1- Орбиталь 1S (сферическая)

Дата: 2025-06-14; Просмотры: 1

Оценка:

0.00 из 5.00 — оценок

Скачиваний: 0

Скачать

Билеты по химии

I билет: Строение атомов 1-3 периодов. Состав атомов, изотопы, электронное строение атомов.

⁴₊₂He:

1- Орбиталь 1S (сферическая)

2- Ядро

3- Электрон

4- Орбиталь 2S (сферическая)

Атом – система, состоящая из ядра и электронов, связанных малыми энергиями.

Ядро – система из протонов и нейтронов, связанных большими энергиями.

Электрон – и частица, и волна одновременно; как частица имеет массу, как волна способен распространяться во все стороны от ядра в одно и то же время.

Электронное облако – часть пространства вокруг ядра, куда распространяются электроны.

Электронная орбиталь – часть электронного облака, вероятность нахождения электронов в которой максимальна.

Изотопы – вид атомов с одинаковым зарядом ядра, но разным массовым числом.

Сколько электронов в орбитали максимум: S – 2, P – 6, d – 10, f– 14.

Порядок заполнения орбиталей: 1S 2S 2P 3S 3P 4S 3d 4P 5S 4d 5P 6S 4f 5d 6P 7S 5f 6d 7P

Дополнение по квантовой теории: см. Приложение 01.

II билет: Периодический закон (ПЗ) и периодическая система элементов (ПС). Современная формулировка периодического закона. Структура периодической системы. Периодичность в строении и свойствах элементов, простых веществ, высших оксидов, гидроксидов и водородных соединений.

Строение и свойства элементов находятся в периодической зависимости от атомной массы элементов.

Современная формулировка ПЗ: Строение и свойства элементов, простых веществ, сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра.

ПС состоит из групп и периодов.

Группа – вертикальный столбец элементов-аналогов по электронному строению наружного электронного уровня.

Период – горизонтальная строка элементов, которая начинается с щелочного металла и заканчивается инертным газом.

Группы делятся на главные и побочные.

Главные подгруппы образуют S- и P-элементы, побочные – d-элементы.

f-элементы вынесены за пределы ПС.

В каждой группе, главной подгруппе, с ростом заряда ядра:

1) Радиус атома увеличивается

2) Электроотрицательность падает

3) Энергия ионизации уменьшается

4) Металлическая/восстановительная активность увеличивается, неметаллическая/окислительная – уменьшается.

В каждом периоде с ростом заряда ядра:

1) Радиус атома уменьшается

2) Электроотрицательность повышается

3) Энергия ионизации увеличиавется

4) Металлическая/восстановительная активность уменьшается, неметаллическая/окислительная – увеличивается.

У высших оксидов/гидроксидов чем активнее элемент-металл (элемент-неметалл), тем основнее (кислотнее) у него высшие оксиды/гидроксиды

III билет: Определение по строению атомов и положению элемента в ПС валентности и степени окисления элементов.

СТОК – условный заряд элемента, который он приобрел бы, отдав/приняв электроны.

Валентность – количество ковалентных связей, которые может образовать элемент.

! Элементы, начиная с 3 периода – все имеют возбужденное состояние

Определение валентности по строению атома:

Если у атома есть возбужденное состояние, то валентность определяется числом неспаренных электронов в основном и возбужденном состоянии атома.

Если у атома нет возбужденного состояния, то валентность определяется числом неспаренных электронов плюс числом электронных пар в основном состоянии атома.

Определение валентности по положению элемента в ПС:

Если у атома есть возбужденное состояние, то валентность определяется номером группы.

Если у атома нет возбужденного состояния, то валентность определяется номером группы минус один (в случае с литием и водородом валентность равна I).

Отрицательные степени окисления есть только у неметаллов.

Определение СТОК по строению атома:

Положительная СТОК: число неспаренных электронов в основном и возбужденном состоянии атома.

Отрицательная СТОК: число неспаренных электронов в основном состоянии атома, взятое с противоположным знаком

Определение СТОК по положению элемента в ПС:

отр.СТОК(Х) = N_группы(Х) – 8

пол.СТОК(Х) = N_группы(Х)

Исключения из всего вышеуказанного:

1) Инертные газы. Валентность и СТОК у них всегда равны 0.

2) СТОК(F) {0; −1}

3) СТОК(O) {−2; −1; 0; 1; 2}

4) ВАЛ(O) {2}

5) ВАЛ(F) {1}

Существуют, как правило, характерные СТОК, они находятся в интервале между максимальной СТОК и минимальной СТОК и идут с шагом 2.

