TNPSC, TRB, RRB Chemistry Study Material Part – 1

வேதியியல் வினா விடை தொகுப்பு பகுதி – I 

TNPSC க்கு தயாராகும் வாசகர்களே, TNPSC அனைத்துதேர்விற்கும்பயன்படும் வகையில் உங்களுக்காக பிரத்யேகமாக தயாரிக்கப்பட்ட வேதியியல் வினா விடை தொகுப்பு PDF வடிவில் கொடுக்கப்பட்டுள்ளது.  இதனை பற்றிய மேலும் சில தகவல்களை பின்னர் வரும் பதிவுகளின் மூலம் காணலாம். இது TNPSC  அனைத்து போட்டி தேர்வுகளுக்கும் பயன்படும் வகையில் உருவாக்கப்பட்டுள்ளது.இது PDF வடிவில் கீழே உள்ள Link-ல் கொடுக்கப்பட்டுள்ளது. இதனை இலவசமாக பதிவிறக்கம் செய்து பயன்பெறுங்கள்.

கீழ் காணும் Link – ஐ பயன்படுத்தி இலவசமாக Download செய்து கொள்ளவும்.

Preview Material…
https://drive.google.com/file/d/1PD9GaI4YD2E7ZR64V3WuBShXdYeG-Lug/preview

Download Link is Here…

Chemistry 1

DOWNLOAD LINK

இந்த தளமானது பல போட்டித்தேர்வுகளுக்கு தயாராகுபவர்களுக்காக உருவாக்கப்பட்டது. இதில் முடிந்தவரை அனைத்து தேர்வுக்குறிப்புகளும் PDF வடிவில் UPLOAD செய்யப்பட்டுள்ளது. இதில் பிற ACADEMY MATERIALகளும் பதிவேற்றம் செய்யப்பட்டிருக்கும். இந்த பதிவுகளில் ஏதேனும் COPYRIGHT MATERIAL இருந்தால் உடனடியாக நமது இணையதள E – MAIL முகவரியான என்ற முகவரிக்கு உங்களது கருத்துக்களை அனுப்பலாம். அந்த பதிவு உடனடியாக நீக்கப்படும்.

குறிப்பு:

அன்பு வாசகர்களே, TNPSC Group தேர்வுகளுக்கு தயாராகும்மாணவர்களுக்காக பிரத்யேகமாக தயாரிக்கப்பட்ட வினா & விடை தொகுப்பு மற்றும் Study Material போன்றவை மின் புத்தகவடிவில் கொடுக்கப்பட்டுள்ளது. இதனை இலவசமாக பதிவிறக்கம் செய்து படித்து பயன்பெறுமாறு கேட்டுக்கொள்கிறோம்.

மேலும் இந்த வலைத்தளத்தை பயன்படுத்தி TRB Study Material-லும் இலவசமாக பதிவிறக்கம் செய்து படித்து பயன்பெறவும் கேட்டுக்கொள்கிறோம்.
ஏதேனும் சந்தேகங்கள், கோரிக்கைகள் இருப்பின் கீழே உள்ள COMMENT BOX- ஐ Click செய்து உங்கள் கருத்துக்களை தெரிவிக்கலாம்  அல்லது  என்ற E-Mail ID -கும் உங்கள் கருத்துக்களை தெரிவிக்கலாம்.

Here’s a Chemistry Study Material for TNPSC, TRB, and RRB exams (Part – 1), covering the most important topics that are essential for your preparation in these competitive exams.

Chemistry Study Material for TNPSC, TRB, RRB (Part – 1)

1. Basic Concepts of Chemistry

• Atoms and Molecules

  • Atomic Theory: Proposed by John Dalton, describing the atom as indivisible.

  • Atomic Number and Mass Number: Atomic number refers to the number of protons in an atom, while mass number is the total number of protons and neutrons.

  • Molecules: Groups of two or more atoms bonded together.

  • Molar Mass: The mass of one mole of a substance.

• Avogadro’s Law: The volume of a gas is directly proportional to the number of moles at constant temperature and pressure.

• Mole Concept: One mole of any substance contains 6.022 × 10²³ particles (Avogadro’s number).

2. Atomic Structure

• Bohr’s Model: Electrons revolve around the nucleus in discrete orbits, with energy levels.

• Quantum Mechanical Model: Describes electrons using quantum numbers (Principal quantum number, Azimuthal quantum number, Magnetic quantum number, Spin quantum number).

• Electron Configuration: Distribution of electrons in orbitals (s, p, d, f).

• Aufbau Principle: Electrons occupy the lowest energy orbital available.

• Pauli Exclusion Principle: No two electrons can have the same set of quantum numbers.

• Hund’s Rule: Electrons fill degenerate orbitals singly before pairing up.

3. Periodic Table and Periodicity

• Mendeleev’s Periodic Table: Arranged elements based on increasing atomic mass and properties.

• Modern Periodic Table: Elements are arranged by increasing atomic number.

• Trends in the Periodic Table:

  • Atomic Size: Decreases across a period and increases down a group.

  • Ionization Energy: Increases across a period and decreases down a group.

  • Electron Affinity: The energy released when an electron is added to a neutral atom.

  • Electronegativity: The tendency of an atom to attract bonding electrons.

• Classification of Elements:

  • Alkali Metals (Group 1): Highly reactive, soft metals (e.g., Sodium, Potassium).

