composés simples, formule la loi périodique :
Les propriétés des corps simples... et des composés d'éléments dépendent périodiquement de la taille des masses atomiques des éléments.
Sur la base de la loi périodique, le système périodique des éléments a été élaboré. Dans celui-ci, les éléments ayant des propriétés similaires ont été combinés en colonnes verticales - groupes. Dans certains cas, lors du placement des éléments dans le tableau périodique, il était nécessaire de perturber la séquence de masses atomiques croissantes afin de maintenir la périodicité de la répétition des propriétés. Par exemple, il a fallu « troquer » le tellure et l’iode, ainsi que l’argon et le potassium.

La raison en est que Mendeleïev a proposé la loi périodique à une époque où l’on ne savait rien de la structure de l’atome.

Après que le modèle planétaire de l'atome ait été proposé au XXe siècle, la loi périodique a été formulée comme suit :
^ Les propriétés des éléments et composés chimiques dépendent périodiquement des charges des noyaux atomiques.
La charge du noyau est égale au numéro de l’élément dans le tableau périodique et au nombre d’électrons dans la couche électronique de l’atome.

Cette formulation expliquait les « violations » de la loi périodique.

Dans le système périodique, le numéro de période égal au nombre niveaux d'électrons dans un atome, le numéro de groupe des éléments des sous-groupes principaux est égal au nombre d'électrons dans le niveau externe.

La raison du changement périodique des propriétés des éléments chimiques est le remplissage périodique des coques électroniques. Après avoir rempli la coquille suivante, une nouvelle période commence. Le changement périodique des éléments est clairement visible dans les changements dans la composition et les propriétés des oxydes.

Importance scientifique de la loi périodique. La loi périodique a permis de systématiser les propriétés des éléments chimiques et de leurs composés. Lors de la compilation tableau périodique Mendeleïev a prédit l'existence de nombreux éléments non découverts, leur laissant des cellules vides, et a prédit de nombreuses propriétés d'éléments non découverts, ce qui a facilité leur découverte.

Billet n°2

La structure des atomes d'éléments chimiques en utilisant l'exemple des éléments de la deuxième période et du groupe IV-A du système périodique des éléments chimiques par D. I. Mendeleev. Régularités dans l'évolution des propriétés de ces éléments chimiques et des substances simples et complexes qu'ils forment (oxydes, hydroxydes) en fonction de la structure de leurs atomes.
Au fur et à mesure que l'on se déplace de gauche à droite le long d'une période, les propriétés métalliques des éléments deviennent de moins en moins prononcées. Lorsqu'ils se déplacent de haut en bas au sein d'un même groupe, les éléments présentent au contraire des propriétés métalliques de plus en plus prononcées. Les éléments situés dans la partie médiane des périodes courtes (2e et 3e périodes) ont généralement une structure covalente squelette, et les éléments de la partie droite de ces périodes existent sous la forme de molécules covalentes simples.

Les rayons atomiques changent comme suit : diminuent lors du déplacement de gauche à droite le long d'une période ; augmentez à mesure que vous vous déplacez de haut en bas le long du groupe. À mesure que vous vous déplacez de gauche à droite sur une période, l’électronégativité, l’énergie d’ionisation et l’affinité électronique augmentent, atteignant un maximum pour les halogènes. Pour les gaz rares, l'électronégativité est de 0. Les changements dans les affinités électroniques des éléments lors du déplacement de haut en bas le long du groupe ne sont pas si caractéristiques, mais en même temps l'électronégativité des éléments diminue.

Dans les éléments de la deuxième période, les orbitales 2s puis 2p sont remplies.

Le sous-groupe principal du groupe IV du système périodique des éléments chimiques de D. M. Mendeleev contient du carbone C, du silicium Si, du germanium Ge, de l'étain Sn et du plomb Pb. La couche électronique externe de ces éléments contient 4 électrons (configuration s 2 p 2). Par conséquent, les éléments du sous-groupe carbone doivent présenter certaines similitudes. En particulier, leur état d’oxydation le plus élevé est le même et est de +4.