IV билет: Виды химической связи. Определения, когда образуются, сравнительная прочность. Определение вида химической связи по формуле вещества

Химическая связь – сила, удерживающая вместе атомы/молекулы/ионы или любую комбинацию из этих частиц. Природа – электростатическое притяжение. Образование выгодно по энергии.

Виды:

· Ковалентная

· Металлическая

· Ионная

· Водородная

· Межмолекулярная

Ковалентная химическая связь – такая химическая связь, которая образована между либо двумя и более атомами-неметаллами, либо между двумя и более атомами металла и неметалла, разница в электроотрицательности которых менее 2 (СТОК металла более 4) за счет притяжения ядер атомов к общей электронной паре.

Металлическая химическая связь – такая химическая связь, которая образована между атомами металлов в металлах и сплавах металлов за счет электростатического притяжения ядер атомов металлов к свободно перемещающимся электронам.

Ионная химическая связь – такая ХС, которая образована между атомами металла и неметалла – электростатическое притяжение катионов и анионов. Возникает между атомами с разностью электроотрицательностей >2 (СТОК металла меньше 4 включительно), при которой общая электронная пара переходит преимущественно к атому неметалла.

Межмолекулярная связь – связь между любыми молекулами, имеющая электростатическую природу, чем больше молекула, тем короче межмолекулярная связь.

Водородная связь – связь между молекулами (или внутри длинной молекулы), образующаяся между атомами водорода и F, O и N.

Прочность:

Самые прочные – ковалентная связь, ионная связь, металлическая связь.

Непрочная – межмолекулярная связь.

Чуть более прочная, чем межмолекулярная – водородная связь.

Определение типа связи по формуле вещества:

Если как минимум два атома в молекуле неметаллы – это КС, полярная – если молекулу составляют атомы разных элементов, неполярные – если молекулу составляют атомы одного элемента. Также внутри молекулы КПС, если есть атом металла со СТОК более 4 и атом неметалла.

Если есть атом металла со СТОК менее 4 включительно и атом неметалла, то это ИС.

Если в молекуле только атомы металла – это металлическая связь.

Связь между любыми молекулами молекулами – межмолекулярная.

Если в молекуле присутствует атомы H и F, O, N – это водородная связь (также между молекулами на вышеупомянутых условиях).

V билет: Ковалентная связь. Классификация, параметры. Запись образования ковалентной связи на примере ковалентной полярной связи и ковалентной неполярной связи

Ковалентная химическая связь – такая химическая связь, которая образована между либо двумя и более атомами-неметаллами, либо между двумя и более атомами металла и неметалла, разница в электроотрицательности которых менее 2 (СТОК металла более 4) за счет притяжения ядер атомов к общей электронной паре.

· Ковалентная связь бывает полярная (КПС), и неполярная (КНС).

· Ковалентная связь бывает одинарная, двойная, тройная etc.

· Существуют ковалентные σ(сигма)-связи и π(пи)-связи.

· Ковалентная связь бывает образована по обменному или донорно-акцепторному механизму.

КПС – КС между атомами разных элементов.

КНС – КС между атомами одного элемента.

σ-связь образована лобовым перекрыванием электронных облаков вдоль линии соединения центров ядер атомов. Если ковалентная связь одна – она ВСЕГДА σ.

π-связь образуется боковым перекрыванием P-электронных облаков, удалена от линии соединения центров ядер атомов и разделена в пространстве на 2 зоны.

Обменный механизм – общая электронная пара содержит электрон как от одного атома, так и от другого.

Донорно-акцепторный механизм – общая электронная пара образована из электронной пары одного атома.

Параметры КС:

1) Длина связи l – межъядерное расстояние, чем короче, тем прочнее.

2) Энергия связи E_св, образования связи – выделяется, разрушение – поглощается

3) Насыщенность связи (определяется валентностью)

4) Направленность связи (определяется видом гибридизации)

Гибридизация – модель электронных облаков по формуле и энергии, приводящая к их энергетической равноценности.

VI билет: Кристаллические решетки веществ. Определение вида кристаллической решетки по формуле вещества. Общие физические свойства вещества по виду кристаллической решетки. Примеры формул веществ для всех видов кристаллических решеток.

Вещества с кристаллическими решетками имеют строгий порядок в расположении частиц.

Место, где находится частица, называется узлом кристаллической решетки.

I. По геометрии кристаллической решетки

1) Кубические (e.g. NaCl)

2) Гексагональные (e.g. H₂O)

3) Ромбические

4) Моноклинные

II. По виду частицы в узлах кристаллической решетки

1) Атомные

2) Ионные

3) Металлические

4) Молекулярные

VII билет: Кислород. Характеристика элемента и простого вещества. Строение, получение, свойства. Воздух. Состав воздуха.

