ISC Química Clase 11 Programa de estudios
Hay un documento de 3 horas de duración dividido en 2 partes.
La Parte I (20 puntos) consiste en preguntas obligatorias de respuesta corta, pruebas de conocimiento, aplicación y habilidades relacionadas con aspectos elementales / fundamentales de todo el programa de estudios.
- ¿Cómo crean los depuradores de clorato O2 (oxígeno)?
- ¿Qué se entiende por sólido cristalino covalente con el ejemplo?
- ¿Por qué es TlCl3 más inestable que TlCl?
- ¿Un aumento en la temperatura impide que el aceite y el agua se separen? (Incrementar la estabilidad de la emulsión)
- ¿Por qué la electronegatividad no muestra una tendencia simple hacia la familia del boro?
La Parte II (50 puntos) se divide en 3 Secciones, A, B y C. Debe responder dos de tres preguntas de la Sección A (cada una con 10 puntos), dos de tres preguntas de la Sección B (cada una con 5 marcas) y dos de las tres preguntas de la Sección C (cada una con 10 marcas). Por lo tanto, un total de seis preguntas deben ser respondidas en la Parte II.
SECCIÓN A
1. Algunos conceptos básicos de química
(i) Precisión y precisión
(ii) Análisis Dimensional
(iii) El concepto de átomos que tienen propiedades fijas para explicar las leyes de la combinación química.
(iv) Masas atómicas e isotópicas.
(v) Equivalentes químicos, cálculos volumétricos en términos de normalidad. C = 12.00 debe tomarse como un estándar para expresar masas atómicas.
(vi) Masa molecular relativa y mol. Los siguientes métodos pueden considerarse para la determinación de masas moleculares relativas para los gases: el método del volumen molar; Método de Victor Meyer (no se requieren detalles experimentales).
(vii) Reacción química: cálculos estequiométricos basados en las relaciones masa-masa, masa-volumen y volumen-volumen.
2. Estructura atómica
(i) Electrones, protones y neutrones como partículas fundamentales, sus cargas y masas.
(ii) Modelo nuclear de Rutherford basado en el experimento de dispersión.
(iii) Modelo atómico de Bohr.
(iv) Estructura atómica: modelo mecánico de onda: un tratamiento matemático simple. Números cuánticos; forma, tamaño y orientación de los orbitales s, p y d únicamente (sin derivación). La regla de Hund de máxima multiplicidad. Principio de exclusión de Pauli, principio de Aufbau, configuración electrónica de elementos en términos de subcapas s, p, d, f.
(i) Número atómico (número de protón) como base para la clasificación de los elementos en la tabla periódica. Nomenclatura IUPAC para elementos con Z> 100.
(ii) Estructura nuclear extra como base de la periodicidad. Se debe dar alguna idea de lo siguiente: entalpía de ionización, entalpía de ganancia de electrones, radio atómico, volumen atómico, electronegatividad, etc. La periodicidad de la estructura electrónica que conduce a la periodicidad de los elementos, por ejemplo, la relativa facilidad de ionización de los elementos.
(iii) Periodicidad de elementos con referencia a elementos de bloque s, p, d y f.
4. Enlace químico
Enfoque de Kossel-Lewis al enlace químico.
Enlace electrovalente
(i) Enlace electrovalente o iónico, por ejemplo, formación de NaCl, Li
2
O, MgO, CaO, MgF
2
y Na
2
S.
(ii) Factores que influyen en la formación de enlaces iónicos, por ejemplo, entalpía de ganancia de electrones, entalpía de ionización, energía de red y electronegatividad.
(iii) La relación entre el enlace iónico y la tabla periódica.
(iv) Electrovalencia variable y sus causas.
Enlace covalente
(i) Enlaces covalentes, enlaces sigma y pi, por ejemplo, formación de amoníaco, nitrógeno, eteno, etino y dióxido de carbono. Resonancia.
(ii) Valencia variable: el cloro exhibe la valencia de 1,3,5 y 7.
(iii) Desviación de la regla de Octet y las reglas de Fajan.
(iv) Enlace covalente coordinado o dativo, por ejemplo, formación de oxiácidos de cloro.
(v) Enlace de hidrógeno: se pueden considerar sus requisitos esenciales, los ejemplos de fluoruro de hidrógeno, agua (hielo), alcohol, etc.
(vi) Vinculación metálica, fuerzas de van der Waals.
(vii) Teoría de repulsión de pares de electrones de valencia; Hibridación y formas de las moléculas: hibridación que involucra solo orbitales s, p y d; enlaces sigma y pi.
(viii) Teoría orbital molecular, tratamiento cualitativo de moléculas diatómicas homonucleares de los dos primeros períodos (hidrógeno a neón). Diagramas de niveles de energía, enlaces, orbitales moleculares de antienvejecimiento, orden de enlaces, paramagnetismo de O
2
molécula. Estabilidades relativas de O
2
, Oh
2
–
, Oh
2
2-
, Oh
2
+
y N
2
, N
2
+
, N
2
–
, N
2
2-
.
5. El estado gaseoso
(i) Las leyes de los gases, teoría cinética tratada cualitativamente.
(ii) PV = nRT o PV = (w / M) RT y la aplicación de esta ecuación de estado.
(iii) Comportamiento no ideal de gases y ecuación de van der Waals.
(iv) la ley de Dalton, la constante de Avogadro, el lunar, la ley de difusión de Graham, problemas numéricos simples sobre lo anterior.
6. Química de superficie
(i) Adsorción
(ii) Estado coloidal: preparación y propiedades de coloides, tanto coloides liofílicos como liofóbicos. Precipitación como evidencia de que las partículas coloidales están cargadas. Se requiere la idea del número de oro, pero no se requiere la aplicación del número de oro. También se debe apreciar la importancia del área de superficie grande en la adsorción.