Qu'est-ce qui cause la différence dans les propriétés des éléments du sous-groupe ? La différence entre l'énergie d'ionisation et le rayon de leurs atomes. À mesure que le numéro atomique augmente, les propriétés des éléments changent naturellement. Ainsi, le carbone et le silicium sont des non-métaux typiques, l'étain et le plomb sont des métaux. Cela se manifeste principalement par le fait que le carbone forme une simple substance non métallique (diamant) et que le plomb est un métal typique.

Le germanium occupe une position intermédiaire. Selon la structure de la couche électronique de l'atome, les éléments p du groupe IV ont des états d'oxydation pairs : +4, +2, – 4. La formule des composés hydrogènes les plus simples est EN 4, et Connexions E-N covalent et équivalent en raison de l'hybridation des orbitales s et p avec la formation d'orbitales sp 3 dirigées selon des angles tétraédriques.

L'affaiblissement des caractéristiques d'un élément non métallique signifie que dans le sous-groupe (C-Si-Ge-Sn-Pb) l'état d'oxydation positif le plus élevé +4 devient de moins en moins caractéristique, et l'état d'oxydation +2 devient plus typique. Ainsi, si pour le carbone les composés les plus stables sont ceux dans lesquels il a un état d'oxydation de +4, alors pour le plomb les composés dans lesquels il présente un état d'oxydation de +2 sont les plus stables.

Que dire de la stabilité des composés d'éléments dans degré négatif oxydation -4 ? Par rapport aux éléments non métalliques des groupes VII-V, les éléments p du groupe IV présentent dans une moindre mesure les signes d'un élément non métallique. Par conséquent, pour les éléments du sous-groupe carbone, un état d'oxydation négatif est atypique.
^

Billet numéro 3.

Types de liaisons chimiques et méthodes de leur formation dans les composés inorganiques : covalentes (liaisons polaires, non polaires, simples et multiples), ioniques, hydrogène.

^ Une liaison covalente formé par le chevauchement des nuages ​​électroniques de deux atomes. Chaque atome apporte un électron non apparié pour former une liaison chimique, ce qui entraîne la formation de paire d'électrons partagée. Si une liaison covalente se forme entre deux atomes identiques, on l’appelle non polaire.

Si une liaison covalente se forme entre deux atomes différents, la paire d’électrons partagée est déplacée vers l’atome ayant la plus grande électronégativité (l’électronégativité est la capacité d’un atome à attirer des électrons). Dans ce cas, il y a liaison covalente polaire.

Un cas particulier de liaison covalente est lien donateur-accepteur. Pour sa formation, un atome doit avoir une orbitale libre au niveau électronique externe et l'autre doit avoir une paire d'électrons. Un atome (donneur) fournit à un autre (accepteur) sa paire d'électrons, en conséquence elle devient partagée et se forme liaison chimique. Exemple - Molécule de CO :

^ Liaison ionique formé entre des atomes d’électronégativité très différente. Dans ce cas, un atome abandonne des électrons et se transforme en un ion chargé positivement, et l'atome qui a reçu des électrons se transforme en un ion chargé négativement. Les ions sont maintenus ensemble par des forces d’attraction électrostatiques.

^ Liaison hydrogène se forme entre des molécules polaires (eau, alcools, ammoniac) en raison de l'attraction de charges opposées.

La force d’une liaison hydrogène est nettement (environ 20 fois) inférieure à celle d’une liaison ionique ou covalente.

Éperons en chimie (Document)

n1.doc

2. Enseignement atomique-moléculaire de la chimie.

Les principales dispositions ont été formulées par Lomonosov sous la forme d'une théorie capsulaire de la structure de la matière - toutes les substances sont constituées des plus petites particules de capsules (molécules) ayant la même composition que la substance entière et étant en mouvement continu. Chimique élément est un type d'atome avec le même charge positive graines. Atome – la plus petite particule d’un élément chimique qui est porteuse de ses propriétés. L'atome est un microsystème électriquement neutre qui obéit aux lois la physique quantique et constitué d'un noyau chargé positivement et d'électrons chargés négativement. Molécule – la plus petite particule d'une substance qui détermine ses propriétés et est capable d'exister indépendamment. Les atomes sont combinés en une molécule à l'aide de liaisons chimiques, à la formation desquelles participent principalement des électrons externes (de valence).

