- •Контрольные работы общая химия
- •Часть I
- •Введение
- •Часть 1:
- •Часть 2
- •1. Предмет химии
- •2 Основные законы и понятия химии
- •2.1 Положения атомно-молекулярной теории.
- •2.2. Количественные характеристики вещества
- •2.3. Способы определения молярной массы газов
- •1. По закону Авогадро и следствиям из него
- •2. По уравнению Клапейрона – Менделеева
- •2.4. Химический эквивалент
- •2.5. Закон сохранения массы веществ. Расчёты по химическим уравнениям
- •2.6. Примеры решения задач
- •6,02· 1023 Молекул содержится в 17 гNh3;
- •2,5 · 1025 Молекул–вXгNh3.
- •180 Г c6h12o6 образует 108 г h2o(масса 6 молей воды);
- •1 Г c6h12o6 образует хгH2o.
- •24 Г Mgвытесняет 22,4 л н2;
- •2.7. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •3. Классы неорганических соединений
- •3.1. Классификация неорганических веществ
- •3.2. Понятие о степени окисления
- •3.3. Оксиды
- •3.4. Основания
- •3.5. Кислоты
- •3.6. Соли
- •3.7. Примеры решения задач
- •3.8. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •4. Основы строения вещества
- •4.1. Химия и периодическая система элементов
- •4.1.1. Квантово-механическая модель атома. Строение многоэлектронных атомов
- •4.1.2. Периодическая система д.И. Менделеева и изменение свойств элементов и их соединений
- •4.2. Химическая связь и типы взаимодействия молекул
- •4.2.1. Типы химической связи.
- •4.2.2. Межмолекулярное взаимодействие. Водородная связь
- •4.2.3. Комплексные соединения
- •4.2.4. Агрегатное состояние вещества с позиций теории химической связи. Химическое строение твердого тела
- •4.3. Примеры решения задач
- •4.4. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •5. Химическая термодинамика
- •5. 1. Основные понятия
- •5.2. Первый закон термодинамики. Энтальпия
- •5.3. Термохимия
- •5.4. Энтропия. Энергия Гиббса
- •5.5. Примеры решения задач
- •5.6. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •6. Химическая кинетика и равновесие химических реакций
- •6.1 Кинетика химических реакций
- •6.1.1 Зависимость скорости от концентрации
- •6.1.2.Зависимость скорости от температуры
- •6.1.3. Зависимость скорости реакции от катализатора
- •6.2. Равновесие химических реакций
- •6.2.1. Равновесие в гомогенных системах
- •6.2.2. Равновесие в гетерогенных системах
- •6.3. Примеры решения задач
- •6.4. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •7. Растворы
- •7.1. Общие свойства растворов
- •7.1.1. Классификации растворов
- •7.1.2. Коллигативные свойства растворов
- •7.2 Свойства растворов электролитов
- •7.2.1. Равновесие в растворах электролитов
- •7.2.2. Ионно-обменные реакции в растворах электролитов
- •7.2.3. Ионное произведение воды
- •7.2.4. Гидролиз солей
- •7.2.5. Произведение растворимости
- •7.3. Примеры решения задач
- •7.4. Задачи для самостоятельного решения
- •Контрольные вопросы
- •Список рекомендуемой литературы
- •Перечень задач, для выполнения контрольных работ
- •Список важнейших кислот
- •Константы диссоциации некоторых кислот и оснований
- •Приближенные значения коэффициентов активности ионов в водных растворах
4.1.2. Периодическая система д.И. Менделеева и изменение свойств элементов и их соединений
В 1869 г. Д. И. Менделеевым был открыт периодический закон, современная формулировка которого следующая:свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядаядра их атомов. Наглядным выражением закона служитпериодическая система Д. И. Менделеева.
Периодическая система – это естественная классификация элементов по электронным структурам атомов. Она состоит из периодов, групп и подгрупп. Периодом называется последовательный ряд элементов, размещенных в порядке возрастания заряда ядра атомов, электронная конфигурация которых изменяется отns1 доns2np6(или доns2у первого периода), гдеn– главное квантовое число внешней, заполняющейся электронами, оболочки. Номер периода равен числу энергетических уровней атома и значениюnвнешнего энергетического уровня.
В системе 8 групп, что соответствует максимальному числу электронов на внешних уровнях. Группы делятся наглавныеипобочныеподгруппы. Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (элементы-аналоги).s- иp-элементы составляют главные подгруппы (А);d- и f-элементы принадлежат к побочным подгруппам (В). В главных подгруппах номер группы соответствует числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Эти электроны являютсявалентными(т. е. они участвуют в химическом взаимодействии). У элементов побочных подгрупп валентными могут быть электроны внешнего энергетического уровня иd-подуровня предпоследнего уровня.
Так как электронное строение элементов изменяется периодически, то, соответственно, периодически изменяются и свойства элементов, определяемые их электронным строением, такие как энергия ионизации, размеры атомов, сродство к электрону, электроотрицательность, окислительно-восстановительные и другие свойства.
Энергия ионизации (Iион)– энергия, необходимая для отрыва электрона от свободного невозбужденного атома. В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы. Чем ниже значение энергии ионизации, тем выше восстановительная способность атома.
Энергия ионизации характеризует металлические свойства элементов. Наиболее характерное свойство металлов – отдача электронов при химическом взаимодействии. Поэтому чем меньше Iион, тем более типичные металлические свойства проявляет элемент.
В пределах одной группы с увеличением порядкового номера Iионуменьшается, что связано с увеличением расстояния между внешним уровнем и ядром.Iионпо периоду (слева направо) увеличивается. Минимальное значениеIионимеют щелочные металлы, максимальное – инертные газы.
Сродство к электрону количественно оценивается энергетическим эффектом, сопровождающим присоединение электрона к свободному атому. Наибольшее сродство к электрону имеют галогены и кислород, отрицательное значение этой величины имеют благородные газы и некоторые другие элементы.
Электроотрицательность (ЭО) – понятие, определяющее свойства связанных атомов. Эта величина характеризует способность данного атома смещать на себя электронную плотность атомов других элементов, с которыми он связан в химическом соединении.
Электроотрицательность элемента можно выразить полусуммой значений его энергии ионизации и сродства к электрону. Для практических целей удобнее пользоваться относительным значением электроотрицательности. В этом случае ЭО фтора принимается равной 4,0 (самое высокое значение относительной ЭО). Таблицы, в которых элементы располагаются в определенном порядке по значению их ЭО, позволяют определить направление смещения электронных плотностей между атомами в молекулах их соединений.