- •2.Основные понятия химии: атом, элемент, простое вещество, аллотропия, молекула. Атомные и молекулярные массы. Моль как единица количества вещества. Молярная масса.
- •3.Закон эквивалентов. Эквивалент элемента. Эквивалентная масса. Молярная масса эквивалентов. Эквивалентные массы сложных веществ.
- •5. Электрон и его свойства. Планетарная модель атома Резерфорда. Модель атома по Бору, ее связь с квантовой теорией и спектрами.
- •6.Поняття о волновые свойства электрона. Квантовые числа, их физический смысл, пределы изменения. Энергетические уровни, подуровни, орбита ли.
- •7.Принцип Паули. Правило Гунда. Порядок заполнения электронами энергетических уровней. Электронные формулы те схемы.
- •10.Смена градусов атомов в периодах и группах. Энергия ионизации и сродство к электрону, их изменение в периодах и группах. Электроотрицательность (ен), относительная шкала ен.
- •12. Метод молекулярных орбита лей (мо). Объяснения свойств двухатомных молекул, содержит элементы I и II периода на основе метода мо.
- •15.Внутришня энергия и энтальпия. Термохимические уравнения. Закон Гесса те его использования в термохимических расчетах. Теплота образования. Расчет тепловых эффектов с теплотой образования.
- •20.Дисперсные системы. Истинные растворы. Концентрация растворов и способы ее выражения.
- •21.Процесы, которые проходят при растворении веществ в жидкостях. Сольватация. Теплота (энтальпия) растворения. Влияние температуры и давления на растворимось газов и твердых веществ в жидкостях.
- •22. Законы Рауля, их формулировки, математические выражения, взаимосвязь. Давление насыщенного пара над растворами, температуры кипения и кристаллизации растворов.
- •25.Добуток растворимости. Реакции обмена в растворах электролитов и направление их протекания. Ионные уравнения реакций.
- •28.Звязок окислительно-восстановительных свойств со значениями потенциалов. Направление течения окислительно-восстановительных процессов.
- •29.Елетролиз. Законы электролиза. Процессы протекают на электродах. Последовательность разряда ионов. Правила составления окислительно-восстановительных реакций.
- •30.Водень.Особливости его размещения в периодической системе, строение атома, степени окисления. Получение водорода, его свойства Атомарный водород. Типы бинарных соединений элементов с водородом.
- •31.Будова атомов галогенов. Степени окисления. Способы получения. Физические те химические свойства. Изменение свойств галогенов от фтора к йоду.
31.Будова атомов галогенов. Степени окисления. Способы получения. Физические те химические свойства. Изменение свойств галогенов от фтора к йоду.
Каждый галоген в своём периоде - наиболее электроотрицательный, вследствие чего он отнимает у других элементов электроны, приобретая степень окисления -1. Вместе с тем все галогены, за исключением фтора, могут и отдавать электроны, приобретая положительные степени окисления (например, +1, +3, +5 , +7). Но это свойство характерно и для многих элементов других групп.
Фтор является трудносжижаемым, а хлор легкосжижаемым газом с удушливым резким запахом. Энергия связи галогенов сверху вниз по ряду изменяется не равномерно. Фтор имеет аномально низкую энергию связи (151 кДж/моль), это объясняется тем, что фтор не имеет d-подуровня и не способен образовывать полуторные связи, в отличие от остальных галогенов (Cl2 243, Br2 199, I2 150,7, At2 117 кДж/моль). От хлора к астату энергия связи постепенно ослабевает, что связано с увеличением атомного радиуса. Аналогичные аномалии имеют и температуры кипения (плавления).
Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к астату. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты.
Галогеноводни. Добыча физические и химические свойства. Хмина свойств в ряду от HF к HI. Галогениды металлов.
Все галогеноводороды — бесцветные газы с резким запахом, хорошо растворимые в воде. На воздухе их концентрированные растворы дымят вследствие выделения галогеноводородов.
Галогеноводороды хлора, брома, йода при обычных условиях — газы. Хорошо растворимы в воде. Процесс растворения сильно экзотермичен. С водой HCl, HBr и HI образуют азеотропные смеси, которые содержат соответственно 20,24; 48; 57 % НГ. Галогены в галогеноводородах имеют степень окисления −1. Могут выступать в качестве восстановителей, причём восстановительная способность в ряду HCl — HBr — HI увеличивается. Иодоводород является сильным восстановителем и используется как восстановитель во многих органических синтезах. При стоянии раствор HI вследствие постепенного окисления HI кислородом воздуха и выделения иода постепенно принимает бурую окраску.
свойства в ряду от HF к HI усиливаются.
Галогениды металлов являются соединениями преимущественно ионного характера [14], хотя в некоторых случаях они могут быть и частично ковалентными. В действительности, конечно, существует равномерный переход от чисто ионных галогенидов через соединения с промежуточным характером к тем, которые по существу являются ковалентными.
Взаэмодия галогенов с водой и щелочами. Изменение свойств в ряду кислородсодержащих кислот хлора HClO, HClO2, HClO3, HClO4, в рядах кислот галогенов: HClO, HIO, HBrO, HClO3, HBrO3, HIO3
(ДЗ С 16 ЛАБОРАТОРКи)