En 1911, Rutherford réalise des expériences pour clarifier la structure de l'atome. En 1913, apparaît le modèle planétaire le plus simple de « l'atome d'hydrogène » de Bohr-Rutherford.

Ce modèle est actuellement le modèle « officiel » généralement accepté de l’atome.

L'avantage est la simplicité. Selon ce modèle, l'atome était censé être constitué d'un noyau positif compact et d'un électron tournant autour de lui sur des « orbites circulaires stationnaires ». Ces défauts sont tout simplement frappants :

1) un électron autour d'un atome, selon la solution du problème du mouvement du corps dans un champ central, ne peut pas se déplacer le long de trajectoires circulaires. Les trajectoires devraient être elliptiques. Mais les trajectoires elliptiques sont impossibles dans un tel modèle.

N. Bor Un atome ne peut se trouver que dans des états stationnaires particuliers, chacun possédant une énergie spécifique. A l’état stationnaire, un atome n’émet pas d’ondes électromagnétiques.

L'émission et l'absorption d'énergie par un atome se produisent lors d'une transition brusque d'un état stationnaire à un autre. Avantages :

Explication du caractère discret des états énergétiques des atomes de type hydrogène.

La théorie de Bohr a abordé l'explication des processus intra-atomiques à partir d'une position fondamentalement nouvelle et est devenue la première théorie semi-quantique de l'atome. Défauts

Impossible d'expliquer l'intensité des raies spectrales.

Valable uniquement pour les atomes de type hydrogène et ne fonctionne pas pour les atomes qui le suivent dans le tableau périodique.

3.B1924 g. Le physicien français Louis de Broglie a proposé l'idée que la matière possède à la fois des propriétés ondulatoires et corpusculaires. D'après l'équation de de Broglie (une des équations de base de la mécanique quantique),

c'est-à-dire qu'une particule de masse m se déplaçant avec une vitesse v correspond à une onde de longueur ? h- constante de Planck. Pour toute particule de masse m et de vitesse connue v, la longueur d'onde de Broglie peut être calculée. L'idée de De Broglie a été confirmée expérimentalement en 1927, lorsque les propriétés ondulatoires et corpusculaires des électrons ont été découvertes. En 1927, le scientifique allemand W. Heisenberg a proposé le principe d'incertitude selon lequel, pour les microparticules, il est impossible de déterminer simultanément avec précision à la fois la coordonnée de la particule X et la composante px de l'impulsion le long de l'axe X. Un atome avec plus de un électron est un système complexe d'électrons interagissant les uns avec les autres se déplaçant dans le champ du noyau. Néanmoins, il s'avère que dans un atome, il est possible, avec une bonne précision, d'introduire le concept des états de chaque électron séparément comme stationnaire états de mouvement des électrons dans un champ efficace à symétrie centrale créé par le noyau avec tous les autres électrons. Pour différents électrons d’un atome, ces champs sont généralement différents et doivent tous être déterminés simultanément, puisque chacun d’eux dépend de l’état de tous les autres électrons. Un tel champ est appelé auto-cohérent. Puisqu'un champ auto-cohérent est à symétrie centrale, chaque état de l'électron est caractérisé par une certaine valeur de son moment orbital/.Les états d'un électron individuel à un / donné sont numérotés (par ordre croissant de leur énergie) en utilisant le nombre quantique principal n, passant par les valeurs n = /+1, /+2, ... ; ce choix d'ordre de numérotation est établi conformément à celui adopté pour l'atome d'hydrogène. Mais la séquence de niveaux d'énergie croissants avec différents atomes complexes, d'une manière générale, diffère de celle qui se produit dans l'atome d'hydrogène.

4. Principes de remplissage des orbitales.

1. Principe de Pauli. Il ne peut pas y avoir deux électrons dans un atome dont les valeurs de tous les nombres quantiques (n, l, m, s) seraient les mêmes, c'est-à-dire Chaque orbitale ne peut contenir plus de deux électrons (de spins opposés).

Khar-kakov. St.

Énergie lumineuse, longueur de la lumière, saturation, direction.

12.Méthode VS.

Implicite. Images Élire. Densité par socialisation des électrons situés à l’extérieur. Électron. Niveau.

