Spørsmål 1
Grunnleggende begreper og kjemilover: et atom er den minste partikkelen i et kjemisk grunnstoff, nøytralt i ladning og bæreren av dets egenskaper.
Et molekyl er den minste partikkelen av et stoff, nøytralt ladet og bæreren av dets egenskaper.
En ekvivalent er mengden av et stoff som interagerer med 1 mol av et H-atom i utvekslingsreaksjoner eller med 1e i redoksprosesser.
Boyle - Mariotte, Gay - Lussac, Avagadro
Richters lov om ekvivalenter - massene av stoffer bundet av en interaksjon er direkte proporsjonale med massene til deres ekvivalenter.
Kvantemekanisk modell av strukturen til atomet: Bohr-Rutherford-modellen: atomets senter er kjernen, som består av protoner og nøytroner z - ladningen til atomkjernen, som bestemmer atomets type kjemisk element, serien tallet på grunnstoffet i det periodiske systemet, bestemmer tallet e til et nøytralt atom.
N – bestemmer den isotopiske sammensetningen av atomet.
Dimensjonene til et atom bestemmes av dimensjonene til elektronskallet.
Skallet inkluderer
Kvantetall og typer elektroniske orbitaler: ved hjelp av kvantetall kan du beskrive egenskapene til elektronskallet, n er hovedkvantetallet, som bestemmer: nummeret på kvantelaget eller nivået, kapasiteten til kvantelaget og dets energi , antall undernivåer innenfor nivået.
Undernivåer er beskrevet av et orbitalt kvantenummer.
Pauli-prinsippet: i et atom kan det ikke være 2 e som har samme sett med 4 kvantetall.
De hevede tallene viser kombinasjoner av magnetiske og spinntall 1. Den største verdien av n bestemmer periodetallet, ytre lag 2. Summen av e på det ytre laget bestemmer gruppe 3. s og p undernivåene utgjør hovedundergruppene. Undernivået som fylles ut definerer undergruppen.
Hunds regel regulerer tillatte modeller.
Ledige orbitaler på undernivå er i utgangspunktet fylt med enkeltelektronskyer med samme spinnorientering. Klechkovskys regel: e undernivåer er befolket i retning av å øke summen av hoved- og banetallene.
For de samme verdiene av summen n og l, er den første som fylles ut p.sl
Kovalent binding: CS-base, 2. sky for 2 atomer.
1. Hver partikkel eller atom gir en én-elektronsky for kommunikasjon, forutsatt at skyene med 2 atomer er antiparallelle.
2.Implementert på grunn av den andre skyen av 1 partikkel og den ledige orbitalen til den andre partikkelen.
Kjennetegn: 1. Kommunikasjonsenergi. 2. Bindingslengde 3. Mettbarhet eller maksimal kovalens. 4. Kommunikasjonsretning. 5.Polaritet av forbindelse kjønn, ikke-kjønn.
6. Kommunikasjonsfrekvens.
Egenskaper til K-forbindelser: harde, sprø, løselig i polare løsemidler, høye koke- og smeltetemperaturer, elektrisk ledningsevne.
Ionebinding: når e-bindinger er fullstendig overført til et mer elektronegativt atom. Mekanismen består av dannelsen av ioner og dannelsen av et krystallgitter av ionene. Virkelig ionisk - forbindelser med 87% ionisitet.
Egenskaper: hard, sprø, løselig i polare løsemidler, høye koke- og smeltetemperaturer, elektrisk ledningsevne.
Metallisk binding: karakteristisk for elementære metaller og forekommer i begrenset grad i naturen. Det er preget av et metallkrystallgitter i nodene hvor metallionatomer er lokalisert, og mellomrommene er okkupert av kjemiske bindinger.
Egenskaper til M-bindinger: kjemiske egenskaper: evnen til å miste valens e, det vil si reduserende egenskaper. Fysiske egenskaper av formbarhet, plastisitet. Varme og elektrisk ledningsevne.
Komplekse forbindelser: høyere ordens forbindelser som inkluderer en kompleks, svært stabil partikkel - et komplekst ion. CI og høyere sfæreioner er forbundet med elektrostatisk interaksjon. Det kompleksdannende middelet og legendene er forbundet med en kovalent binding gjennom en donor-akseptormekanisme.
Egenskaper: det kompleksdannende middelet er en akseptor og gir også et visst antall orbitaler, som kalles koordinasjonsnummeret.
Legender er preget av mengden dentinitet.
Dissosiasjon: 1.ionisering eller primær dissosiasjon, 2.Sekundær dissosiasjon forekommer i ubetydelig grad langs den kovalente bindingen.
Klassifisering av komplekse forbindelser: Klasser av uorganiske forbindelser
Reaksjoner av komplekse forbindelser: 1.CS deltar i metabolske prosesser med bevaring av det komplekse ionet.
2. Ødeleggelse av CI er mulig hvis en mer stabil partikkel dannes.
= STUDENTBY = Freshman notatbok
SEMESTER 1 EKSAMEN
Eksamensprogram for emnet "Fundamentals of Inorganic and Experimental Chemistry"
1. semester, JNF, studieåret 2011/2012
Kjemisk balanse. Tegn på ekte balanse. Likevektskonstanter i homogene og heterogene systemer. Likevektskonsentrasjoner av reagenser og produkter og konseptet for deres beregning.
Le Chateliers prinsipp og skifte av kjemisk likevekt med endringer i temperatur, trykk, konsentrasjoner av reagenser og produkter.
Redoksreaksjoner(OVR). Graden av oksidasjon av atomer og dens endring i ORR. Typiske oksidasjonsmidler og reduksjonsmidler. Stoffer med oksiderende og reduserende funksjoner. Miljøets rolle i OVR. Tegne opp ORR-ligninger ved hjelp av metoden for elektron-ion halvreaksjoner.
Standard elektrokjemisk potensial som karakteristikk av redoksegenskapene til stoffer i vandig løsning. Kriterium for retning av OVR under standardforhold. Løse kalkulasjonsproblemer.
Generelle egenskaper ved løsninger. Løsemiddel og løst stoff. Konsentrerte og fortynnede løsninger. Mettet, umettet og overmettet løsning og metoder for deres fremstilling. Løselighet. Termisk effekt av oppløsning. Diagrammer (polytermer) av løselighet. Temperaturens avhengighet av løseligheten til gasser og krystallinske stoffer i flytende løsemidler.
Løsninger av elektrolytter og ikke-elektrolytter. Ostwalds fortynningslov.