(iii) Cromatografía
7. Cinética química
Velocidad de una reacción química, idea básica del orden y molecularidad de una reacción.
8. Energética química
(I. Introducción.
(ii) Primera ley de la termodinámica y su enunciado matemático.
(iii) Ideas sobre calor, trabajo y energía.
(iv) Segunda ley de la termodinámica: cambios reversibles e irreversibles, procesos adiabáticos isobáricos, isocróricos; Entropía, Energía Libre. Espontaneidad de un cambio químico. ΔG ° = -2.303 RT logK
eq
.
(v) Tercera Ley de Termodinámica – solo declaración.
(vi) Termoquímica:
- (a) Definiciones.
- (b) Constancia en el calor de neutralización.
- (c) Valor calorífico de un combustible.
- (d) Ley de suma de calor constante de Hess: problemas simples basados en las definiciones y conceptos anteriores.
SECCIÓN B
9. Estudio de elementos representativos: Grupo 1, 2, 13, 14, 15.
Se debe incluir lo siguiente: a) Ocurrencia, (b) Estado físico, (c) Configuración electrónica, (d) Radios atómicos e iónicos, (e) Estado de oxidación común, (f) Carácter electropositivo / electronegativo, (g) Entalpía de ionización , (h) Naturaleza reductora / oxidante, (i) Comportamiento distintivo del primer miembro de cada grupo (a saber, litio, berilio, boro, carbono, nitrógeno), (j) Naturaleza de los óxidos, hidróxidos, hidruros, carbonatos, nitratos, cloruros, sulfatos, cuando corresponda.
10. Preparación, propiedades y usos de los compuestos de los grupos 1, 2, 13, 14, 15.
Solo se requiere un breve tratamiento cualitativo para la preparación. Se debe dar mayor énfasis a la química de la preparación, las propiedades químicas y los usos de los compuestos dados. Importancia biológica de magnesio, sodio, calcio y potasio.
Grupo 1: cloruro de sodio, hidróxido de sodio, carbonato de sodio, bicarbonato de sodio, tiosulfato de sodio; Grupo 2: hexahidrato de cloruro de magnesio, óxido de calcio, yeso de París, cemento; Grupo 13: bórax, prueba de cuentas de bórax, ácido bórico, alumbre; Grupo 14: monóxido de carbono, dióxido de carbono, dióxido de silicio, carburo de silicio, siliconas; Grupo 15: Óxidos de nitrógeno, tricloruro de fósforo, pentacloruro de fósforo, oxoácidos de fósforo.
11. Reacciones redox
Concepto de oxidación y reducción en términos de oxígeno, hidrógeno, electrones.
Reacciones redox – ejemplos.
Número de oxidación: reglas para el cálculo, cálculos simples del estado de oxidación en moléculas e iones
Oxidación y reducción en términos de cambio en el número de oxidación.
Equilibrio de reacciones redox en medio ácido y básico por número de oxidación y método ión-electrón.
SECCION C
12. Introducción a la química orgánica.
(i) La naturaleza única del átomo de carbono y la catenificación.
(ii) Clasificación de compuestos orgánicos y series homólogas.
(iii) Detección de carbono, hidrógeno, azufre, nitrógeno y halógeno.
(iv) Estimación de carbono, hidrógeno, nitrógeno, halógenos, azufre y fósforo.
13. Isomerismo
Definición. Clasificación de isomerismo.
(i) Isomerismo estructural.
(ii) Isomerismo estéreo.
- (a) Isomerismo geométrico (solo cis y trans).
- (b) Isomerismo óptico
14. Tipos de reacciones químicas y sus mecanismos.
(i) Reacciones de sustitución, adición y eliminación.
(ii) Fisión homolítica y heterolítica.
(iii) Electrófilos y nucleófilos.
(iv) Efectos inductivos, mesoméricos, electroméricos e hiperconjugación.
(v) Radicales libres y mecanismos polares (en términos de fisión de los enlaces y formación de los nuevos enlaces) incluyendo S
norte
1, S
norte
2, E
1
y E
2
mecanismos.
15. Hidrocarburos alifáticos y aromáticos
(i) Alcanos: Métodos generales de preparación, Propiedades de los alcanos.
(ii) Alquenos: métodos generales de preparación y propiedades de los alquenos.
(iii) Alquinos: métodos de preparación (incluida la fabricación), propiedades y usos del etino.
(iv) Benceno: alquitrán de hulla como fuente importante de compuestos aromáticos; preparación de benceno a partir de benzoato de sodio, propiedades y usos del benceno; modelo de resonancia de benceno; influencia directiva de los sustituyentes en el anillo de benceno.
16. Aplicaciones de productos químicos
(i) En medicina: antipiréticos, analgésicos, tranquilizantes, antisépticos, desinfectantes, antimicrobianos, antifertilidad, antihistamínicos, antibióticos, antiácidos.
(ii) Jabones y detergentes: clasificación, estructura y algunos ejemplos importantes.
17. Química ambiental
(i) Energía: fuentes no renovables y renovables, uso de diesel y gasolina en trenes, autobuses, automóviles y otros vehículos, uso de GLP, uso de GNC y su papel en el control de la contaminación.
Futuras fuentes de energía: hidrógeno, alcohol, celdas de combustible y biocombustibles. Breve explicacion.
Métodos de ahorro de energía en hogares e instituciones: uso de bombillas de ahorro de energía, cocina solar, tubería de biogás.
(ii) Contaminación: contaminación ambiental: contaminación atmosférica y contaminación del agua.