Défauts

Impossible d'expliquer les propriétés magnétiques de la vapeur de certains composés. (O à t -220 devient liquide, attiré par un aimant)

Créatures Mol. Ions (He 2+, H 2+, O 2-)

Des provisions

Image. x/s est le résultat de la transition des électrons des orbitales atomiques vers de nouveaux niveaux ayant une énergie définie. Atome par tous. Molécules

Après l'image. Mol. Orbitale - atomique Orbe. Ils perdent leur individualité.

Chaque jetée Orbe. Rép. Énergie définie.

Les électrons dans une molécule ne sont pas localisés. Dans les espaces internucléaires de 2 atomes, et trouvez. Dans la gamme des armes nucléaires

L'hybridation est auto-productrice. Processus de nivellement de forme et d’énergie.

13. Méthode MO

Une version améliorée de la méthode des liaisons de valence. Basé sur des principes. 1. Les liaisons chimiques entre les atomes s'effectuent à travers une ou plusieurs paires d'électrons. 2. Lorsqu’une paire d’électrons commune se forme, les nuages ​​​​d’électrons se chevauchent. Plus le chevauchement est fort, plus la liaison chimique est forte. 3. Lorsqu’une paire d’électrons commune est formée, les spins des électrons doivent être antiparallèles. 4. Seuls les électrons non appariés des atomes peuvent participer à la formation de paires d'électrons communes. Les électrons appariés doivent être séparés pour former des liaisons. 5. Lorsqu'une liaison covalente est formée à partir d'un certain nombre de nuages ​​​​d'électrons de deux atomes, le même nombre de nuages ​​d'électrons d'une molécule appartenant aux deux atomes est formé. 6. Lorsque les nuages ​​​​d'électrons se combinent, leur chevauchement mutuel avec la formation de nuages ​​​​de liaison d'une molécule et leur répulsion mutuelle avec la formation de nuages ​​​​desserrés d'une molécule sont possibles. 7. Le remplissage des orbitales d'une molécule avec des électrons s'effectue conformément aux principes d'énergie minimale et de Pauli (un atome ne peut pas avoir 2 électrons qui ont les mêmes valeurs des 4 nombres quantiques. Pas plus de 2 électrons peuvent être situé dans une orbitale). 8. Une liaison se forme lorsque le nombre d’électrons dans les orbitales de liaison est supérieur à celui des orbitales anti-liantes. Propriétés des liaisons covalentes. C'est durable. A la propriété de saturation. A une directivité dans l'espace.

14.chem. la thermodynamique étudie l'énergie. Modifications à l'étude processus dans l'état L'équilibre p-I n'a pas commencé ou s'est terminé et les flux vers l'extérieur. Il n'y a pas d'environnements.

Thermodyne. Un système est un corps macroscopique isolé de l’environnement mental. ou physique coquilles.

Par nombre de phases :

Homogène (tous les composants du système sont en une seule phase)

Hétérogène (les réactions chimiques se produisent dans différentes sections de phase)

Selon la nature de l'interaction avec l'environnement. Mercredi:

Ouvert (échange de choses et d'énergie), Fermé (échange d'énergie), Isolé (pas d'échange)

Tous les véhicules sont caractérisés par des paramètres : pression, cadence, volume, masse. Thermodyne. Étudie la transition du système. D'une composition. Dans l'autre processus : équilibrer tout produit chimique. district en composition Équilibre, stationnaire.

Isobare (pression constante), isochore (volume constant), isotherme (température constante)

Énergie du véhicule : E = K + P + delta U (interne)

Chimique. thermodyne Basé sur 2 lois

Loi. Sauvegarder Énergie - changement en ext. Énergie Système. Déf. Quantité de chaleur dégagée et travail effectué

Enthalpie standard - enthalpie cette région dans lequel 1 mole d'une substance est formée à partir de les simplesécurie En standard. Termes.

15.Première loi de la thermodynamique

Enthalpie – fonction d'état égale énergie interne systèmes + travaux d'agrandissement. . A pression constante

1 loi-effet thermique p-i = thermique. Éf. P-i inversé, mais de signe opposé. (Plus la chaleur est forte. Effet de formation d'une substance complexe, plus elle est stable.)