Элемент O

¹⁶₊₈O ¹⁷₊₈O ¹⁸₊₈O

M(O) = 15,99 г/моль

₊₈O 1S² 2S² 2P⁴

₊₈O … 2S² 2P⁴

₊₈O …

Валентности O – II; III; IV

СТОК(O) – -2, -1*, 0, +1**, +2*** (последние – только с F)

* – H₂O₂; KO₂^–⅟₂

** – F₂^–O₂⁺ – дифторид диоксигена (фторид кислорода (I))

*** – F₂^–O⁺² – дифторид монооксигена (фторид кислорода (II))

Кислород – самый распространенный элемент на земле.

Простые вещества:

· O₂ – кислород

· O₃ – озон

· O₄ – тетракислород

· O₅ – пентакислород

M(O₂) = 32 г/моль

M(воздуха) = 29 г/моль

D(O₂)_возд. = , следовательно, чистый O₂ осаждается на дно пробирки с воздухом

O₂ поддерживает горение.

Кислород парамагнитен – втягивается в магнитное поле.

Кристаллическая решетка – молекулярная.

Реальные свойства: летучий, легкоплавкий, без запаха, бесцветный; ограниченная растворимость в воде: в 100V H₂O 3V O₂.

Воздух (по объему):

1. N₂ – 78%

2. O₂ – 21%

3. Ar – 1%

4. Прочие – ⁓1%

Способы получения:

I. Промышленный: из жидкого воздуха.

II. Лаборатория – реакции разложения:

1) O₃ → O₂ + [O]

2) 2H₂O ⸺(электролиз)> 2H₂ + O₂

3) 2H₂O₂ → 2H₂O + O₂

4) 2KMn⁺⁷O₄ → MnO₂ + K₂MnO₄ + O₂

5) 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂

6) [Me]NO₃ ┬──в РСЭП левее Mg> [Me]NO₂ + O₂ ` ├──в РСЭП от Mg* до Cu*> [Me]O + NO<sub>2</sub> + O<sub>2</sub> ` └──в РСЭП правее Cu> [Me] + NO₂ + O₂

* – Оба включительно.

VIII билет: Водород. Характеристика элемента и простого вещества. Строение, получение, свойства.

Элемент H

¹₊H; ²₊H; ³₊H

ē(H) = 1

p(H) = 1

n(H) · 0, 1, 2

M(H) = 1 г/моль

₊₁H 1S¹

Водород – самый распространенный элемент во Вселенной, на Земле в естественных условиях – простого вещества нет, H₂O – самое распространенное соединение водорода.

M(H₂) = 2 г/моль

D(H₂)_возд. = , следовательно, H₂ поднимется на дно перевернутой пробирки.

Реальные свойства: легкоплавкий, летучий, бесцветный, без запаха, плохо растворим м воде.

Способы получения:

I. Промышленность: 2H₂O ⸻(эл-во)> 2H₂ + O₂

II. В лаборатории:

1) [акт.Me/Al] + H₂O → [Me]OH + H₂

2) [Me до Pb в РСЭП] + [кислота, кроме HNO₃] → [Me][кислотный остаток] + H₂

IX билет: Оксиды – определение, примеры. Способы получения

Оксид – бинарное соединение, состоящее из атома (атомов) любого элемента, кроме F и O, и атома (атомов) O, при этом отрицательная СТОК – у последнего (последних). Пример – BaO, Al₂O₃, P₂O₅, NO.

Способы получения:

I. Горение простых веществ в O₂.

e.g 2Mg + O₂ → 2MgO

4P + 5O₂ → 2P₂O₅

1) Неметаллов.

e.g 2C + O₂ → 2CO

2) Металлов.

e.g 4Al + 3O₂ → 2Al₂O₃

Исключения:

Благородные металлы, неметаллы VII A подгруппы (кроме F) не реагируют с O₂.

N₂ + O₂ ⸻(>1500^oC или Pt)> 2NO

S + O₂ → SO₂

Na + O₂ → Na₂O₂

K + O₂ → KO₂^−⅟₂ – супероксид калия (все элементы I A подгруппы ниже – аналогично).

Fe + O₂ → Fe₃O₄: FeO·Fe₂O₃

II. Горение сложных веществ в O₂.

При горении сложных веществ в O₂ образуются оксиды элементов, входящих в состав этих сложных веществ.

e.g. C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O

III. Доокисление оксидов (только с промежуточными СТОК элементов).

e.g. 2CO + O₂ → 2CO₂

IV. Разложение неустойчивых сложных веществ.

1) Нерастворимых оснований и амфотерных гидроксидов.

e.g. Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

Fe(OH)₃ → Fe₂O₃ + H₂O

2) Неустойчивых кислот.

