3. Розташування металів у періодичній системі.

До металів відносять елементи періодичної системи, які мають на зовнішньому енергетичном рівні малу кількість електронів, багато вільних електроних орбіталей, великі радіуси атомів, низьку енергію йонізації. Для металів характерний особливий тип хімічного зв*язку – металічний. Внаслідок зниження деякої кількості атомів металів відбувається переривання їх електроних орбіталей зовнішні електрони відривають і утворюють спільні електронну хмару, а атоми і позитивно заряджені йони, що виникли утв. механічну кристалічну гранулу до металів відносять понад 80 елементів ПС Менделеєва. Метали становлять головні підгрупи 1, 11, 111 груп, усі побічні підгрупи.

БІЛЕТ №16

1. Ендо – екзосмос.

Ендоосмос – це осмос. Який відбувається назовні з об*єму рідини , обмеженої напівпроникної мембрани. Екзоосмос - це осмос, який відбувається назовні з об*єму рідини. Два розчини які мають однаковий осматичний тиск називають ізотонічні. Розчин, який має осмотичний тиск більший- гіпертонічний. Розчин менший- гіпотонічний.

2. Фізичні властивості металів.

• Твердий агрегатний стан;

• Характерний металічний блиск;

• Електро- та теплопровідність;

• Ковкість пластичність

3. Метали

До металів відносять елементи періодичної системи, які мають на зовнішньому енергетичном рівні малу кількість електронів, багато вільних електроних орбіталей, великі радіуси атомів, низьку енергію йонізації. Для металів характерний особливий тип хімічного зв*язку – металічний. Внаслідок зниження деякої кількості атомів металів відбувається переривання їх електроних орбіталей зовнішні електрони відривають і утворюють спільні електронну хмару, а атоми і позитивно заряджені йони, що виникли утв. механічну кристалічну гранулу до металів відносять понад 80 елементів ПС Менделеєва. Метали становлять головні підгрупи 1, 11, 111 груп, усі побічні підгрупи.Усі метали у вільному стані є відновниками. Більшість металів у звичайних умовах або при нагріванні взаємодіють з галогенами, також метали взаємодіють із сірчаною з утв. Сульфідів. Для металів середину ряду активності в залежності від концентрації кислоти можуть бути різні продукти відновлюваних кислотного залишку.Концентрована сульфітна кислота з малоактивними і активними металами дає сіль і воду.

БІЛЕТ №17

1. Хімічнийц зв'язок

Хімічний зв*язок – це взаємодія атомів що призводить до утв. яерно-електронних систем що вміщує два або більше ядер. Відповідно до методів валентних зв’язків є хімічний зв'язок є двохелектронним і доцентровим, утв. в наслідок узагальнення електронної пари двома атомами.

2. Хімічні властивості металів: взаємодія з водою, лугами, розчинами солей.

Усі метали у вільному стані є відновниками. Більшість металів у звичайних умовах або при нагріванні взаємодіють з галогенами, також метали взаємодіють із сірчаною з утв. Сульфідів. Для металів середину ряду активності в залежності від концентрації кислоти можуть бути різні продукти відновлюваних кислотного залишку.Концентрована сульфітна кислота з малоактивними і активними металами дає сіль і воду. Метали які мають амфотерні оксиди і гідрооксиди можуть взаємодіяти з розчинами лугів при цьому виділяють водень і утв. солі.

3. Типи хімічних зв’язків. Метод валентних зв’язків

• Ковалентний - харек. направленістю і насиченістю.

• Йонний - не направленість і не насиченістю.

• Металічний - зовнішні електрони делокалізовані в межах кристалу і об*єднають позитивно заряджені йони атомами металу.

Метод валентних зв*язків, або метод валентних схем — це метод наближеного розв'язання електронного рівняння Шредингера для багатоелектронних молекулярних систем. Ґрунтується на уявленні про усуспільнення електронної пари двома атомами. Фізична ідея методу полягає в тому, що хвильова функція молекули виражається через хвильові функції атомів, які складають цю молекулу. Хімічний зв'язок між двома атомами утворюється внаслідок спаровування спіну їхніх валентних електронів, тобто утворення електронної пари, усуспільненої цими атомами. Так отримує підґрунтя одне з основних положень теорії валентності: валентність атома дорівнює кількості неспарованих електронів у його зовнішній (валентній) електронній оболонці. Ця кількість може змінюватися залежно від стану атома. Поглинання атомом невеликої, порівняно з енергією хімічного зв'язку, кількості енергії може призвести до збудження атома, розриву електронної пари та збільшення кількості неспарованих електронів на 2.

БІЛЕТ № 18

1. Ектролітична дисоціація

Електроліти це речовини які під час розчинення у воді чи розплавлення розпадаються на йони і тому їх розчини проводять електричний струм . Розчини які під час розчинення чи розплавлення не розчиняються ні іони, не проводять електричний струм називають- неелектролітами. Процес розпаду електролітів на іони наз- електролітичною дисоціацією.

