11. Периодич.З.Д.И.Менделеева и периодич.Сист. Эл-ов: ряды, периоды, группы, подгруппы, порядковый номер эл-та.

в 1869 сформулировав его: «Св-ва простых тел, а также формы и св-ва соед.эл-ов находятся в периодич.зависимости от величины атомных весов эл-ов.» В 1869 было известно всего 63 элемента, в настоящее время – 109.

Периодич.сист.– по сути изобр.периодич.з..

В наст.вр.предложено несколько вариантов сист.,но мы рассмотрим более традиционную, предложенную Менделеевым.Она имеет 3 малых периода (1-3) и 4 больших (4-7).

Период – последовательность атомов с одинаковым числом эл-ных слоев.Большие периоды содержать 2 ряда (четный и нечетный). Периоды нач-ся с активн.ме,по мере продвиж. ус-ся неметалл.св-ва, а завершаются галогеном и инертным газом.Эл-ты, которые осущ. переход от ме к неме,наз-ся переходными. Эл-ты группы проявляют одинаковую макс.валентность по кислороду, равную номеру группы.Элементы гл.подгрупп проявляют опр.валентность по водороду. В главных подгруппах по мере движ.вниз металл.св-ва усиливаются, побочных – ослабевают.

7. З.Хим.Экв-ов. Молярные экв-ные массы сложных в-в.

3. Понятие о химическом эквиваленте и эквивалентной массе простых и сложных веществ. Закон химических эквивалентов.

Эквивалент – реальная или условная частица вещества, которая может замещать, присоединять или быть каким-либо другим способом эквивалентна одному иону водорода в ионнообменных реакциях или одному электрону в ОВР.

Пример.

Эквивалентная масса элемента - это масса 1 эквивалента элемента.

Эквивалентная масса вещества - это масса 1 эквивалента вещества.

Другими словами, эквивалентная масса кислоты равна ее молярной массе, деленной на основность кислоты.

Пример.

Закон химических эквивалентов. Массы реаг.вещ-в пропорциональны их экв.массам.

18.Полярность связи. Полярность молекул и дипольный момент.Предположим, что мы имеем соединение АB. Оба элемента с большими знач-миэлектроотрицательности ( ).=> общая электронная пара в молекуле смещена от атомаB к атомуА.Электронейтральность нарушается,в мол-ле появл-ся полож-ный(B) и отриц.(A) полюса. Такая сист.наз-ся диполь–полярная молекула (сист.из 2-х разноименных,одинак.по величине зарядов, нах-ся на малом расстоянии). Ков.св.–полярная.Осн.харак-ка диполя–дипольный момент. -напряж.поля,созд.диполем.

l–плечо диполя.Примеры полярных молекул-диполей: и др.Чем больше плечо, тем полярнее молекула. можно представить как произведение некоторой величины D (единицы Дебая) на Для ионных соед.D=4-11 единиц, для полярных D=0-4 единиц.Полярность св.– вектор, напр-ный от отриц-го полюса к полож-му, происходит взаимное уничтожение векторов.

6. Основные стехиометрические законы.

1. З.постоянства состава: в-во имеет постоянный состав независимо от способа его получения.

Пример. 2H2+O2=2H2O и 4NH3+3O2=6H2O+2N.

2. З.эквивалентов: в-ва вступают в хим. взаимодействие и замещают друг друга в соед.в весовых количествах пропорциональным хим. эквивалентам этих веществ.Хим.эквивалент - такое весовое кол-во в-ва, которое реагирует с 1.008 весовых частей H2 или 8 в.ч. О2.

3. З. простых кратных отношений: если два элемента образуют несколько соединений, то на одно и тоже весовое кол-во одного элемента приходится такие весовые кол-ва другого элемента, которые относятся между собой, как простые целые числа.Пример: H₂0/H₂O₂ , CO/CO₂, N₂O/NO/N₂O₃/NO₂/N₂O₄/N₂O_5.

4. З. сохранения массы и энергии: в изолированной сист. сумма m-c и E-й постоянна.

5. З. Авогадро: в равных объемах всех газов при одинаковых давлении и температуре содержится одинаковое число молекул.

В одном моле содержится