H₂CO₃ → CO₂ + H₂O (всегда и сразу)

H₂SO₃ → SO₂ + H₂O (при нагревании)

H₂SiO₃ → SiO₂ + H₂O

4HNO₃ (конц.) → 4NO₂ + 2H₂O + O₂

3) Разложение солей неустойчивых кислот.

Соли металлов I A подгруппы ниже лития, кроме нитратов, неразложимы.

e.g. CaCO₃ ⸻(800^oC)> CaO + CO₂

X билет: Классификация оксидов. Определения. Химические свойства основных оксидов.

Оксиды бывают основными, амфотерными, кислотными или несолеобразующими.

Основный оксид – такой оксид, в формуле которого есть кислород и металл со степенью окисления не выше 2 (кроме ZnO, PbO, SnO, BeO). Пример – CaO, CuO, Li₂O.

Амфотерный оксид – такой оксид, в формуле которого есть кислород и металл со степенью окисления не ниже 3 не выше 4 (и вышеупомянутые исключения). Пример – Fe₂O₃, ZnO, SnO₂.

Кислотный оксид – такой оксид, в формуле которого есть кислород и металл со степенью окисления не ниже 5 или неметалл (кроме NO, CO, N₂O). Пример – CO₂, Mn₂O₇, SO₃.

Несолеобразующие оксиды – оксиды-исключения из кислотных оксидов. Пример – NO, CO, N₂O.

Химические свойства основных оксидов:

1) Реакция с H₂O:

[Me]O + H₂O → [Me]OH, в данном случае [Me] – активный металл из I A или II A подгруппы ниже Mg

e.g. BaO + H₂O → Ba(OH)₂

Исключение:

MgO + H₂O ⸻(нагревание)> Mg(OH)₂

2) Реакция с амфотерным оксидом:

[амфотерный оксид] + [основный оксид*] → [соответствующая амф.о. соль]

e.g. ZnO + K₂O → K₂ZnO₂

* – оксид только активного металла.

3) Реакция с кислотным оксидом:

[основный оксид] + [кислотный оксид] → [соответствующая к.о. соль]

e.g. K₂O + SO₃ → K₂SO₄

4) Реакция с кислотами:

[основный оксид] + [кислота] → [соответствующая кислоте соль] + H₂O

e.g. CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O

XI билет: Химические свойства амфотерных и кислотных оксидов.

Химические свойства амфотерных оксидов:

0) Амфотерные оксиды не реагируют с H₂O

1) Реакция с основным оксидом:

[амфотерный оксид] + [основный оксид*] → [соответствующая амф.о. соль]

e.g. ZnO + K₂O → K₂ZnO₂

* – оксид только активного металла.

2) Реакция с кислотным оксидом:

[амфотерный оксид] + [кислотный оксид] → [соответствующая к.о. соль]

e.g. Al₂O₃ + 3SO₃ → Al₂(SO₄)₃

3) Реакция с щелочью:

[амфотерный оксид] + [щелочь] ⸻(расплав)> [соответствующая амф.о. соль] + H₂

e.g. BeO + 2KOH → K₂BeO₂ + H₂

[амфотерный оксид] + [щелочь] + H₂O ⸻(раствор)> [соответствующая амф.о. комплексная соль]

e.g. 2NaOH + ZnO + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄]

4) Реакция с кислотой:

[амфотерный оксид] + [кислота] → [соответствующая кислоте соль] + H₂O

e.g. PbO + 2HCN → Pb(CN)₂ + H₂O

5) Реакция с солью:

Менее летучие амфотерные оксиды вытесняют в расплаве более летучие амфотерные/кислотные оксиды из соли

[амфотерный оксид] + [соль] → [соответствующая амф.о. соль] + [оксид, соответствующий кислотному остатку соли]

e.g. CaCO₃ + Al₂O₃ → Ca(AlO₂)₂ + CO₂

Химические свойства кислотных оксидов:

1) Реакция с H₂O:

[кислотный оксид*] + H₂O → [соответствующая к.о. кислота]

e.g. SO₃ + H₂O → H₂SO₄

* – кроме SiO₂

2) Реакция с основным оксидом:

[кислотный оксид] + [основный оксид] → [соответствующая к.о. соль]

e.g. P₂O₅ + 3Rb₂O → 2Rb₃PO₄

3) Реакция с щелочью:

[кислотный оксид] + [щелочь] → [соответствующая к.о. соль] + H₂O

e.g. Mn₂O₇ + 2NaOH → NaMnO₄ + H₂O

4) Реакция с солью:

Менее летучие кислотные оксиды вытесняют в расплаве более летучие кислотные оксиды из соли

[кислотный оксид] + [соль] → [соответствующая к.о. соль] + [оксид, соответствующий кислотному остатку соли]

e.g. Na₂CO₃ + SiO₂ → Na₂SiO₃ + CO₂

XII билет: Кислоты. Классификация. Диссоциация в водных растворах сильных и несильных кислот. Получение кислот.