2. Типи хімічних зв’язків.

• Ковалентний - харек. направленістю і насиченістю.

• Йонний - не направленість і не насиченістю.

• Металічний - зовнішні електрони делокалізовані в межах кристалу і об*єднають позитивно заряджені йони атомами металу.

3. Поняття про сутність окиснення елемента

Ступінь окиснення- це умовний заряд, який мав би атом, коли б електрони всіх його зв’язків з іншими були зміщені до більш електронегативного атома. Під ступенем окиснення розуміють електричний заряд атома, обчислений виходячи з допущення, що дана сполука скл. з йонів. Ступінь окиснення- це умовна величина, що показує заряд того чи іншого елемента в сполуці. Ступінь окиснення елемента в простій речовині = 0.

БІЛЕТ №19

1. Константа дисоціації

Костанта дисоціації - це відношення добутку рівноважних концентрацій йонів, що утв. при дисоціації електролізу.

2. Ступінь окиснення елемента.

Ступінь окиснення- це умовний заряд, який мав би атом, коли б електрони всіх його зв’язків з іншими були зміщені до більш електронегативного атома. Під ступенем окиснення розуміють електричний заряд атома, обчислений виходячи з допущення, що дана сполука скл. з йонів. Ступінь окиснення- це умовна величина, що показує заряд того чи іншого елемента в сполуці. Ступінь окиснення елемента в простій речовині = 0

3. Типи хімічних зв’язків.

• Ковалентний - харек. направленістю і насиченістю.

• Йонний - не направленість і не насиченістю.

• Металічний - зовнішні електрони делокалізовані в межах кристалу і об*єднають позитивно заряджені йони атомами металу. БІЛЕТ № 20

1. Окисники і відновники

Процес віддавання електронів – окиснення. Частинки які віддають електрони – відновники. Процес приєднання електронів називають процесом відновлення . Частинки які приєднують електрони є окисниками, під час реакції вони відновлюються (ступінь окиснення знижується) елементи, які знаходяться у вищому ступені окиснення можуть леше відновлюватися, тобто бути окисниками. Елементи які знаходяться у нижчому ступині окиснення, можуть тільки окислюватися, тобто бути відновниками. Речовини, що містять елементи в проміжних ступенях окиснення, можуть як віддавати так і приймати електрони.

2. Металічний зв'язок.

Металічний зв'язок зовнішні електрони делокалізовані в межах кристалу, і об’єднують позитивно заряджені йонічні атоми металу є два механічнх утворюють хімічний зв'язок.1. За обмінним механізмом. 2 Акцепторним механізмом.

3. Закон Авогадро

Закон Авогадро в однакових об’ємах різних газів за однакових умов міститься однакова кількість молекул. Наслідок із цього закону: 1 моль будь-якого газу який має однакову кількість молекул , займає однаковий об’єм за нормальних умов об’єм = 22,4 л. і називається молярним об’ємом.

БІЛЕТ №21

1. Складання рівняння окисно-відновних реакцій

Для складання окисно відновного рівняння використовують:

1. Метод електроного балану,

2. Електронно йоний метод.

2. Закон простих обємних відношень

Об’єми реагуючих речовин відносяться один до одного і до об’ємів газоподібних продуктів реакції як не великі цілі числа.

3. Електроліз

Електролізом називається окисно-відновний процес, який відбувається під дією постійного електричного струму при проходжені стандартного через розчин або розплав електроліту. У процесі електролізу відбувається перетворення

електричної енергії в хімічну.

БІЛЕТ №22

1. Класифікація окисно-відновних реакцій

Типи окисно-відновних реакцій:

1. Міжмулекулярна реакція- реакції в яких окиснення і відновлення належать до різних молекул та атомів.

2. Внутрішньо-молекулярні реакції, в яких окисник та відновник належать до однієї і тієї самої молекули.

3. Реакції самоокиснення, самовідновлення- це реакції в яких окисники та відновники будуть атоми однієї і тієї ж речовини які мають однаковий ступінь окиснення.

2. Гальванічні елементи

Гальванічні елементи - пристрій в яких енергія хімічної реакції перетворюється на електричну. Гальванічні елементи складаються з двох на півелементів-електродів. Електрод в якому відображається процес окиснення називається анодом. Електрод в якому відображається процес відновлення називається катодом. Електроди поміщені в середовище електролітів і з’єднані між собою провідниковими класифікаціями гальванічних елементів. Вони є необороні та оборотні. Електрорушійна сила гальванічного елемента – це максимальна різниця потенціалів, яка досягається під час оборотної роботи гальванічного елемента. Електрорушійну силу гальванічного елемента можна обчислити за допомогою формулою ЕРС=Ек-Еа .