Die unten aufgeführten Eigenschaften der Atome ändern sich periodisch. Chemie
Lektion 2
Die oben diskutierten Quantenzahlen scheinen abstrakt und weit von der Chemie entfernt zu sein. Tatsächlich können sie nur mit einer speziellen mathematischen Ausbildung und einem leistungsstarken Computer zur Berechnung der Struktur realer Atome und Moleküle verwendet werden. Wenn wir jedoch den schematischen Konzepten der Quantenmechanik ein weiteres Prinzip hinzufügen, werden Quantenzahlen für Chemiker „zum Leben erweckt“.
Im Jahr 1924 formulierte Wolfgang Pauli eines der wichtigsten Postulate der theoretischen Physik, das nicht aus bekannten Gesetzen folgte: Mehr als zwei Elektronen können sich nicht gleichzeitig in einem Orbital (in einem Energiezustand) befinden, und selbst dann nur, wenn sie vorhanden sind Spins sind entgegengesetzt gerichtet. Andere Formulierungen: Zwei identische Teilchen können nicht im gleichen Quantenzustand sein; In einem Atom kann es nicht zwei Elektronen mit den gleichen Werten aller vier Quantenzahlen geben.
Versuchen wir, die Elektronenhüllen von Atomen zu „erschaffen“, indem wir die letzte Formulierung des Pauli-Prinzips verwenden.
Der Minimalwert der Hauptquantenzahl n ist 1. Er entspricht nur einem Wert der Orbitalzahl l, gleich 0 (s-Orbital). Die sphärische Symmetrie von s-Orbitalen drückt sich darin aus, dass es bei l = 0 in einem Magnetfeld nur ein Orbital mit m l = 0 gibt. Dieses Orbital kann ein Elektron mit beliebigem Spinwert (Wasserstoff) oder zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin enthalten Werte (Helium) . Bei einem Wert von n = 1 kann es also nicht mehr als zwei Elektronen geben.
Beginnen wir nun mit dem Füllen der Orbitale mit n = 2 (in der ersten Ebene befinden sich bereits zwei Elektronen). Der Wert n = 2 entspricht zwei Werten der Orbitalzahl: 0 (s-Orbital) und 1 (p-Orbital). Bei l = 0 gibt es ein Orbital, bei l = 1 gibt es drei Orbitale (mit Werten ml: -1, 0, +1). Jedes der Orbitale kann maximal zwei Elektronen enthalten, der Wert n = 2 entspricht also maximal 8 Elektronen. Die Gesamtzahl der Elektronen in einem Niveau mit gegebenem n lässt sich somit mit der Formel 2n 2 berechnen:
Bezeichnen wir jedes Orbital mit einer quadratischen Zelle, Elektronen – mit entgegengesetzt gerichteten Pfeilen. Für den weiteren „Aufbau“ der Elektronenhüllen von Atomen ist es notwendig, eine weitere Regel zu verwenden, die 1927 von Friedrich Hund (Hund) formuliert wurde: Die Zustände mit dem größten Gesamtspin sind für ein gegebenes l am stabilsten, d.h. Die Anzahl der gefüllten Orbitale auf einer bestimmten Unterebene sollte maximal sein (ein Elektron pro Orbital).
Der Anfang des Periodensystems sieht folgendermaßen aus:
Schema zum Füllen der äußeren Ebene von Elementen der 1. und 2. Periode mit Elektronen.
Wenn man die „Konstruktion“ fortsetzt, kann man zum Beginn der dritten Periode gelangen, aber dann muss man als Postulat die Reihenfolge der Füllung der d- und f-Orbitale einführen.
Aus dem auf der Grundlage minimaler Annahmen erstellten Schema lässt sich erkennen, dass Quantenobjekte (Atome chemische Elemente) werden unterschiedliche Einstellungen zu den Prozessen der Abgabe und Aufnahme von Elektronen haben. Aufgrund der vollständig besetzten Elektronenhülle sind die Objekte He und Ne gegenüber diesen Prozessen gleichgültig. Das F-Objekt nimmt das fehlende Elektron eher aktiv auf, während das Li-Objekt eher ein Elektron abgibt.
Objekt C muss einzigartige Eigenschaften haben – es hat die gleiche Anzahl an Orbitalen und die gleiche Anzahl an Elektronen. Vielleicht neigt er aufgrund einer so hohen Symmetrie der äußeren Ebene dazu, Bindungen zu sich selbst einzugehen.