Lite løselige sterke elektrolytter og løselighetsprodukt (SP). Beregninger med PR-verdier. Forhold for nedbør og oppløsning av sedimenter. Skift av faselikevekter i mettede løsninger av tungtløselige sterke elektrolytter.
Grunnleggende begreper i protonteori syrer og baser. Protiske løsningsmidler og deres ioniske produkter. Syre og base i protonteori. Konstanter av surhet og basicitet og forholdet mellom dem. Amfolytter.
Skift av protolytiske likevekter under påvirkning av temperatur, protolyttkonsentrasjon (fortynning) og med innføring av de samme ionene av protolyseprodukter. Graden av protolyse og pH i løsninger nær uendelig fortynning.
Ionisk produkt av vann. Hydrogen- og hydroksidindikatorer med middels surhet. pH-skala for vandige løsninger.
Solvolyse og hydrolyse. Irreversibel hydrolyse av binære forbindelser. Reversibel hydrolyse av salter. Skift i hydrolyselikevekter.
Beregninger av pH-verdier og graden av protolyse ved sterke og svake syrer og baser, samt amfolytter.
Strukturen til atomer og den periodiske lov. Hydrogenatom. Multielektronatomer. Det viktigste er orbital-, magnet- og spinnkvantetallene. Atomorbitaler, elektroniske nivåer og undernivåer.
Prinsippet om minimumsenergi, Hunds regel og Paulis prinsipp. Rekkefølgen der elektroner okkuperer atomorbitaler. Klechkovskys styre. Elektroniske formler og energidiagrammer av atomer av elementer.
Periodisk system for kjemiske elementer av D. I. Mendeleev. Perioder og grupper. Seksjoner s-, p-, d- Og f- elementer.
Kjemisk forbindelse. Ioniske og kovalente bindinger. Grunnleggende konsepter for valensbindingsmetoden. Overlapping av elektronorbitaler; sigma, pi og delta binding. Flere tilkoblinger. Ideen om hybridisering og geometrien til molekyler.
Polaritet av bindinger og polaritet av molekyler. Dipolmoment for en kjemisk binding og dipolmoment for et molekyl.
Konseptet med den molekylære orbitalmetoden. Hydrogenbinding og intermolekylær interaksjon.
Nødvendig kunnskap for at studentene skal få positiv karakter på 1. semestereksamen
1. Symboler kjemiske elementer og deres navn. Seksjoner s-, p-, d- Og f- elementer i det periodiske systemet.2. Nomenklatur uorganiske stoffer (formler og navn i forelesningskurset, laboratoriepraksis og lekser).
3. Elektroniske konfigurasjoner atomer etter deres koordinater (gruppenummer, periodenummer) i det periodiske systemet.
4. Hoved, orbital og magnetisk kvantetall, forbindelsen mellom dem og antall energinivåer, undernivåer og atomorbitaler.
5. Definisjon type hybridisering atomorbitaler og prediksjon av den geometriske formen til partikler av AB-type X(molekyler eller ioner), hvor A, B er atomer s- Og p- elementer.
6. Likevektskonstant. Surhet og basicitetskonstanter. Le Chateliers prinsippå skifte kjemisk likevekt.
7. Løselighet uorganiske stoffer. Produkt av løselighet. Betingelsen for nedbør og dens oppløsning.
8. Tegne reaksjonsligninger følgende typer:
* utvekslingsreaksjoner i vandig løsning (molekylær og ionisk ligning)
* redoksreaksjoner i vandig løsning (molekylære og ioniske ligninger, valg av koeffisienter ved metoden for elektron-ioniske halvreaksjoner)
* protolytiske reaksjoner som involverer vann som løsemiddel
* reaksjoner av hydrolyse av salter, hydrolyse av binære forbindelser.
9. Sammensetning av løsninger:
* massefraksjon
* molaritet (molar konsentrasjon av oppløst stoff)
10. Sure, alkaliske og nøytrale miljøer vandige løsninger. Hydrogenindeks (pH). pH-skala for vandige løsninger.
Hva studentene trenger å vite om den skriftlige eksamenen i uorganisk kjemi
# Eksamen starter kl 9.00 på rom K-2. For studenter med kumulativ karakter i generell kjemi i 1 semester fra 15 til 24 poeng starter eksamen kl 9.30. Studenter i den angitte kategorien har rett til å velge type billett for å gå opp til eksamen: grunnleggende nivå (maksimal poengsum 50 poeng) eller billetter reproduktive nivå (maksimal poengsum 24 poeng).
# Elever uten karakterbøker får ikke gå opp til eksamen. Dersom en student ikke blir tatt opp til eksamen på grunn av manglende studiepoeng eller av andre årsaker, kan instituttet akseptere eksamen fra ham kun med skriftlig tillatelse (opptak) fra dekanatet.
# Tid til å fullføre skriftlig arbeid på eksamen fra 9.00 til 12.00(fra 9.30 til 12.30). Under eksamen har du lov til å bruke referansetabeller for uorganisk kjemi (utstedt av vakthavende lærer) og mikrokalkulator. Studentene får papir for skriftlig arbeid fra vakthavende lærer sammen med eksamenskortet.
# Under eksamen ikke tillatt bruke mobiltelefon, elektronisk notatbok, bærbar datamaskin. Student forlater publikum under eksamen er kun mulig med tillatelse fra vakthavende lærer og medfører i alle tilfeller endring av eksamenskortet.
# Kunngjøring av resultater eksamen - på eksamensdagen, kl 15.00 ved Institutt for uorganisk kjemi. Utstedelse av prøvebøker - kl 15.00, kun personlig til hver elev.
# Eksamensbillett inneholder 6 spørsmål om følgende emner:
1. Kjemisk likevekt;
2. Generelle egenskaper til løsninger, løselighetsprodukt;
3. Redoksreaksjoner;
4. Protolytisk likevekt, hydrolyse;
5. Atomets struktur og den periodiske lov;
6. Kjemisk binding og molekylær struktur.
## 2, 3 eller 4 billettspørsmål representerer regneproblem en av typene som studeres i 1. semester.
## beregningsproblemet er ledsaget av tilleggsspørsmål, ikke påkrevd å svare på en tilfredsstillende eller god karakter (i kursiv, omgitt av en boks).
## For å motta en positiv vurdering ("tilfredsstillende") må du gi riktige svar på alle seks spørsmålene(se "Påkrevd kunnskap om elever for å få positiv karakter"). Svar på spørsmål må være klare, klare, begrunnede, kjemisk kunngjorte (inkludert riktig representasjon av formler, likninger av kjemiske reaksjoner, bruk av moderne symboler for fysiske og kjemiske størrelser, utledning av beregningsformler ved problemløsning, etc.).