16.Loi de Hess - chaleur. Éf. Chimique. p-i ne dépend pas du chemin le long duquel il circule, mais dépend de l'état initial et final. système.

Conséquence

-tricherie Enthalpies chimiques. r-i ne dépend pas du nombre d'int. étapes

Haute sélectivité

La capacité de réguler les propriétés catalytiques.
24. Chimique équilibre – l'état du système dans lequel les taux de réactions directes et inverses sont égaux.

Protek réversible. Pas complètement et les produits d'une telle mutuelle. à partir d'images. réf. dans-dans.

Une fuite irréversible. jusqu'à la fin, jusqu'à consommation complète. réf. in-in et produit. r-i (image de sédiments, de gaz, d'eau)

Constante équilibre chimique réaction = le produit des concentrations des produits de réaction, ramenés aux puissances de leurs coefficients stoechiométriques dans l'équation de réaction, divisé par le produit des concentrations des substances de départ, ramenées aux puissances des coefficients stoechiométriques
25.
le processus se déroule spontanément vers l'avant si le potentiel diminue, donc la constante d'équilibre est supérieure à 1. Concentration des produits > concentration des substances de départ. Si, au contraire, il n’y a eu pratiquement aucune réaction. Lorsque la température augmente, l’équilibre se déplace vers la réaction endothermique, et lorsque la température diminue, vers la réaction exothermique. À mesure que la pression augmente, l'équilibre se déplace dans le sens de la réaction qui se produit avec une diminution du volume des substances gazeuses ; lorsque la pression diminue, dans le sens de la réaction qui se produit avec une augmentation du volume. À mesure que la concentration des substances de départ augmente, l'équilibre se déplace vers la réaction directe.

Principe du Chatelier-Brown . Si une influence externe s’exerce sur un système en équilibre, alors l’équilibre se déplace dans une direction qui affaiblit cette influence.

26. Solutions - solide, liquide, gaz - système homogène. image. croissance, croissance et produit. Leur interaction

Le solvant est un composant qui ne modifie pas son agrégat. comp. avec des images. solutions

Concentration - quantité de solution. en unités volume ou masse du ras-ra ou du rast-la.
27. La solubilité est la capacité d'une substance à former des systèmes homogènes avec d'autres substances - des solutions dans lesquelles la substance se trouve sous forme d'atomes, d'ions, de molécules ou de particules individuels.

Le processus de croissance est complexe, physique et chimique. yavl., l'un des physiques. processus de phénomènes Solution de diffusion. dans la croissance de ce processus de mouvement spontané. La force de diffusion est Chaud. Mouvement

Les raisons de la différence sont une augmentation de l'entropie et de la vitesse de solution. dépend du taux de diffusion.

Règle des phases de faïence
28. dissolution des gaz dans les liquides. ectotherme processus (lorsque les gaz se désintègrent en liquides).

La loi de Henry :

Masse de gaz à une température donnée. Et ce volume est liquide. directement proportionnel pression partielle gaz

Loi de Dalton :

La croissance de chacun des composants gazeux du mélange est constante. Temp., directement proportionnelle. pression partielle composant liquide et ne dépend pas de la pression générale. mélanges et individuels composant.

Loi de Sechenov :

En présence d’électrolytes, le gaz se transforme en liquide. diminuer

29.Collégial nom saints en fonction de la concentration. raster, mais non dépendant. de leur chimie. comp.

Pression riche paire liquides appelé la pression qui s'établit au-dessus du liquide lorsque le taux d'évaporation du liquide = le taux de condensation de la vapeur en liquide. 1 loi Raoul. Diminution relative de la pression de vapeur du solvant au-dessus de la solution = fraction molaire du soluté Solutions subalterne ce loi sont appelés idéal. 2 loi Raoul. Ébulioscopique. L'augmentation du point d'ébullition d'une solution non électrolytique est proportionnelle à la concentration molaire du soluté.
, E-constante ébullioscopique. E = augmentation du point d'ébullition provoquée par 1 mole d'une substance dissoute dans 1000 g de solvant. Cryoscopique. La diminution du point de congélation d'une solution non électrolytique est proportionnelle à concentration molaire substance dissoute.
, K-cryoscopique = abaissement du point de congélation des solutions dans lesquelles il y a 1 mole de non-électrolyte dissous pour 1000 g de solvant.

