Билет № 1

1. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Строение периодической системы. Закономерности, выявляемые в периодической системе. Значение периодического закона.

2. Алканы, общая формула гомологов данного ряда, электронное и пространственное строение. Химические свойства метана, применение.

3. Задача №1. В реакцию с соляной кислотой вступило 13 г цинка. Определите массы израсходованной кислоты и полученной соли, а также объем выделившегося газа.

1. Периодический закон открыт Д. И. Менделеевым в 1869 году, за основу классификации Менделеев принял атомные массы элементов. Современная формулировка закона: свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядер этих элементов.

Свойства элементов повторяются периодически, так как периодически повторяется строение внешнего энергетического уровня атомов.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица. Порядковый номер элемента в периодической таблице соответствует величине заряда ядра атома и количеству электронов в атоме.

Таблица семи периодов: три малых и четыре больших. Периоды – это ряды элементов расположенных в порядке возрастания порядковых номеров, начинающихся щелочным металлом и заканчивающийся инертным газом. 1 – 3 периоды малые (2, 8, 8 элементов). В малых периодах накопление электронов с возрастанием порядкового номера происходит на внешнем уровне.

4 – 6 периоды большие. В больших периодах с возрастанием порядкового номера накопление на внешнем уровне происходит у элементов первой, второй группы. Начиная с элемента третьей группы электроны, накапливаются на предпоследнем уровне до 18-ти, а затем возобновляется достройка внешнего уровня до 8-ми электронов.

Большие периоды состоят из двух рядов: чётного и нечётного. Чётные ряды составляют только металлы (1-2 электрона, Cr – 2). В нечётном ряду металлы и неметаллы (1-8 электронов на внешнем уровне).

Металлические свойства в периоде с возрастанием порядкового номера элемента ослабевают, а неметаллические усиливаются, так как радиус атома уменьшается.

Седьмой период не завершён.

Номер периода показывает число энергетических уровней в атоме.

В таблице 8 групп. Группы – это элементы, объединённые в одном вертикальном столбце таблицы. Группы делятся на две подгруппы, в которых объединены элементы со сходным строением внешнего энергетического уровня. В главных подгруппах находятся элементы больших и малых периодов – это s- и p-элементы (заполняются соответственно s- и p-подуровни). В побочных подгруппах находятся элементы только больших периодов f- и d-подуровней (f – лантаноиды и актиноиды). В главных подгруппах расположены металлы и неметаллы. В побочных подгруппах расположены только металлы. Валентные электроны у элементов главной подгруппы расположены в наружном слое. У элементов побочных подгрупп валентные электроны расположены на внешнем и предпоследнем уровне.

Металлические свойства в группе с увеличением порядкового номера элемента усиливаются, так как увеличивается радиус атома. Номер группы показывает высшую валентность элемента и количество электронов на внешнем уровне у элементов главной подгруппы. Элементы побочных подгрупп на внешнем уровне имеют, как правило, один или два электрона.

Значение периодического закона

1. Периодический закон способствовал развитию науки и открытию новых элементов;

2. Периодический закон подтвердил общие законы развития природы:

а). Закон перехода количества в качество (изменение металлических и неметаллических свойств);

б). Закон единства и борьбы противоположностей (строение атома, амфотерные соединения);

в). Закон отрицания отрицания (развитие по спирали, переход от периода к периоду).

4. Периодический закон явился первоисточником всех открытий химии и физики в XX веке.

2. Предельные углеводороды (Алканы)

Алканы – это нециклические УВ, в молекулах, которых все атомы углерода находятся в состоянии sp³-гибридизации и связаны друг с другом только σ-связями.

Углеводороды с общей формулой CnH2n + 2, которые не присоединяют водород и другие элементы, называются предельными углеводородами или алканами (парафинами).

Гомологами называются вещества сходные по строению и химическим свойствам, но различающиеся по строению молекул на одну или несколько групп CH₂.