Кислоты – сложные вещества, состоящие из одного или больше атома H и кислотного остатка. Атом (атомы) водорода в кислоте способен замещаться (обмениваться) на атом (атомы) металла.

Классификация кислот.

I. По количеству атомов H:

· Одноосновные – HCl, HNO₃ …

· Двухосновные – H₂SO₄, H₂S …

· Трёхосновные – H₃PO₄ …

· …

II. По силе кислоты:

· Сильные: HCl, HBr, HI; Ɐ H_yAO_x | x – y ≥ 2

· Несильные: …

III. По устойчивости:

· Неустойчивые: H₂CO₃ → H₂O + CO₂, H₂SiO₃, HNO₃ (концентрация ≥ 90%)

· Устойчивые

IV. По агрегатному состоянию:

· Газообразные: H₂S; HCl, HBr, HI – без воды.

· Жидкие: H₂SO₄, HF …

· Твердые: H₃PO₄, H₂SiO₃

Более сильные кислоты диссоциируют в растворе лучше, чем более слабые.

e.g. H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻

H₃PO₄ → H⁺ + H₂PO₄⁻ (как правило, дальше этого не заходит – ортофосфорная кислота слабая и плохо диссоциирует).

Получение кислот:

1) Реакция кислотного оксида с H₂O:

[кислотный оксид*] + H₂O → [соответствующая к.о. кислота]

e.g. SO₃ + H₂O → H₂SO₄

* – кроме SiO₂

2) Реакция обмена между солью и другой кислотой:

[соль] + [кислота] → [соответствующая кислоте соль] + [соответствующая соли кислота]

Реакция обмена проходит, если выделяется газ/вода/осадок, если газ – один из реагентов может быть нерастворимым.

e.g. K₂SiO₃ + H₂SO₄ → K₂SO₄ + H₂SiO₃↓

XIII билет: Химические свойства кислот. Классификация составленных уравнений реакции. Цвета индикаторов в водных растворах кислот.

Химические свойства кислот:

I. С простыми веществами.

1) Металлами*:

e.g. H₂SO₄ + 2K → K₂SO₄ + H₂↑ – реакция замещения

* – только с металлами до Pb в РСЭП

II. С оксидами.

1) Основными:

e.g. H₂SO₄ + Rb₂O → Rb₂SO₄ + H₂O

2) Амфотерными:

e.g. H₂S + PbO → PbS + H₂O

III. Со сложными веществами.

1) Щелочами:

e.g. NaOH + HClO₄ → NaClO₄ + H₂O – реакция нейтрализации

2) Нерастворимыми основаниями:

e.g. Cu(OH)₂ +2HCl → CuCl₂ + 2H₂O – реакция нейтрализации

3) Амфотерными гидроксидами:

e.g. Al(OH)₃ + H₃PO₄ → AlPO₄ + 3H₂O – реакция нейтрализации

4) Солями (при выполнении условий протекания):

e.g. 3FeS + 2H₃PO₄ → Fe₃(PO₄)₂ + 2H₂S↑ – реакция обмена

Цвета индикаторов(все):

XIV билет: Классификация неорганических веществ. Определение классов веществ. Генетические связи между разными классами веществ.

Классификация неорганических веществ и определение класса неорганического вещества по формуле:

I. Простые вещества – если в формуле только один элемент:

1. Металлы – если этот элемент металл.

2. Неметаллы – если этот элемент неметалл.

II. Сложные вещества – если в формуле два и более элемента:

1. Оксиды – если формула вида A_xO_y⁻²:

1) Основные – если A в формуле это металл со СТОК ≤ 2 (кроме Pb, Zn, Be, Sn).

2) Амфотерные – если A в формуле это металл со 2 ≤ СТОК ≤ 4 (+ вышеупомянутые металлы-исключения).

3) Кислотные – если A в формуле это металл со СТОК ≥ 4 или неметалл (кроме NO, N­₂O, CO, SiO).

4) Несолеобразующие – NO, N­₂O, CO, SiO.

2. Основания – если формула вида [Me^≤2]x(OH)⁻_y, кроме гидроксидов металлов-исключений для основных оксидов.