30.Diffusion et osmose.

L'osmose est la diffusion unidirectionnelle de molécules de solvant dans une solution à travers une membrane imperméable à la substance dissoute.

des réactions, divisé sur travail concentration original substance pris V degrés leur stœchiométrique. Notons K* par KH 2 O. Cette quantité est appelée produit ionique de l'eau. Ionique travail eau= produit de la concentration en cations hydrogène et de la concentration anions hydroxyde. Constante de dissociation de l'eau
. La modification des concentrations de protons et d'ions hydroxyde dans une solution crée un environnement acide ou alcalin. -7 – alcalin,

>10 -7 – acide.
. Hydrogène indicateur (pH) numériquement = le logarithme décimal de la concentration en cations hydrogène, pris avec le signe opposé.
, l'indice d'hydroxyde est calculé de la même manière
. Pour un environnement neutre [pH] =7, alcalin - [pH] >7, acide - [pH]

38. Hydrolyse des sels. Constante et degré d'hydrolyse. Hydrolyse– réaction du sel avec l’eau pour former un électrolyte faible. Accompagné d'un changement du pH de l'environnement. Exemple Na 2 CO 3 =Na + +CO 3 2- dissociation, CO 3 2- +H 2 O=HCO 3 - +OH - hydrolyse. L'hydrolyse consiste en l'interaction chimique des ions de sel dissous avec des molécules d'eau, conduisant à la formation légèrement dissocié composés et changements dans la réaction de l’environnement. Valeur quantitative caractérisant l'hydrolyse est appelée degré d'hydrolyse h. Degré hydrolyse– rapport numérique hydrolysé molécules de sel au nombre total de molécules de sel dissoutes. . Dépendance du degré d'hydrolyse. Concentration substance– plus la dilution est importante, plus le degré d'hydrolyse est important. Température – plus la température est élevée, plus l’hydrolyse est forte. Ajout étrangers substance– l'introduction de substances qui provoquent une réaction alcaline, suppriment l'hydrolyse des sels avec un pH > 7 et améliorent l'hydrolyse avec un pH 7, et vice versa, les substances qui donnent une réaction acide à l'environnement augmentent l'hydrolyse avec un pH > 7 et la suppriment avec un pH 7. nature dissous substance– le degré d'hydrolyse dépend du produit chimique. la nature du sel dissous. Il y a 3 options.

42.modes de cuisson :

Sans solution (en mélangeant les quantités de liquides protégées ; en ajoutant des quantités de solides protégées à la solution)

D'après l'équation p-i

43.Tampon solutions– des solutions qui ne changent pratiquement pas leur pH lorsqu'elles sont diluées ou ajoutées dans certaines quantités d'un acide fort ou d'une base forte

Tampon capacité. Exprimé comme la quantité de substance équivalente à un acide ou une base forte qui doit être ajoutée à 1 litre de solution tampon pour décaler sa valeur de pH de un.

44. Equilibres hétérogènes

À contact substance solide avec un solvant, la substance commence à se dissoudre et dès son établissement thermodynamiqueéquilibre, une solution saturée se forme. Quand peu solubleélectrolyte dans une solution aqueuse relativement saturée peu solubleélectrolyte.

Produit de solubilité - produit de concentration ionique peu solubleélectrolyte dans sa solution saturée à température et pression constantes. Travail valeur de solubilité constante.

Un précipité se formera si le produit ionique est supérieur au produit de solubilité

45.ORP. Rédox réactions– de telles réactions qui se produisent avec une modification des états d'oxydation des éléments qui composent les composés. L'état d'oxydation est la charge réelle d'un atome dans une molécule résultant de la redistribution. Densité d'électron.

46. ​​​​​​L'oxydation est le processus de perte d'électrons, entraînant une augmentation du CO. Agents oxydants : simples substances, atomes qui ont une grande électronégativité (F, O. CE); substances contenant. Éléments en CO max; cations ME et N.