Химические свойства метана (ch4)

1. Взаимодействие с галогенами – реакция замещения.

2. Горение.

CH₄ + 2O₂  CO₂ + H₂O + Q

2C₂H₆ + O₂  4CO₂ + 6H₂O + Q

3. Разложение.

4. Изомеризация.

3. Задача № 1. Решение.

1. Находим количество вещества цинка, разделив его массу на молярную массу:

n(Zn) = m : M = 13 г : 65 г/моль = 0,2 моль

2. Вносим эту величину в уравнение реакции и с ее помощью определяем количества всех указанных в задаче веществ (с учетом коэффициентов):

0,2 моль 0,4 моль 0,2 моль 0,2 моль

Zn + 2HCl => ZnCl₂ + H₂

Далее расчеты по формулам:

m(HCl) = M · n = 36,5 г/моль · 0,4 моль = 14,6 г

m(ZnCl₂) = M · n = 136 г/моль · 0,2 моль = 27,2 г

Объем водорода находим аналогично:

V(H₂) = Vm · n = 22,4 л/моль · 0,2 моль = 4,48 л

Ответ: m(HCl) = 14,6 г; m(ZnCl₂) = 27,2 г; V(H₂) = 4,48 л

Билет № 2

1. Виды химических связей: ионная, металлическая, водородная, ковалентная (полярная, неполярная), одинарные и кратные связи.

2. Ненасыщенные углеводороды ряда этилена. Алкены: общая формула, состав, электронное и пространственное строение. Химические свойства этилена, применение.

3. Задача № 2. 8 г серы нагрели с 28 г железа. Определите массу продукта реакции.

1. Химические связи:

Различают несколько типов химических связей:

1 – ионная. Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые сильно различаются по электроотрицательности (связь между типичным металлом и типичным неметаллом).

Na⁰-1e = Na⁺ Cl⁰+1e = Cl^—

Ионная связь характерна также для щелочей и солей, в которые входят кислород и активные металлы.

2 – ковалентная связь образуется при перекрывании электронных облаков.

Ковалентная неполярная образуется при взаимодействии атомов с одинаковыми электроотрицательностями.

Ковалентная полярная образуется при взаимодействии атомов, электроотрицательности которых различаются незначительно.

3 – металлическая связь образуется во всех металлах. Это связь, которую осуществляют относительно свободные электроны с положительными ионами металлов в кристаллической решётке. Атомы металла легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные ионы. Относительно свободные электроны перемещаются между положительными ионами металла и между ними возникает металлическая связь, то есть электроны как бы цементируют положительные ионы металла в кристаллической решётке.

4 – водородная связь – это связь между атомом водорода одной молекулы и атомом сильного электроотрицательного элемента другой молекулы.

5 - водородная связь – это молекулярная связь. Она слабее, чем ионная и ковалентная связь.

Простые и кратные связи

Простые связи имеют элементы, у которых имеется одна связь. Кратные, – у которых имеются две, три связи.

Если между двумя атомами образуется только одна общая электронная пара, то такая ковалентная связь называется простой (одинарной) связью.

π-Связи – это ковалентные связи, при образовании которых область перекрывания электронных облаков находится по обе стороны от линии, соединяющей ядра атомов.

s-Облака не могут образовать π-связи. В образовании π-связей могут участвовать p- и d-облака. Например, π-связь образуется при перекрывании двух p-облаков.

π-Связь образуется в тех случаях, когда между двумя атомами возникает две или три общие электронные пары.

Число общих электронных пар между связанными атомами характеризует кратность связи.

Если связь между двумя атомами образована двумя общими электронными парами, то такая связь называется двойной связью. Любая двойная связь состоит из одной σ-связи и одной π-связи.

Если связь между двумя атомами образована тремя общими электронными парами, то такая связь называется тройной связью. Любая тройная связь состоит из одной σ-связи и двух π-связей.

Двойные и тройные связи имеют общее название: кратные связи.