Es ist interessant festzustellen, dass die Konzepte der vier Konstruktionsprinzipien materielle Welt und der fünfte, der sie verbindet, sind seit mindestens 25 Jahrhunderten bekannt. IN Antikes Griechenland und im alten China sprachen Philosophen von vier Grundprinzipien (nicht zu verwechseln mit physischen Objekten): „Feuer“, „Luft“, „Wasser“, „Erde“. Das verbindende Prinzip war in China „Baum“, in Griechenland „Quintessenz“ (die fünfte Essenz). Die Beziehung des „fünften Elements“ zu den anderen vier wird im gleichnamigen Science-Fiction-Film demonstriert.
Spiel "Parallelwelt"
Um die Rolle „abstrakter“ Postulate in der Welt um uns herum besser zu verstehen, ist es sinnvoll, in die „Parallelwelt“ zu wechseln. Das Prinzip ist einfach: Die Struktur der Quantenzahlen wird leicht verzerrt, dann bauen wir auf der Grundlage ihrer neuen Werte ein periodisches System einer Parallelwelt auf. Das Spiel wird erfolgreich sein, wenn sich nur ein Parameter ändert, was keine zusätzlichen Annahmen über den Zusammenhang zwischen Quantenzahlen und Energieniveaus erfordert.
Erstmals wurde ein solches Aufgabenspiel 1969 bei der All-Union-Olympiade (9. Klasse) Schülern angeboten:
„Wie würde das Periodensystem der Elemente aussehen, wenn die maximale Anzahl von Elektronen in der Schicht durch die Formel 2n 2 -1 bestimmt würde und es auf der äußeren Ebene nicht mehr als sieben Elektronen geben könnte? Zeichnen Sie eine Tabelle eines solchen Systems für die ersten vier Perioden (Bezeichnung der Elemente durch ihre Ordnungszahlen). Welche Oxidationsstufen könnte das Element N 13 aufweisen? Welche Eigenschaften der entsprechenden einfachen Substanz und Verbindungen dieses Elements könnten Sie annehmen?
Diese Aufgabe ist zu schwierig. In der Antwort ist es notwendig, mehrere Kombinationen von Postulaten zu analysieren, die die Werte von Quantenzahlen festlegen, mit Postulaten über die Beziehung zwischen diesen Werten. Bei einer detaillierten Analyse dieses Problems kamen wir zu dem Schluss, dass die Verzerrungen in der „Parallelwelt“ zu groß sind und wir die Eigenschaften der chemischen Elemente dieser Welt nicht richtig vorhersagen können.
Wir an der SASC MSU verwenden normalerweise ein einfacheres und anschaulicheres Problem, bei dem die Quantenzahlen der „Parallelwelt“ fast mit unseren übereinstimmen. In dieser Parallelwelt leben Analoga von Menschen - Homozoiden(Nehmen Sie die Beschreibung der Homozoiden selbst nicht ernst).
Periodisches Gesetz und die Struktur des Atoms
Aufgabe 1.
Homozoiden leben in einer Parallelwelt mit folgendem Quantenzahlensatz:
n = 1, 2, 3, 4, ...
l= 0, 1, 2, ... (n - 1)
m l = 0, +1, +2,...(+ l)
m s = ± 1/2
Zeichnen Sie die ersten drei Perioden ihres Periodensystems auf und behalten Sie dabei die Namen der Elemente mit den entsprechenden Nummern bei.
1. Wie waschen sich Homozoiden?
2. Wovon betrinken sich Homozoiden?
3. Schreiben Sie die Gleichung für die Reaktion zwischen ihrer Schwefelsäure und Aluminiumhydroxid.
Lösungsanalyse
Streng genommen kann eine der Quantenzahlen nicht geändert werden, ohne dass sich dies auf die anderen auswirkt. Daher ist alles, was im Folgenden beschrieben wird, nicht die Wahrheit, sondern eine Lernaufgabe.
Die Verzerrung ist kaum wahrnehmbar – die magnetische Quantenzahl wird asymmetrisch. Dies bedeutet jedoch die Existenz unipolarer Magnete in der Parallelwelt und andere schwerwiegende Folgen. Aber zurück zur Chemie. Bei s-Elektronen treten keine Veränderungen auf ( l= 0 und m 1 = 0). Daher sind Wasserstoff und Helium dort gleich. Es ist nützlich, sich daran zu erinnern, dass allen Daten zufolge Wasserstoff und Helium die häufigsten Elemente im Universum sind. Dies erlaubt uns, die Existenz solcher Parallelwelten zuzugeben. Bei p-Elektronen ändert sich das Bild jedoch. Bei l= 1 erhalten wir zwei statt drei Werte: 0 und +1. Daher gibt es nur zwei p-Orbitale, die 4 Elektronen aufnehmen können. Die Länge der Periode hat abgenommen. Wir bauen „Zellen-Pfeile“:
Aufbau des Periodensystems einer Parallelwelt:
Die Perioden sind natürlich kürzer geworden (in den ersten 2 Elementen, im zweiten und dritten - jeweils 6 statt 8). Die veränderten Rollen der Elemente werden sehr fröhlich wahrgenommen (wir speichern die Namen absichtlich durch Zahlen): träge Gase O und Si, Alkalimetall F. Um nicht zu verwechseln, bezeichnen wir ihre Elemente sind nur Symbole und unser- Wörter.