Agents réducteurs : substances simples dont les atomes ont une faible EO ; euh, tu es en bas. CO

47.Intermoléculaire- changement CO dans différentes molécules exl.comproportionation (ok, c'est le même email mais dans des CO différents)

Intramoléculaire -isme. CO dans une molécule

2. La règle de Klechkovsky (principe de la moindre énergie). Dans l’état fondamental, chaque électron est disposé de manière à ce que son énergie soit minimale. Plus la somme (n + l) est petite, plus l'énergie de l'orbitale est faible. Pour une valeur donnée (n + l), l'orbitale avec le plus petit n a l'énergie la plus faible. L'énergie des orbitales augmente dans la série :

1S
3. La règle de Hund. Un atome dans l’état fondamental doit avoir le nombre maximum possible d’électrons non appariés dans un certain sous-niveau.

L’état d’un atome contenant le minimum d’énergie possible d’électrons est appelé état fondamental, ou état non excité. Cependant, si les atomes reçoivent de l'énergie de l'extérieur (par exemple, lors d'une irradiation ou d'un chauffage), les électrons de la couche électronique externe peuvent alors se « séparer » et se déplacer vers des orbitales libres caractérisées par une énergie plus élevée. Cet état de l’atome est appelé excité.

5.Périodique loi. Les propriétés des éléments, ainsi que la structure et les propriétés de leurs composés, dépendent périodiquement de la charge des noyaux de leurs atomes. Le numéro atomique d'un élément = la charge de son noyau et le nombre d'électrons. Nombre de neutrons = masse atomique – numéro atomique. Chaque période commence par s - éléments (s 1 métal alcalin) et se termine par p - élément (s 2 p 6 gaz inerte). La 1ère période contient 2 éléments S. 2-3 contient 2 éléments s et 6 éléments p. En 4-5 jours, les éléments sont coincés entre s et p. Nombre de niveaux électroniques = numéro de période. Pour les éléments des sous-groupes principaux, le nombre d'électrons = numéro de groupe. Dans le groupe de haut en bas, les propriétés métalliques sont renforcées. De gauche à droite, les propriétés non métalliques (la capacité à accepter les électrons) sont renforcées. Fréquence des changements dans les propriétés des éléments s-, p- et d.

Chimie atomique. L'élément est constitué de 3 particules élémentaires principales : des protons chargés positivement, des neurones non chargés et des électrons chargés négativement. Au centre de l’atome se trouve un noyau composé de protons et de neutrons, et les électrons tournent sur des orbitales autour de lui. Nombre d'électrons = charge du noyau. Chimique élément– un type d'atome avec une certaine charge nucléaire. Isotopes- des atomes d'un même élément qui ont la même charge nucléaire mais des masses différentes. Isobares – des atomes d'éléments différents ayant des charges nucléaires différentes, mais la même masse atomique. Le modèle moderne est basé sur 2 fondamental principes de la physique quantique. 1. Un électron a à la fois les propriétés d’une particule et d’une onde. 2. Les particules n'ont pas de coordonnées et de vitesses strictement définies. Énergie niveau(nombre quantique n) – distance du noyau. À mesure que n augmente, l’énergie des électrons augmente. Le nombre de niveaux d'énergie = le numéro de la période dans laquelle se trouve l'élément. Le nombre maximum d'électrons est déterminé par N=2n 2. Énergie sous-niveau désigné par les lettres s (sphérique), p (en forme d'haltère), d (rosace à 4 pétales), f (plus complexe). Interaction des nombres quantiques magnétiques d'un nuage d'électrons avec des champs magnétiques externes. Le nombre quantique de spin est la rotation intrinsèque d'un électron autour de son axe .

7. x/s- résultat d'une interaction lecteur atomique. imager chimie. molécules.

8.énergie- nécessaire à la rupture de x/c ou libéré lors de la formation de x/c.

La longueur est la distance la plus courte entre les noyaux des atomes en interaction

Numéro de saturation x/s qui peut imager. Atome d'un élément donné.

Saturation - valence

Concentration - stricte emplacement x/s dans un espace tridimensionnel

9.1.Orientation-interaction. Communication Avec la présence de 2 étages ou plus. ils disent

2. induction - une mol. Polar, la seconde ne l'est pas

3. dispersif - associé à l'image. Dipôles instantanés (caractéristiques des mol. non polaires)

10.Électrostat à résultat de lumière Inon. mutuel ions m/y (cas limite du champ forgé. St.) électr. Une paire fait référence à une seule des interactions. Des atomes.

phénomène de polarisation Prise de bec. Déformations atomiques trouvées. Dans la zone d'opération constante ou électrique Molek. cathode(-) anode(+)

la capacité de subir la polarisation (polarisabilité) d'un ion, rayon.