3. Амфотерные гидроксиды – если формула вида [Me^2≤a≤4]x(OH)⁻_y, + гидроксиды металлов-исключений для основных оксидов.

4. Кислоты – если формула вида H_x[X]_y, где [X] – кислотный остатокРРРРРРрршщшощоащзытмзывлтмдавылтмв.

5. Соли - если формула вида [Me]_x[X]_y, где [X] – кислотный остатокРРРРРРрршщшощоащзытмзывлтмдавылтмв.

Генетические связи между классами веществ:

Ca → S → Al

↓ ↓ ↓

CaO → SO₃ → Al₂O₃

↓ ↓ ↓

Ca(OH)₂ → H₂SO₄ → AL(OH)₃

↓ ↓ ↓

CaSO₃ → Ag₂SO₄ → AlCl₃

XV билет : Вода. Строение воды. Гибридизация атома кислорода в молекуле воды. Получение воды и ее химические свойства.

H₂O – КПС, диполь

H₂O^δ− … H₂O^δ+ – молекулярная кристаллическая решетка.

Межмолекулярная связь, водородная связь.

Химические свойства воды:

I. Реагирует с простыми веществами:

1) Металлами: [акт.Me/Al] + H₂O → [Me]OH + H₂

2) Неметаллами: C + H₂O ⸺(↑t^o)> CO + H₂

II. Реагирует с оксидами:

1) Основные.

[Me]O + H₂O → [Me]OH, в данном случае [Me] – активный металл из I A или II A подгруппы ниже Mg

e.g. BaO + H₂O → Ba(OH)₂

Исключение:

MgO + H₂O ⸻(нагревание)> Mg(OH)₂

2) Кислотные.

[кислотный оксид*] + H₂O → [соответствующая к.о. кислота]

e.g. SO₃ + H₂O → H₂SO₄

* – кроме SiO₂

III. Сложные вещества.

Кислоты, щелочи, растворимые соли – диссоциация на ионы.

Получение H₂O:

1) Сгорание H₂ в O₂

2) Разложение гидроксидов и кислот

3) [кислотный оксид] + [щелочь] → [соответствующая к.о. соль] + H₂O

4) [амфотерный оксид] + [кислота] → [соответствующая кислоте соль] + H₂O

5) [амфотерный оксид] + [щелочь] ⸻(расплав)> [соответствующая амф.о. соль] + H₂O

6) [основный оксид] + [кислота] → [соответствующая кислоте соль] + H₂O

7) [щелочь/нерастворимое основание/амфотерный гидроксид] + [кислота] → [соответствующая кислоте соль] + H₂O

XVI билет: Растворы. Виды растворов. Массовая доля веществ, молярная концентрация, плотность растворов. Диссоциация в водных растворах кислот, щелочей, солей.

Растворы – гомогенные физико-химические системы, состоящие из молекул растворителя и частиц растворенного вещества.

Если есть вода – она растворитель.

Если нет воды, то растворитель – вещество в том же агрегатном состоянии, что и вся смесь.

Если два или больше веществ в растворе в том же агрегатном состоянии, что и смесь, растворитель – вещество, массовая доля которого максимальна среди них.

Виды:

I. По агрегатному состоянию:

1) Твердые

2) Жидкие

3) Газообразные

II. По размерам частиц растворенного вещества:

1) Истинные (маленькие)

2) Коллоидные (большие)

III. По массовой доле растворенного вещества:

1) Разбавленные (маленькая)

2) Концентрированные (большая, близкая к максимальной)

3) Насыщенные (максимальная)

4) Пересыщенные (выше максимальной, нестабильны)

Числовые характеристики:

1) ω = – массовая доля.

2) ρ = – плотность раствора.

3) C_M = – молярная концентрация.

Диссоциация в водных растворах:

1) Кислот: более сильные кислоты диссоциируют до конца, более слабые и многоосновные диссоциируют слабее.

2) Щелочи: полностью диссоциируют.

3) Соли: те, что растворимы – полностью диссоциируют.

XVII билет: Щелочи. Получение, свойства.

Щелочи – электролиты, при диссоциации которых образуется катионы металла и гидроксид-анионы.

Получение щелочей:

1) [актMe] + H₂O → [соответствующая щелочь] + H₂

2) [оксид актMe] + H₂O → [соответствующая щелочь]

3)* Электролиз водного раствора солей активных металлов.

Химические свойства щелочей:

I. Реагируют с простыми веществами:

1) Металлами.

[щелочь] ­+ [Me*] ⸺(раствор)> [соответствующая металлу комплексная соль]

[щелочь] ­+ [Me*] ⸺(расплав)> [соответствующая металлу соль] + H₂

* – только металлы, не имеющие основных оксидов.