Die Analyse der Problemfragen ermöglicht es, die Bedeutung der Elektronenverteilung auf äußerer Ebene für die chemischen Eigenschaften des Elements zu analysieren. Die erste Frage ist einfach: Wasserstoff = H und Sauerstoff wird zu C. Alle sind sich sofort einig, dass eine Parallelwelt nicht ohne Halogene (N, Al usw.) auskommen kann. Die Antwort auf die zweite Frage hängt mit der Lösung des Problems zusammen – warum wir Kohlenstoff als „Element des Lebens“ haben und was sein paralleles Gegenstück sein wird. Während der Diskussion stellen wir fest, dass ein solches Element die „kovalentesten“ Bindungen mit Analoga von Sauerstoff, Stickstoff, Phosphor und Schwefel eingehen sollte. Wir müssen noch etwas weiter gehen und die Konzepte der Hybridisierung, des Grundzustands und des angeregten Zustands analysieren. Dann wird das Element des Lebens zu einem Analogon unseres Kohlenstoffs in der Symmetrie (B) – es hat drei Elektronen in drei Orbitalen. Das Ergebnis dieser Diskussion ist ein Analogon des Ethylalkohols BH 2 BHCH.
Gleichzeitig wird deutlich, dass wir in der Parallelwelt die direkten Analogien unserer 3. und 5. (bzw. 2. und 6.) Gruppe verloren haben. Die Elemente von Periode 3 entsprechen beispielsweise:
Maximale Oxidationsstufen: Na (+3), Mg (+4), Al (+5); Allerdings stehen die chemischen Eigenschaften und deren periodische Veränderung im Vordergrund, und auch die Länge der Periode hat abgenommen.
Dann die Antwort auf die dritte Frage (falls es kein Analogon von Aluminium gibt):
Schwefelsäure + Aluminiumhydroxid = Aluminiumsulfat + Wasser
H 2 MgC 3 + Ne(CH) 2 = NeMgC 3 + 2 H 2 C
Oder optional (es gibt kein direktes Analogon zu Silizium):
H 2 MgC 3 + 2 Na(CH) 3 = Na 2 (MgC 3) 3 + 6 H 2 C
Das Hauptergebnis der beschriebenen „Reise nach eine Parallelwelt„- zu verstehen, dass die unendliche Vielfalt unserer Welt nicht sehr bedingt ist großes Set relativ einfache Gesetze. Ein Beispiel für solche Gesetze sind die analysierten Postulate der Quantenmechanik. Schon eine kleine Veränderung in einem von ihnen verändert die Eigenschaften der materiellen Welt dramatisch.
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Die Struktur des Atoms, das periodische Gesetz
1. Beseitigen Sie das zusätzliche Konzept:
1) Proton; 2) Neutron; 3) Elektron; 4) Ion
2. Die Anzahl der Elektronen in einem Atom beträgt:
1) die Anzahl der Neutronen; 2) die Anzahl der Protonen; 3) Periodennummer; 4) Gruppennummer;
3. Von den folgenden Eigenschaften der Atome der Elemente ändern sie sich periodisch, wenn die Ordnungszahl des Elements wächst:
1) die Anzahl der Energieniveaus in einem Atom; 2) relative Atommasse;
3) die Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau;
4) die Ladung des Atomkerns
4. Auf der äußeren Ebene eines Atoms eines chemischen Elements befinden sich im Grundzustand 5 Elektronen. Welches Element könnte es sein?
1) Bor; 2) Stickstoff; 3) Schwefel; 4) Arsen
5. Das chemische Element befindet sich in der 4. Periode, Gruppe IA. Die Verteilung der Elektronen im Atom dieses Elements entspricht einer Zahlenreihe:
1) 2, 8, 8, 2 ; 2) 2, 8, 18, 1 ; 3) 2, 8, 8, 1 ; 4) 2, 8, 18, 2
6. Zu den p-Elementen gehören:
1) Kalium; 2) Natrium; 3) Magnesium; 4) Aluminium
7. Können sich die Elektronen des K+-Ions in den folgenden Orbitalen befinden?
1) 3p; 2) 2f ; 3) 4s; 4) 16 Uhr
8. Wählen Sie die Formeln der Teilchen (Atome, Ionen) mit der elektronischen Konfiguration 1s 2 2s 2 2p 6:
1) Na + ; 2) K + ; 3) Ne; 4) F-
9. Wie viele Elemente gäbe es in der dritten Periode, wenn die Spinquantenzahl einen einzigen Wert von +1 hätte (die übrigen Quantenzahlen hätten die üblichen Werte)?