Et riktig, fullstendig og rimelig svar på tilleggsspørsmålet fungerer som grunnlag for en utmerket vurdering av arbeidet.
Skriftlig eksamensarbeid gis karakter i poeng på følgende måte:
41-50 poeng - "utmerket"
31-40 poeng - "bra"
21-30 poeng - "tilfredsstillende"
0-20 poeng - "utilfredsstillende"
n1.doc
2. Atommolekylær undervisning i kjemi.Hovedbestemmelsene ble formulert av Lomonosov i form av en kapselteori om stoffets struktur - alle stoffer består av de minste partiklene av kapsler (molekyler) som har samme sammensetning som hele stoffet, og som er i kontinuerlig bevegelse. Kjemisk element - en type atom med samme positive kjerneladning. Atom – den minste partikkelen av et kjemisk grunnstoff som er bæreren av dets egenskaper. Et atom er et elektrisk nøytralt mikrosystem som adlyder kvantefysikkens lover og består av en positivt ladet kjerne og negativt ladede elektroner. Molekyl – den minste partikkelen av et stoff som bestemmer dets egenskaper og er i stand til å eksistere uavhengig. Atomer er kombinert til et molekyl ved hjelp av kjemiske bindinger, i dannelsen som hovedsakelig eksterne (valens) elektroner deltar.
I 1911 utførte Rutherford eksperimenter for å klargjøre strukturen til atomet. I 1913 dukket den enkleste planetariske modellen av "hydrogenatomet" til Bohr-Rutherford opp.
Denne modellen er for tiden den allment aksepterte "offisielle" modellen av atomet.
Fordelen er enkelhet Ifølge denne modellen skulle atomet bestå av en kompakt positiv kjerne og et elektron som roterer rundt den i "stasjonære sirkulære baner".
1) et elektron rundt et atom, ifølge løsningen på problemet med kroppsbevegelse i et sentralfelt, kan ikke bevege seg langs sirkulære baner. Banene skal være elliptiske Men elliptiske baner er umulige i en slik modell
N. Bor Et atom kan bare være i spesielle stasjonære tilstander, som hver har en bestemt energi. I stasjonær tilstand sender ikke et atom ut elektromagnetiske bølger.
Emisjon og absorpsjon av energi fra et atom skjer under en brå overgang fra en stasjonær tilstand til en annen. Fordeler:
Forklarte diskretiteten til energitilstandene til hydrogenlignende atomer.
Bohrs teori nærmet seg forklaringen av intra-atomiske prosesser fra en fundamentalt ny posisjon og ble den første semikvante-teorien om atomet. Feil
Kunne ikke forklare intensiteten til spektrallinjene.
Gyldig kun for hydrogenlignende atomer og fungerer ikke for atomer som følger det i det periodiske systemet.
3.B1924 G. Den franske fysikeren Louis de Broglie foreslo ideen om at materie har både bølge- og korpuskulære egenskaper. I følge de Broglies ligning (en av kvantemekanikkens grunnleggende ligninger),
dvs. en partikkel med masse m som beveger seg med hastighet v tilsvarer en bølge med lengde?; h er Plancks konstant. For enhver partikkel med masse m og kjent hastighet v, kan de Broglie-bølgelengden beregnes. De Broglies idé ble eksperimentelt bekreftet i 1927, da både bølge- og korpuskulære egenskaper til elektroner ble oppdaget. I 1927 foreslo den tyske vitenskapsmannen W. Heisenberg usikkerhetsprinsippet, ifølge hvilket det for mikropartikler er umulig å nøyaktig bestemme både koordinaten til partikkelen X og px-komponenten til pulsen langs x-aksen ett elektron er et komplekst system av elektroner som interagerer med hverandre som beveger seg i kjernefeltet. Likevel viser det seg at i et atom er det mulig, med god nøyaktighet, å introdusere begrepet tilstandene til hvert elektron separat som stasjonære. tilstander av elektronbevegelse i et eller annet effektivt sentralt symmetrisk felt skapt av kjernen sammen med alle andre elektroner. For forskjellige elektroner i et atom er disse feltene generelt sett forskjellige, og de må alle bestemmes samtidig, siden hver av dem avhenger av tilstanden til alle andre elektroner. Et slikt felt kalles selvkonsistent Siden et selvkonsistent felt er sentralt symmetrisk, er hver tilstand av et elektron preget av en viss verdi av dets banemomentum / Tilstandene til et individuelt elektron ved et gitt / er nummerert (i økende rekkefølge av energien deres) ved å bruke hovedkvantetallet n, som går gjennom verdien n = / +1, /+2, ...; dette valget av nummereringsrekkefølge fastsettes i samsvar med det som er vedtatt for hydrogenatomet. Men sekvensen av økende energinivåer med forskjellige / i komplekse atomer, generelt sett, er forskjellig fra den som forekommer i hydrogenatomet.
4. Prinsipper for å fylle orbitaler.
1. Pauli-prinsippet. Det kan ikke være to elektroner i et atom hvis verdier av alle kvantetall (n, l, m, s) vil være de samme, dvs. Hver orbital kan ikke inneholde mer enn to elektroner (med motsatte spinn).
Khar-kakov. St.
Lysenergi, lyslengde, metning, retning.
12.VS metode.
Underforstått. Bilder Velge. Tetthet gjennom sosialisering av elektroner plassert på utsiden. Elektron. Nivå.
Feil
Kunne ikke forklare de dampmagnetiske egenskapene til noen forbindelser. (O ved t -220 blir væske, som tiltrekkes av en magnet)
skapninger Mol. Ioner (He 2+, H 2+, O 2-)
Bestemmelser
Bilde. x/s er resultatet av overgangen av elektroner fra atomorbitaler til nye nivåer som har en definert energi. Atom av alle. Molekyler
Etter bildet. Mol. Orbital - atomær Orb. De mister sin individualitet.
Hver brygge Orb. Resp. Definert energi.
Elektroner i et molekyl er ikke-lokaliserte. I de internukleære rom av 2 atomer, og finn. I rekkevidden av atomvåpen
Hybridisering er selvproduserende. Form og energiutjevningsprosess.