II. Реагируют с оксидами:

1) Амфотерными.

[щелочь] + [амфотерный оксид] → [соответствующая амф.о. соль] + H₂O

2) Кислотными.

[щелочь] + [кислотный оксид] → [соответствующая к.о. соль] + H₂O

III. Реагируют со сложными веществами:

1) Амфотерными гидроксидами.

[щелочь] + [амфотерный гидроксид] → [соответствующая амф.г/о комплексная соль] + H₂O

2) Кислотами.

[щелочь] + [кислота] → [соответствующая кислоте соль] + H₂O

3) Солями (только при соблюдении условий обмена.).

[щелочь] + [соль] → [соответствующая соль с металлом из щелочи] + [гидроксид с металлом из соли]

XVIII билет: Нерастворимые основания и амфотерные гидроксиды. Получение, свойства.

Нерастворимые основания – нерастворимые гидроксиды, кроме гидроксильной группы состоящие из металла со СТОК ≤ 2 (исключения – Zn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Be(OH)₂, являющиеся амфотерными гидроксидами).

Амфотерные гидроксиды – нерастворимые гидроксиды, кроме гидроксильной группы состоящие из металла со 2 ≤ СТОК ≤ 4 (исключения – Zn(OH)₂, Pb(OH)₂, Sn(OH)₂, Be(OH)₂, являющиеся амфотерными гидроксидами).

Получение:

0) (только для Al(OH)₃) Реакция чистого Al с водой.

1) Реакция обмена щелочи с солью.

2) Реакция недостатка комплексной соли и кислоты.

3) Реакция воды, соли с соответствующим гидроксиду кислотным остатком и недостатком кислоты.

Химические свойства:

1) [нерастворимое основание/амфотерный гидроксид] + [кислота] → [соответствующая кислоте соль] + H₂O

2) [амфотерный гидроксид] + [щелочь] + H₂O → [соответствующая амф.г/о комплексная соль]

XIX билет: Соли. Классификация. Химические свойства.

Соли – сложные вещества, состоящие из атомов металла и кислотного остатка.

Классификация солей:

1) Основные соли – имеют в формуле OH.

2) Средние соли – имеют в формуле только один кислотный остаток, без H и OH.

3) Кислые соли – имеют в кислотном остатке H.

4) Смешанные соли – имеют в формуле два и более кислотных остатков.

5) Комплексные соли – соли , в состав которых входят комплексный катион и анион, либо катион и комплексный анион.

6) Двойные соли – в формуле два или более катионов металла.

Химические свойства солей:

I. Реагируют с простыми веществами:

1) Металлами.

[Me*] + [соль] → [соль] + [Ме]

* – только металл, который в РСЭП левее того, что в соли, и неактивный.

II. Реагируют с оксидами:

1) Амфотерными.

[амфотерный оксид*] + [соль] → [соответствующая амф.о. соль] + [оксид, соответствующий кислотному остатку соли]

* – Менее летучие амфотерные оксиды вытесняют в расплаве более летучие амфотерные/кислотные оксиды из соли

e.g. CaCO₃ + Al₂O₃ → Ca(AlO₂)₂ + CO₂

2) Кислотными.

[кислотный оксид*] + [соль] → [соответствующая к.о. соль] + [оксид, соответствующий кислотному остатку соли]

* – Менее летучие кислотные оксиды вытесняют в расплаве более летучие кислотные оксиды из соли.

e.g. Na₂CO₃ + SiO₂ → Na₂SiO₃ + CO₂

III.Реагируют со сложными веществами:

1) Щелочами.

[щелочь] + [соль] → [соответствующая соль с металлом из щелочи] + [гидроксид с металлом из соли]

2) Кислотами.

[соль] + [кислота] → [соответствующая соль с металлом из щелочи] + [гидроксид с металлом из соли]

e.g. 3FeS + 2H₃PO₄ → Fe₃(PO₄)₂ + 2H₂S↑

3) Солями.

[соль] + [соль] → [соль с металлом из одной соли, а кислотным остатком из другой] + [соль с металлом из одной соли, а кислотным остатком из другой]

XX билет: Получение солей.

I. Из металлов:

1) [Me] + [неMe] → [соответствующая соль]

2) [Me*] + [кислота] → [соль] + H₂

* – только металл до Pb в РСЭП

3) [Me*] + [щелочь] ⸺(раствор)> [соответствующая металлу комплексная соль]

[Me*] + [щелочь] ⸺(расплав)> [соответствующая металлу соль] + H₂

* – только металлы, не имеющие основных оксидов.

4) [Me*] + [соль] → [соль] + [Ме]

* – только металл, который в РСЭП левее того, что в соли, и неактивный.