11.Kov x/s - on découvre le processus de socialisation des électrons. Sur externe Énergique Niveau.

Non polaire (non différence H2) polaire (NSE)

Image des mécanismes.

Échange- dans l'image participation x/c Un électron de chaque atome

Donateur-accepteur- donneur(paire électronique) accepteur (orbital)

Datif- variété Acceptation des donateurs. Dans lequel chacun des atomes apparaît simultanément. À la fois donneur et accepteur
-enthalpie x/r = somme enthalpie image du produit district derrière moins les montants enthalpie arr. Exode. chose

1 Les classes les plus importantes de composés inorganiques : oxydes, hydroxydes, acides, sels.
2 Loi de conservation de la matière.
3 Principaux types de composés complexes (c.s.). Comportement du c.s. dans des solutions aqueuses. Instabilité constante.
4 Nomenclature des composés complexes. Numéro de coordination.
5 Hydroxydes amphotères.
6 Connexions complexes. Agent complexant, ligands.
7 Hydrolyse de sels formés d'une base faible et d'un acide fort. Degré d'hydrolyse.
8 Dissolution des solides. De quels composants se compose la chaleur de solution ? solide en liquide ?
9 Types de réactions redox.
10 Loi de constance de composition. Daltonides, bertolides.
11 Cristallisation de solutions diluées et concentrées. Cristal hydraté.
12 Réactions d'échange d'ions. produit de solubilité.
13 Loi des rapports multiples.
14 Dissociation électrochimique de l'eau. Produit ionique de l'eau. Indice d'hydrogène.
15 Le rapport des métaux aux acides chlorhydrique et sulfurique (dilué et concentré.
16. Facteurs influençant les processus redox. Disposition des coefficients dans les réactions redox.
17 Loi des équivalents. Détermination des équivalents de substances simples et complexes.
18 façons d'exprimer la concentration d'une solution : molaire, normale, titre.
19 Théorie de la mécanique quantique de la structure atomique. L'équation de Louis de Broglie. Principe d'incertitude de Heisenberg.
20 Propriétés redox du permanganate de potassium.
21 La structure de l'atome et la périodicité des propriétés des éléments.
22 Hydrolyse de sels formés d'une base faible et d'un acide faible.
23 Électrolytes faibles. Degré de dissociation. Constante de dissociation.
24 Relation des métaux avec l'acide nitrique.
25 Hydrolyse. Facteurs influençant le processus d'hydrolyse.
26 Structure électronique des atomes. Familles d'atomes d'électrons S-, p-, d-, f.
27 Solubilité. Dissolution de gaz, liquides et solides. Théorie physicochimique des solutions.
28 Remplissage des orbitales atomiques dans les atomes avec un numéro atomique croissant de l'élément (règle de Klechkovsky).
29 Pression de vapeur au-dessus du liquide. La première loi de Raoult.
30 Modèle nucléaire de la structure de l'atome. Noyaux atomiques, leur composition. Isotopes, isobares.
31 Solutions d'électrolytes forts.
32 Nombres quantiques : principaux, orbitaux, magnétiques, spin.
33 Concept général sur les solutions. Manières d'exprimer la concentration d'une solution : molalité, fraction massique, titre.
34 Hydrolyse de sels formés d'une base forte et d'un acide faible.
35 Osmose. Pression osmotique.
36 Électrolytes forts.
37 Théorie quantique de la lumière de Planck. La théorie de Bohr sur la structure de l'atome.
38. Eau. Propriétés physiques et chimiques de l'eau.
39 Loi des équivalents. Élément chimique. Détermination des équivalents d'acide, de base, de sel.
40 Deuxième loi de Raoult.
41 Potentiel de l'électrode. Équation de Nernst.
42 Sources de courant chimique (FC, batteries, GE).
43 Corrosion (chimique, électrochimique).
44 Méthodes de protection des métaux contre la corrosion.