13. MO metode
En forbedret versjon av valensbindingsmetoden. Basert på prinsipper. 1. Kjemiske bindinger mellom atomer utføres gjennom ett eller flere elektronpar. 2. Når det dannes et felles elektronpar, overlapper elektronskyene. Jo sterkere overlapping, jo sterkere kjemisk binding. 3. Når et felles elektronpar dannes, må elektronspinnene være antiparallelle. 4. Bare uparrede elektroner av atomer kan delta i dannelsen av vanlige elektronpar. Sammenkoblede elektroner må skilles for å danne bindinger. 5. Når en kovalent binding dannes fra et visst antall elektronskyer av to atomer, dannes det samme antall elektronskyer av et molekyl som tilhører begge atomene. 6. Når elektronskyer kombineres, er deres gjensidige overlapping med dannelsen av bindende skyer av et molekyl og gjensidig frastøtning med dannelsen av løsnende skyer av et molekyl mulig. 7. Fyllingen av orbitalene til et molekyl med elektroner skjer i samsvar med prinsippene for minimumsenergi og Pauli (Et atom kan ikke ha 2 elektroner som har samme verdier av alle 4 kvantetallene. Ikke mer enn 2 elektroner kan være lokalisert i en orbital). 8. En binding dannes når antallet elektroner i bindende orbitaler er større enn i antibondende orbitaler. Egenskaper til kovalente bindinger. Den er slitesterk. Har egenskapen til metning. Har retningsbestemt i rommet.
14.chem. termodynamikk studerer energi. Endringer under vurdering prosesser i staten Likevekt p-I enten ikke begynte eller sluttet og strømmer utover. Det er ingen miljøer.
Thermodyne. Et system er en makroskopisk kropp isolert fra det mentale miljøet. eller fysisk skjell.
Etter antall faser:
Homogen (alle komponenter i systemet er i én fase)
Heterogen (kjemiske reaksjoner forekommer i forskjellige faseseksjoner)
I henhold til arten av samspillet med miljøet. Onsdag:
Åpen (utveksling av ting og energi), lukket (utveksling av energi), isolert (ingen utveksling)
Alle kjøretøy er preget av parametere: trykk, tempo, volum, masse. Thermodyne. Studerer overgangen til systemet. Fra én komposisjon. I den andre - prosessen: Likevekt ethvert kjemisk stoff. distrikt i sammensetning Likevekt, stasjonær.
Isobarisk (konstant trykk), isokorisk (konstant volum), isotermisk (konstant temperatur)
Kjøretøyenergi: E = K + P + delta U (intern)
Chem. thermodyne Basert på 2 lover
Lov. Lagre Energi - endring i utv. Energi Syst. Def. Mengde varme frigjort og utført arbeid
Standard entalpi er entalpien til den løsningen der 1 mol av et stoff er dannet fra enkle stoffer som er stabile. Ved std. Vilkår.
15. Termodynamikkens første lov
Entalpi – tilstandsfunksjon lik den indre energien til systemet + ekspansjonsarbeid. . Ved konstant trykk
1 lov-termisk effekt p-i = termisk. Ef. Omvendt p-i, men motsatt i fortegn (Jo større varme. Effekt av dannelse av et komplekst stoff, jo mer stabilt er det.)
16.Hess lov - varme. Ef. Chem. p-i er ikke avhengig av banen den flyter langs, men avhenger av start- og slutttilstanden. syst.
Konsekvens
-juks Entalpies chem. r-i er ikke avhengig av antall int. etapper
Høy selektivitet
Evnen til å regulere katalytiske egenskaper.
24.
Kjemisk
likevekt
– tilstanden til systemet der ratene for forover- og reversreaksjoner er like.
Vendbar-beskyttelse. Ikke helt og produktene av slike r-th gjensidig. fra bilder. ref. inn-i.
Irreversibel r-i- lekket. til slutten, til fullstendig forbruk. ref. in-in og produkt. r-i (bilde av sediment, gass, vann)
Konstant
kjemisk likevekt reaksjon = produktet av konsentrasjonene av reaksjonsproduktene, tatt til potensene av deres støkiometriske koeffisienter i reaksjonsligningen, delt på produktet av konsentrasjonene av utgangsstoffene, tatt til potensene til de støkiometriske koeffisientene
25.
prosessen går spontant i foroverretningen dersom potensialet avtar, derfor er likevektskonstanten større enn 1. Konsentrasjon av produkter > konsentrasjon av utgangsstoffer. Hvis tvert imot, så var det praktisk talt ingen reaksjon. Når temperaturen øker, skifter likevekten mot den endoterme reaksjonen, og når temperaturen synker, mot den eksoterme reaksjonen. Når trykket øker, skifter likevekten i retning av reaksjonen som oppstår med en reduksjon i volumet av gassformige stoffer når trykket avtar, i retning av reaksjonen som skjer med en økning i volum. Når konsentrasjonen av utgangsstoffene øker, skifter likevekten mot den direkte reaksjonen.
Le Chatelier-Brown-prinsippet . Hvis en ytre påvirkning utøves på et system i likevekt, så skifter likevekten i en retning som svekker denne påvirkningen
26. Løsninger - fast, flytende, gass - homogent system. bilde. vekst, vekst og produkt. Samspillet deres
Løsemidlet er en komponent som ikke endrer aggregatet. komp. med bilder. løsninger.
Konsentrasjon - mengde løsning. i enheter volum eller masse av ras-ra eller rast-la.
27.
Løselighet er et stoffs evne til å danne homogene systemer med andre stoffer - løsninger der stoffet finnes i form av individuelle atomer, ioner, molekyler eller partikler.
Vekstprosessen er kompleks fysisk og kjemisk. yavl., en av de fysiske. fenomenprosesser Diffusjonsløsning. i veksten av denne prosessen med spontan bevegelse. Diffusjonskraften er Varm. Bevegelse
Årsakene til forskjellen er en økning i entropi og hastigheten på løsningen. avhenger av diffusjonshastigheten.
Regel for faser av lergods
28.
oppløsning av gasser i væsker. ektoterm prosess (når gasser går i oppløsning til væsker.
Henrys lov:
Gassmasse ved en gitt temp. Og dette volumet er flytende. direkte proporsjonal delvis Trykk gass.
Daltons lov:
Veksten av hver av gasskomponentene i blandingen ved konstant. Temp., direkte proporsjonal. delvis Trykk flytende komponent og er ikke avhengig av det generelle trykket. blandinger og individuelle komponent.
Sechenovs lov:
I nærvær av elektrolytter vokser gass til væske. avta
29.Kollegiat Navn helgener avhengig av konsentrasjonen. raster, men ikke avhengig. fra deres kjemikalier. komp.