  • Alkaline Earth Metals (Group 2): Less reactive than alkali metals (e.g., Calcium, Magnesium).

  • Transition Metals: Elements in the d-block with variable oxidation states (e.g., Iron, Copper).

4. Chemical Bonding

• Ionic Bond: Formed when electrons are transferred from one atom to another (e.g., NaCl).

• Covalent Bond: Formed when two atoms share electrons (e.g., H₂, O₂).

• Coordinate Covalent Bond: A covalent bond where both electrons come from the same atom (e.g., NH₃ and BF₃).

• Bond Length and Bond Strength: Bond length is the distance between two nuclei in a bond, and bond strength refers to the energy required to break the bond.

• Polarity of Molecules: The distribution of electrical charge over the atoms in a molecule (e.g., Water is polar, while Oxygen is nonpolar).

5. States of Matter

• Gaseous State:

  • Ideal Gas Law: PV = nRT

  • Boyle’s Law: Pressure is inversely proportional to volume (at constant temperature).

  • Charles’s Law: Volume is directly proportional to temperature (at constant pressure).

• Liquid State:

  • Surface Tension: The force that acts on the surface of a liquid, minimizing its surface area.

  • Viscosity: The resistance of a liquid to flow.

• Solid State:

  • Types of Solids: Crystalline and Amorphous.

  • Lattice Structures: Arrangement of particles in a solid.

• Phase Changes:

  • Melting: Solid to liquid.

  • Boiling: Liquid to gas.

  • Sublimation: Solid to gas (e.g., dry ice).

  • Condensation: Gas to liquid.

  • Freezing: Liquid to solid.

6. Chemical Reactions

• Types of Chemical Reactions:

  • Combination Reaction: Two reactants combine to form one product (e.g., 2H₂ + O₂ → 2H₂O).

  • Decomposition Reaction: One reactant breaks into two or more products (e.g., CaCO₃ → CaO + CO₂).

  • Displacement Reaction: One element displaces another (e.g., Zn + CuSO₄ → ZnSO₄ + Cu).

  • Double Displacement Reaction: Exchange of ions between two compounds (e.g., NaCl + AgNO₃ → NaNO₃ + AgCl).

  • Redox Reactions: Reactions involving the transfer of electrons (oxidation and reduction).

• Law of Conservation of Mass: Mass is neither created nor destroyed in a chemical reaction.

7. Solutions and Colligative Properties

• Solution: A homogeneous mixture of solute and solvent.

• Concentration of Solutions: Measured by molarity (moles of solute per liter of solution).

• Colligative Properties:

  • Boiling Point Elevation: The boiling point of a solution is higher than the boiling point of the solvent.

  • Freezing Point Depression: The freezing point of a solution is lower than the freezing point of the solvent.

  • Osmotic Pressure: The pressure required to stop the flow of solvent through a semipermeable membrane.

• Raoult’s Law: The vapor pressure of a solvent is directly proportional to the mole fraction of the solvent in the solution.

8. Thermodynamics

• First Law of Thermodynamics: Energy cannot be created or destroyed, only transformed (ΔU = Q – W).

• Second Law of Thermodynamics: Entropy of an isolated system tends to increase.

• Enthalpy (H): Total heat content of a system.

• Entropy (S): Measure of disorder or randomness in a system.

• Gibbs Free Energy (G): Determines whether a reaction is spontaneous (ΔG = ΔH – TΔS).

9. Acids, Bases, and Salts

• Acids: Substances that release hydrogen ions (H⁺) in solution (e.g., HCl, H₂SO₄).

• Bases: Substances that release hydroxide ions (OH⁻) in solution (e.g., NaOH, KOH).

• Salt Formation: When an acid reacts with a base, it forms a salt and water (e.g., HCl + NaOH → NaCl + H₂O).

• pH Scale: Measures the acidity or alkalinity of a solution (pH = -log[H⁺]).

• Common Acid-Base Theories:

  • Arrhenius Theory: Acids increase H⁺ in water, bases increase OH⁻.

  • Bronsted-Lowry Theory: Acids are proton donors, bases are proton acceptors.

  • Lewis Theory: Acids accept electron pairs, bases donate electron pairs.

10. Chemical Kinetics

• Rate of Reaction: The change in concentration of reactants/products per unit time.

• Factors Affecting Rate of Reaction:

  • Concentration of Reactants: Higher concentration leads to a faster reaction.

  • Temperature: Higher temperature increases the rate of reaction.

  • Catalysts: Substances that speed up a reaction without being consumed.

• Rate Law: Mathematical expression that relates the rate of a reaction to the concentration of reactants.

Recommended Books for Chemistry Preparation for TNPSC, TRB, and RRB:

• “Physical Chemistry” by P. Bahadur

• “Organic Chemistry” by Morrison and Boyd

• “Inorganic Chemistry” by J.D. Lee

• “General Chemistry” by Ebbing and Gammon

Practice Questions for TNPSC, TRB, and RRB:

1. Q: What is the atomic number of Carbon?

   • A: 6

2. Q: Which of the following is a characteristic of an exothermic reaction?

   • A: It releases heat.

3. Q: What is the molar mass of sodium chloride (NaCl)?

   • A: 58.5 g/mol

4. Q: Which law states that the total energy of a system is conserved?

   • A: First law of thermodynamics

5. Q: Which of the following is a colligative property?

TNPSC, TRB, RRB Chemistry Study Material Part – 1