II. Из оксидов:

1) [амфотерный оксид] + [основный оксид*] → [соответствующая амф.о. соль]

e.g. ZnO + K₂O → K₂ZnO₂

* – оксид только активного металла.

2) [основный оксид] + [кислотный оксид] → [соответствующая к.о. соль]

e.g. K₂O + SO₃ → K₂SO₄

3) [основный оксид] + [кислота] → [соответствующая кислоте соль] + H₂O

e.g. CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O

4) [амфотерный оксид] + [кислотный оксид] → [соответствующая к.о. соль]

e.g. Al₂O₃ + 3SO₃ → Al₂(SO₄)₃

4) [амфотерный оксид] + [щелочь] ⸻(расплав)> [соответствующая амф.о. соль] + H₂O

e.g. BeO + 2KOH → K₂BeO₂ + H₂

[амфотерный оксид] + [щелочь] + H₂O ⸻(раствор)> [соответствующая амф.о. комплексная соль]

e.g. 2NaOH + ZnO + H₂O → Na₂[Zn(OH)₄]

5) [амфотерный оксид] + [кислота] → [соответствующая кислоте соль] + H₂O

e.g. PbO + 2HCN → Pb(CN)₂ + H₂O

6) [амфотерный оксид*] + [соль] → [соответствующая амф.о. соль] + [оксид, соответствующий кислотному остатку соли]

* – Менее летучие амфотерные оксиды вытесняют в расплаве более летучие амфотерные/кислотные оксиды из соли

e.g. CaCO₃ + Al₂O₃ → Ca(AlO₂)₂ + CO₂

7) [кислотный оксид] + [щелочь] → [соответствующая к.о. соль] + H₂O

e.g. Mn₂O₇ + 2NaOH → NaMnO₄ + H₂O

8) [кислотный оксид*] + [соль] → [соответствующая к.о. соль] + [оксид, соответствующий кислотному остатку соли]

* – Менее летучие кислотные оксиды вытесняют в расплаве более летучие кислотные оксиды из соли.

e.g. Na₂CO₃ + SiO₂ → Na₂SiO₃ + CO₂

III. Из кислот:

1) [кислота] + [щелочь] → [соответствующая кислоте соль] + H₂O

2) [кислота] + [нерастворимое основание] → [соответствующая кислоте соль] + H₂O

3) [кислота] + [амфотерный гидроксид] → [соответствующая кислоте соль] + H₂O

4) [соль] + [кислота] → [соль с металлом из соли, а кислотным остатком из кислоты] + [кислота с кислотным остатком из соли]

IV. Из щелочей:

1) [щелочь] + [амфотерный гидроксид] → [соответствующая амф.г/о комплексная соль] + H₂O

2) [щелочь] + [соль] → [соответствующая соль с металлом из щелочи] + [гидроксид с металлом из соли]

V. Из солей:

1) [соль] + [соль] → [соль с металлом из одной соли, а кислотным остатком из другой] + [соль с металлом из одной соли, а кислотным остатком из другой]

Приложение 01 к билету I. Квантовая теория.

В рамках квантовой теории строения атома существуют три квантовых числа:

· Главное квантовое число n {1, 2, 3 …}

· Орбитальное квантовое число l {0, 1 … n-1}

· Магнитное квантовое число m {-l … +l}

Примеры:

Обобщение:

ГКЧ n отвечает за расположение электрона на определённом эл. слое – совокупности орбиталей с одинаковым n .

ОКЧ l отвечает за расположение за форму эл. орбитали. Эл. оболочкой называют совокупность орбиталей с одинаковыми n и l.

МКЧ m отвечает за расположение эл. орбитали определенной формы в пространстве.

На одной орбитали могут располагаться два электрона. Для этого вводится четвёртое квантовое число – спин электрона, равный ±½.

Теория расположения эл. орбиталей по энергии.

Эл. оболочка располагается тем ниже по энергии, чем меньше сумма её квантовых чисел n + l. Если найдутся две орбитали с такой одинаковой суммой, но разными главными квантовыми числами n, то по энергии будет ниже та орбиталь, у которой число n меньше.

Например: 3d – орбиталь {n=3, l=2} по энергии выше, чем 4s {n=4, l=0}, но ниже, чем 4p {n=4, l=1}.

Электрон всегда занимает наиболее выгодную по энергии орбиталь, поэтому с ростом заряда ядра в периодической системе заполнение эл. облака идёт в определенном порядке (см. билет I).

Билеты I – XX подготовлены Александром Бигуловым, исправление фактических ошибок и Приложение 01 – Георгием Стеценко.