Press
rik
par
væsker
kalt trykket som etableres over væsken når væskens fordampningshastighet = kondensasjonshastigheten av damp til væske. 1
lov
Raoul.
Relativ reduksjon i løsemiddeldamptrykk over løsning = molfraksjon av oppløst stoff
Løsninger
underordnet
dette
lov
er kalt
ideelt. 2
lov
Raoul.
Ebulioskopisk.
Økningen i kokepunktet til en ikke-elektrolyttløsning er proporsjonal med molkonsentrasjonen til det oppløste stoffet. 
, E-ebullioskopisk konstant. E = økning i kokepunktet forårsaket av 1 mol av et stoff oppløst i 1000 g løsemiddel. Kryoskopisk.
Nedgangen i frysepunktet til en ikke-elektrolyttløsning er proporsjonal med den molare konsentrasjonen av det oppløste stoffet. 
,
K-kryoskopisk = senking av frysepunktet for løsninger der det er 1 mol oppløst ikke-elektrolytt per 1000 g løsemiddel.
30.Diffusjon og osmose.
Osmose er enveisdiffusjonen av løsemiddelmolekyler i en løsning gjennom en membran som er ugjennomtrengelig for det oppløste stoffet.
reaksjoner,
delt
på
arbeid
konsentrasjoner
opprinnelig
stoffer
tatt
V
grader
deres
støkiometrisk.
La oss betegne K* med KH 2 O. Mengden kalles det ioniske produktet av vann. Ionisk
arbeid
vann= produkt av konsentrasjonen av hydrogenkationer og konsentrasjonen hydroksidanioner. Vanndissosiasjonskonstant 
. Endring av konsentrasjonen av protoner og hydroksidioner i en løsning skaper et surt eller alkalisk miljø. -7 – alkalisk,
>10 -7 – sur. 
.
Hydrogen
indikator (pH) numerisk = desimallogaritmen for konsentrasjonen av hydrogenkationer, tatt med motsatt fortegn. 
, beregnes hydroksidindeksen på samme måte 
. For et nøytralt miljø [pH] =7, alkalisk - [pH] >7, surt - [pH]
38. Hydrolyse av salter. Konstant og grad av hydrolyse. Hydrolyse– reaksjon av salt med vann for å danne en svak elektrolytt. Ledsaget av en endring i pH i miljøet. Eksempel Na 2CO 3 =Na + +CO 3 2- dissosiasjon, CO 3 2- +H 2 O=HCO 3 - +OH - hydrolyse. Hydrolyse består av den kjemiske interaksjonen av oppløste saltioner med vannmolekyler, som fører til dannelsen litt dissosiert forbindelser og endringer i omgivelsenes reaksjon. Kvantitativ verdi karakteriserende hydrolyse kalles hydrolysegraden h. Grad hydrolyse– tallforhold hydrolysert saltmolekyler til det totale antallet oppløste saltmolekyler. . Avhengighet av graden av hydrolyse. Konsentrasjon stoffer– jo større fortynning, jo større grad av hydrolyse. Temperatur – jo høyere temperatur, desto sterkere hydrolysen. Addisjon fremmede stoffer– innføring av stoffer som gir en alkalisk reaksjon, undertrykker hydrolyse av salter med pH > 7 og øker hydrolyse med pH 7, og omvendt, stoffer som gir en sur reaksjon til miljøet øker hydrolyse med pH > 7 og undertrykker med pH 7. natur oppløst stoffer– graden av hydrolyse avhenger av kjemikaliet. arten av det oppløste saltet. Det er 3 alternativer.
42.tilberedningsmetoder:
Uten løsning (ved å blande de skjermede mengdene av væsker; ved å tilsette skjermende mengder faste stoffer til løsningen)
I følge ligningen p-i
43.Buffer løsninger- løsninger som praktisk talt ikke endrer pH-verdien når de fortynnes eller tilsettes dem i visse mengder av en sterk syre eller sterk base
Buffer kapasitet. Uttrykt som mengden stoff som tilsvarer en sterk syre eller base som må tilsettes 1 liter av en bufferløsning for å endre pH-verdien med én.
44. Heterogene likevekter
På kontakt fast stoff med et løsemiddel, begynner stoffet å løse seg opp og ved etablering termodynamisk likevekt dannes en mettet løsning. Når lite løselig elektrolytt i en vandig løsning mettet relativt lite løselig elektrolytt.
Produkt av løselighet - produkt av ionekonsentrasjon lite løselig elektrolytt i sin mettede løsning ved konstant temperatur og trykk. Arbeid løselighet-verdi konstant.
Et bunnfall vil dannes hvis det ioniske produktet er større enn løselighetsproduktet
45.ORP. Redoks reaksjoner– slike reaksjoner som oppstår med en endring i oksidasjonstilstandene til grunnstoffene som utgjør forbindelsene. Oksidasjonstilstand er den faktiske ladningen til et atom i et molekyl som følge av omfordeling. elektrontetthet.
46. Oksidasjon er prosessen med å miste elektroner, noe som fører til en økning i CO. Oksidasjonsmidler: enkelt stoffer, atomer som har en stor elektronegativitet (F, O. CE stoffer, som inneholder); Elementer i maks CO kationer ME og N.
Reduksjonsmidler: enkle stoffer hvis atomer har lav EO; eh, du er i bunnen. CO
47.Intermolekylær- endring CO i forskjellige molekyler exl.comproportionation(ok, det er samme e-post, men i forskjellige CO-er)
Intramolekylært -Er m. CO i ett molekyl
2. Klechkovskys regel (prinsippet om minst energi). I grunntilstanden er hvert elektron arrangert slik at energien er minimal. Jo mindre summen er (n + l), jo lavere er energien til orbitalen. For en gitt verdi (n + l) har orbitalen med den minste n den laveste energien. Energien til orbitalene øker i serien:
1S
3. Hunds regel. Et atom i grunntilstanden må ha størst mulig antall uparrede elektroner innenfor et visst undernivå.
Tilstanden til et atom med minst mulig energi av elektroner i det kalles grunntilstanden, eller uexcitert. Men hvis atomer mottar energi fra utsiden (for eksempel under bestråling, oppvarming), kan elektronene i det ytre elektronlaget "dampe fra hverandre" og flytte til frie orbitaler preget av høyere energi. Denne tilstanden til atomet kalles eksitert.
5.Periodisk lov. Egenskapene til elementer, så vel som strukturen og egenskapene til deres forbindelser, avhenger periodisk av ladningen til kjernene til atomene deres. Atomnummeret til et grunnstoff = ladningen til kjernen og antall elektroner. Antall nøytroner = atommasse – atomnummer. Hver periode begynner med s - elementer (s 1 alkalimetall) og slutter med p - element (s 2 p 6 inert gass). 1. periode inneholder 2 s-elementer. 2-3 inneholder 2 s - elementer og 6 p - elementer. I 4-5 d er elementer kilt mellom s og p. Antall elektroniske nivåer = periodenummer. For elementer i hovedundergruppene er antall elektroner = gruppenummer. I gruppen fra topp til bunn er de metalliske egenskapene forbedret. Fra venstre til høyre blir ikke-metalliske egenskaper (evnen til å akseptere elektroner) forbedret. Frekvens av endringer i egenskapene til s-, p- og d-elementer.
Atomkjemi. Elementet består av 3 hovedelementærpartikler: positivt ladede protoner, uladede nevroner og negativt ladede elektroner. I sentrum av atomet er det en kjerne som består av protoner og nøytroner, og elektroner roterer i orbitaler rundt den. Antall elektroner = ladning av kjernen. Kjemisk element– en type atom med en viss kjerneladning. Isotoper- atomer av samme grunnstoff som har samme kjerneladning, men forskjellige masser. Isobarer – atomer av forskjellige grunnstoffer med forskjellige kjerneladninger, men samme atommasse. Den moderne modellen er basert på 2 fundamental prinsipper for kvantefysikk. 1. Et elektron har egenskapene til både en partikkel og en bølge samtidig. 2. partikler har ikke strengt definerte koordinater og hastigheter. Energi nivå(kvantenummer n) – avstand fra kjernen. Når n øker, øker elektronenergien. Antall energinivåer = tallet på perioden elementet befinner seg i. Maksimalt antall elektroner bestemmes av N=2n 2. Energi undernivå betegnet med bokstavene s (sfærisk), s (hantelformet), d (4 kronbladsrosett), f (mer kompleks). Magnetisk kvantenummerinteraksjon av en elektronsky med eksterne magnetiske felt. Spinnkvantenummer er den iboende rotasjonen av et elektron rundt dets akse .
7. x/s- resultat av interaksjon atomdrift. å forestille seg chem. molekyler.
8.energi- nødvendig for brudd på x/c eller frigjort under dannelsen av x/c.
Lengde er den korteste avstanden mellom kjernene til samvirkende atomer
Metningsnummer x/s som kan avbilde. Atom til et gitt element.
Metning - valens
Fokus - streng plassering x/s i tredimensjonalt rom
9.1.Orientering-samhandling. Kommunikasjon Med tilstedeværelse av 2 eller flere etasjer. de sier
2. induksjon - en mol. Polar, det andre er ikke det
3. dispersive - assosiert med bildet. Øyeblikkelige dipoler (karakteristisk for ikke-pol. Mol.)
10.Inon lys-resultat elektrostat. gjensidig m/y ioner (begrensningstilfelle av duktilt felt) totalt elektr. Et par refererer til bare én av interaksjonene. Atomer.
polarisasjonsfenomen Romlig Fant atomdeformasjoner. I operasjonsområdet konstant eller elektrisk Molek. katode(-) anode(+)
evnen til å gjennomgå polarisering (polariserbarhet) av et ion, radius.
11.Kov x/s - prosessen med sosialisering av elektroner er funnet. På eksternt Energisk Nivå.
Ikke-polar (ikke-forskjell H2) polar (NSE)
Mekanismer bilde.
Utveksling- inn i bildet x/c deltakelse Ett elektron fra hvert atom
Donor-akseptor- donor (elektronisk par) akseptor (orbital)
Dativ- variasjon Donor-aksept. Der hvert av atomene vises samtidig. Både giver og mottaker
-entalpi
x/r
=
sum
entalpi
produktbilde
distrikt
bak
minus
beløp
entalpi
arr.
Exodus.
ting
1. Kjemiens fag og oppgaver.
2. Periodisk lov og det periodiske system for kjemiske elementer D.I. Mendeleev basert på ideer om strukturen til atomer. Betydningen av den periodiske lov for utviklingen av vitenskapen.
3. Strukturen til atomer av kjemiske elementer og mønstre i endringer i deres egenskaper ved å bruke eksemplet med: a) elementer fra samme periode; b) elementer i én hovedundergruppe.
4. Typer kjemiske bindinger: ioniske, metalliske, kovalente (polare, ikke-polare); enkle og multiple bindinger i organiske forbindelser Typer av krystallgitter.
5. Klassifisering av kjemiske reaksjoner i uorganisk kjemi.
6. Klassifisering av kjemiske reaksjoner i organisk kjemi
7. Rate av kjemiske reaksjoner. Avhengighet av hastighet på natur, konsentrasjon av reaktanter, temperatur, katalysator.
8. Kjemisk likevekt og betingelser for fortrengning: endringer i konsentrasjonen av reaktanter, temperatur, trykk.
9. Begrepet allotropi. Allotropi av uorganiske stoffer ved å bruke eksemplet med karbon og oksygen.
10. Dispergering av systemer, eksempler Kolloide løsninger.
11. Løsninger. Oppløselighet av stoffer som et fysisk og kjemisk fenomen. Klassifisering av løsninger.
12. Elektrolytisk dissosiasjon. Elektrolytter og ikke-elektrolytter Ionebyttereaksjoner.
13. De viktigste klassene av uorganiske forbindelser.
14. Oksider. Høyere oksider av kjemiske elementer fra den tredje perioden. Regelmessigheter i endringer i deres egenskaper i forbindelse med plasseringen av kjemiske elementer i det periodiske systemet.
15. Syrer, deres klassifisering og egenskaper basert på ideer om elektrolytisk dissosiasjon.
16. Baser, deres klassifisering og egenskaper basert på ideer om elektrolytisk dissosiasjon.
17. Salter, deres sammensetning og navn, interaksjon med metaller, syrer, alkalier, med hverandre, under hensyntagen til egenskapene til oksidasjon - reduksjon og ionebytterreaksjoner.
18. Hydrolyse av salter.
19. Redoksreaksjoner (ved å bruke eksempelet på interaksjonen av aluminium med oksider av noen metaller, konsentrert svovelsyre med kobber).
20.Elektrolyse av smelter og saltløsninger.
21. Ikke-metaller, plassering i det periodiske systemet over kjemiske grunnstoffer D.I. Mendeleev, strukturen til atomene deres. Redoksegenskaper til ikke-metaller ved å bruke eksemplet med elementer i oksygenundergruppen. . Hydrogenforbindelser av ikke-metaller. Regelmessigheter i endringer i deres egenskaper i forbindelse med plasseringen av kjemiske elementer i det periodiske system D.I. Mendeleev
22. Halogener Generelle egenskaper for halogener.
23. Oksygenundergruppe Generelle egenskaper ved VIA-undergruppen, dens fysisk-kjemiske egenskaper. Svovelforbindelser: hydrogensulfid, svoveloksider, svovelsyre og dens salter.
24. Nitrogenundergruppe.. Nitrogenforbindelser: ammoniakk, ammoniumsalter, salpetersyre og dens salter.
25. Undergruppe av karbon. Karbonstruktur. Kjemiske egenskaper.
26. Metaller, deres plassering i det periodiske system for kjemiske grunnstoffer D.I. Mendeleev, strukturen til deres atomer, metalliske bindinger. Generelle kjemiske egenskaper til metaller. . Elektrokjemisk spenning serie av metaller. Forskyvning av metaller fra saltløsninger med andre metaller
27. Kjemisk og elektrokjemisk korrosjon av metaller. Forhold under hvilke korrosjon av metaller oppstår. Forhold under hvilke korrosjon oppstår, tiltak for å beskytte metaller og legeringer mot korrosjon
28. Generelle metoder for å oppnå metaller. Den praktiske betydningen av elektrolyse ved å bruke eksemplet med salter av oksygenfrie syrer.
29. Alkalimetaller Generelle egenskaper basert på posisjonen i D.I.s PSHE. Egenskaper for natrium og kaliumioner.
30. jordalkalimetaller Kalsium, dets egenskaper.
31. Jern: plassering i det periodiske system for kjemiske grunnstoffer D.I. Mendeleev, atomstruktur, mulige oksidasjonstilstander, fysiske egenskaper, interaksjoner med oksygen, halogener, løsninger av syrer og salter. Jernlegeringer.
32. Årsaker til mangfoldet av uorganiske og organiske stoffer; forhold mellom stoffer.
33 Grunnleggende prinsipper for teorien om organiske stoffers kjemiske struktur A.M. Butlerov. Kjemisk struktur som rekkefølgen av forbindelse og gjensidig påvirkning av atomer i molekyler.
34. Isomerisme av organiske forbindelser og dens typer.
35. Mettede hydrokarboner, generell formel og kjemisk struktur for homologer i denne serien. Egenskaper og bruksområder for metan.
36. Umettede hydrokarboner av etylenserien, generell formel og kjemisk struktur. Egenskaper og anvendelser av etylen Metoder for fremstilling av etylenhydrokarboner
37. Acetylen er en representant for hydrokarboner med en trippelbinding i molekylet. Egenskaper, produksjon og bruk av acetylen.
38. Aromatiske hydrokarboner. Benzen, strukturformel, egenskaper og preparat. Anvendelse av benzen og dets homologer.
39. Naturlige kilder til hydrokarboner: gass, olje, kull og deres praktiske bruk.
40. Mettede enverdige alkoholer, deres struktur, egenskaper. Tilberedning og bruk av etylalkohol. Fremstilling av alkoholer fra mettede og umettede hydrokarboner.
41. Fenol, dets kjemiske struktur, egenskaper, fremstilling og bruk.
42. Aldehyder, deres kjemiske struktur og egenskaper. Fremstilling og bruk av maursyre og acetaldehyder.
43. Begrens monobasiske karboksylsyrer, deres struktur og egenskaper ved å bruke eddiksyre som eksempel.
44. Fett, deres sammensetning og egenskaper. Fett i naturen, transformasjon av fett i kroppen. Produkter av teknisk behandling av fett. Konseptet med syntetiske vaskemidler.
45. Glukose er en representant for monosakkarider, kjemisk struktur, fysiske og kjemiske egenskaper, anvendelse
46. Stivelse, forekomst i naturen, praktisk betydning, hydrolyse av stivelse
47. Cellulose, sammensetning av molekyler, fysiske og kjemiske egenskaper, anvendelse. Konseptet med kunstige fibre ved å bruke eksemplet med acetatfiber.
48. Aminosyrer, deres sammensetning og kjemiske egenskaper: interaksjon med saltsyre, alkalier, med hverandre. Biologisk rolle av aminosyrer og deres bruk.
49. Anilin er en representant for aminer; kjemisk struktur og egenskaper; produksjon og praktisk anvendelse.
50. Forholdet mellom de viktigste klassene av organiske forbindelser.
51. Proteiner som biopolymerer. Egenskaper og biologiske funksjoner til proteiner.
52. Generelle kjennetegn ved høymolekylære forbindelser: sammensetning, struktur, reaksjoner som ligger til grunn for deres produksjon (for eksempel polyetylen eller syntetisk gummi).
53. Typer av syntetisk gummi, deres egenskaper og anvendelser.
54. Vitaminer Klassifisering av vitaminer.
55. Enzymer Klassifisering.
56. Hormoner. Klassifisering. Biologisk rolle.
Relatert informasjon.
Kjemibilletter til 10. klassekurs.
Billett nr. 1
Den periodiske loven og det periodiske systemet av kjemiske elementer av D. I. Mendeleev basert på ideer om strukturen til atomer. Betydningen av den periodiske lov for utviklingen av vitenskapen.I 1869 formulerte D.I. Mendeleev, basert på en analyse av egenskapene til enkle stoffer og forbindelser, den periodiske loven:
Egenskapene til enkle legemer... og sammensetninger av grunnstoffer er periodisk avhengig av størrelsen på grunnstoffenes atommasser.
Basert på den periodiske loven ble det periodiske systemet av grunnstoffer satt sammen. I den ble elementer med lignende egenskaper kombinert i vertikale kolonner - grupper. I noen tilfeller, når du plasserer elementer i det periodiske systemet, var det nødvendig å forstyrre sekvensen av økende atommasser for å opprettholde periodisiteten til gjentakelsen av egenskaper. For eksempel var det nødvendig å "bytte" tellur og jod, samt argon og kalium.
Årsaken er at Mendeleev foreslo den periodiske loven på et tidspunkt da ingenting var kjent om atomets struktur.
Etter at den planetariske modellen av atomet ble foreslått på 1900-tallet, ble den periodiske loven formulert som følger:
^
Egenskapene til kjemiske elementer og forbindelser er periodisk avhengig av ladningene til atomkjerner.
Ladningen til kjernen er lik antallet av grunnstoffet i det periodiske systemet og antall elektroner i atomets elektronskall.
Denne formuleringen forklarte "bruddene" av den periodiske loven.
I det periodiske systemet er periodetallet lik antall elektroniske nivåer i atomet, gruppenummeret for grunnstoffer i hovedundergruppene er lik antall elektroner i det ytre nivået.
Årsaken til den periodiske endringen i egenskapene til kjemiske elementer er den periodiske fyllingen av elektroniske skall. Etter å ha fylt neste skall, begynner en ny periode. Den periodiske endringen av grunnstoffer er tydelig synlig i endringene i sammensetningen og egenskapene til oksidene.
Den vitenskapelige betydningen av den periodiske loven. Den periodiske loven gjorde det mulig å systematisere egenskapene til kjemiske elementer og deres forbindelser. Da han kompilerte det periodiske systemet, spådde Mendeleev eksistensen av mange uoppdagede elementer, og etterlot frie celler for dem, og forutså mange egenskaper til uoppdagede elementer, noe som gjorde det lettere å oppdage dem.
Billett nr. 2
Strukturen til atomer av kjemiske elementer ved å bruke eksemplet på elementer fra den andre perioden og IV-A-gruppen av det periodiske systemet av kjemiske elementer av D. I. Mendeleev. Regelmessigheter i endringene i egenskapene til disse kjemiske elementene og de enkle og komplekse stoffene som dannes av dem (oksider, hydroksider) avhengig av strukturen til atomene deres.Når du beveger deg fra venstre til høyre i løpet av en periode, blir de metalliske egenskapene til elementene mindre og mindre uttalte. Når du beveger deg fra topp til bunn innenfor en gruppe, viser elementer tvert imot stadig mer uttalte metalliske egenskaper. Grunnstoffer lokalisert i den midtre delen av de korte periodene (2. og 3. periode) har vanligvis en kovalent skjelettstruktur, og elementer fra den høyre delen av disse periodene eksisterer i form av enkle kovalente molekyler.
Atomradius endres som følger: reduseres når du beveger deg fra venstre til høyre langs en periode; øke når du beveger deg fra topp til bunn langs gruppen. Når du beveger deg fra venstre til høyre over en periode, øker elektronegativitet, ioniseringsenergi og elektronaffinitet, og når et maksimum for halogenene. For edelgasser er elektronegativiteten 0. Endringer i elektronaffinitetene til elementer ved bevegelse fra topp til bunn langs gruppen er ikke så karakteristiske, men samtidig avtar elektronegativiteten til elementene.
I elementer av den andre perioden er 2s og deretter 2p orbitaler fylt.
Hovedundergruppen av gruppe IV i det periodiske systemet av kjemiske elementer av D. M. Mendeleev inneholder karbon C, silisium Si, germanium Ge, tinn Sn og bly Pb. Det ytre elektronlaget til disse elementene inneholder 4 elektroner (s 2 p 2 konfigurasjon). Derfor må elementene i karbonundergruppen ha noen likheter. Spesielt er deres høyeste oksidasjonstilstand den samme og er +4.
Hva forårsaker forskjellen i egenskapene til elementene i undergruppen? Forskjellen mellom ioniseringsenergien og radiusen til atomene deres. Når atomnummeret øker, endres egenskapene til elementene naturlig. Dermed er karbon og silisium typiske ikke-metaller, tinn og bly er metaller. Dette kommer først og fremst til uttrykk ved at karbon danner et enkelt ikke-metallisk stoff (diamant), og bly er et typisk metall.
Germanium inntar en mellomposisjon. I henhold til strukturen til atomets elektronskall har p-elementer i gruppe IV jevne oksidasjonstilstander: +4, +2, – 4. Formelen til de enkleste hydrogenforbindelsene er EN 4, og E-H-bindingene er kovalente og ekvivalent på grunn av hybridisering av s- og p-orbitaler med dannelsen av sp 3-orbitaler rettet mot tetraedriske vinkler.
Svekkelsen av egenskapene til et ikke-metallisk grunnstoff betyr at i undergruppen (C-Si-Ge-Sn-Pb) blir den høyeste positive oksidasjonstilstanden +4 mindre og mindre karakteristisk, og oksidasjonstilstanden +2 blir mer typisk. Så hvis for karbon de mest stabile forbindelsene er de der det har en oksidasjonstilstand på +4, så er for bly forbindelsene der det viser en oksidasjonstilstand på +2 mest stabile.
Hva kan sies om stabiliteten til forbindelser av elementer i negativ oksidasjonstilstand -4? Sammenlignet med ikke-metalliske grunnstoffer i gruppene VII-V, viser p-elementene i gruppe IV i mindre grad tegn til et ikke-metallisk grunnstoff. Derfor, for elementer i karbonundergruppen, er en negativ oksidasjonstilstand atypisk.
^
Billett nummer 3.
Typer kjemiske bindinger og metoder for deres dannelse i uorganiske forbindelser: kovalente (polare, ikke-polare, enkle og multiple bindinger), ionisk, hydrogen.
^ Kovalent binding dannet ved overlapping av elektronskyene til to atomer. Hvert atom bidrar med ett uparet elektron for å danne én kjemisk binding, som resulterer i dannelsen av delt elektronpar. Hvis det dannes en kovalent binding mellom to identiske atomer, kalles det ikke-polar.
Hvis det dannes en kovalent binding mellom to forskjellige atomer, flyttes det delte elektronparet til atomet med større elektronegativitet (elektronegativitet er et atoms evne til å tiltrekke seg elektroner). I dette tilfellet er det polar kovalent binding.
Et spesielt tilfelle av en kovalent binding er giver-akseptor-binding. For dannelsen må det ene atomet ha en fri orbital på det ytre elektroniske nivået, og det andre må ha et par elektroner. Ett atom (donor) gir et annet (akseptor) sitt elektronpar, som et resultat blir det delt og en kjemisk binding dannes. Eksempel - CO-molekyl:
^ Ionisk binding dannet mellom atomer med svært ulik elektronegativitet. I dette tilfellet gir ett atom fra seg elektroner og blir til et positivt ladet ion, og atomet som mottok elektroner blir til et negativt ladet. Ionene holdes sammen av elektrostatiske tiltrekningskrefter.
^ Hydrogenbinding dannes mellom polare molekyler (vann, alkoholer, ammoniakk) på grunn av tiltrekning av motsatte ladninger.
Styrken til en hydrogenbinding er betydelig (~20 ganger) mindre enn styrken til en ionisk eller kovalent binding.