1) 4 ; 2) 6 ; 3) 8 ; 4) 18
10. In welcher Reihe sind die chemischen Elemente in aufsteigender Reihenfolge ihres Atomradius angeordnet?
1) Li, Be, B, C;
2) Be, Mg, Ca, Sr;
3) N, O, F, Ne;
4) Na, Mg, Al, Si
© V. V. Zagorsky, 1998-2004
ANTWORTEN
- 4) Ion
- 2) die Anzahl der Protonen
- 3) die Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau
- 2) Stickstoff; 4) Arsen
- 3) 2, 8, 8, 1
- 4) Aluminium
- 1) 3p; 3) 4s; 4) 16 Uhr
- 1) Na + ; 3) Ne; 4) F-
- 2) Be, Mg, Ca, Sr
- Zagorsky V.V. Eine Variante der Präsentation in der physikalisch-mathematischen Schule des Themas „Struktur des Atoms und das periodische Gesetz“, Russian Chemical Journal (JRHO benannt nach D. I. Mendeleev), 1994, Vers 38, N 4, S. 37-42
- Zagorsky V.V. Der Aufbau des Atoms und das Periodengesetz / „Chemie“ N 1, 1993 (Anhang zur Zeitung „Erster September“)
Prüfung Nr. 2 enthält Aufgaben zu folgenden Themen:
- Periodensystem
- Die Häufigkeit von Änderungen der Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen.
- Chemische Bindung. VS-Methode.
- Chemische Bindung. MO-Methode.
- Chemische Bindung. Ionenverbindung.
- Chemische Bindung in komplexen Verbindungen.
Wissenstest:
1. Die Eigenschaften der Atome der unten aufgeführten Elemente ändern sich periodisch
(1) die Ladung des Atomkerns;
(2) relative Atommasse;
(3) die Anzahl der Energieniveaus in einem Atom;
(4) die Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau.
2. Innerhalb eines Zeitraums geht normalerweise eine Erhöhung der Ordnungszahl eines Elements einher
(1) eine Verringerung des Atomradius und eine Zunahme der Elektronegativität des Atoms;
(2) eine Vergrößerung des Atomradius und eine Abnahme der Elektronegativität des Atoms;
(3) eine Verringerung des Atomradius und eine Verringerung der Elektronegativität des Atoms;
(4) eine Vergrößerung des Atomradius und eine Vergrößerung der Elektronegativität des Atoms.
3. Ein Atom, dessen Element am leichtesten ein Elektron abgibt (Zahlen geben die Ordnungszahl des Elements an):
(1) Natrium,11; (2) Magnesium, 12; (3) Aluminium, 13; (4) Silizium, 14?
4. Atome von Elementen der Gruppe 1A des Periodensystems der Elemente haben die gleiche Nummer
(1) Elektronen in der äußeren elektronischen Ebene;
(2) Neutronen;
(3) alle Elektronen.
5. Die Elemente sind in aufsteigender Reihenfolge der Elektronegativität in der Reihe angeordnet
(1) As, Se, Cl, F; (2) C, I, B, Si; (3) Br, P, H, Sb; (4) O, Se, Br, Te.
6. In der zweiten und dritten Periode des Periodensystems, wenn die Größe der Atome der Elemente abnimmt
(1) ihre Ionengröße nimmt ebenfalls ab;
(2) die Elektronegativität nimmt ab;
(3) die metallischen Eigenschaften der Elemente werden schwächer;
(4) Die metallischen Eigenschaften der Elemente werden verbessert.
7. Welche Zeile enthält nur Übergangselemente:
(1) Elemente 11, 14, 22, 42; (2) Elemente 13, 33, 54, 83;
(3) Punkte 24, 39, 74, 80; (4) Punkte 19, 32, 51, 101?
8. Welches der folgenden Elemente hat chemische Eigenschaften, die es uns ermöglichen, über seine Ähnlichkeit mit dem Element Kalzium zu sprechen:
(1) Kohlenstoff. MIT; (2) Natrium, Na; (3) Kalium. ZU; (4) Strontium, Sr?
9. Die nichtmetallischen Eigenschaften der Elemente in den Hauptuntergruppen des Periodensystems von D. I. Mendeleev sind bei denen am ausgeprägtesten
(1) an der Spitze der Untergruppe;
(2) am Ende der Untergruppe;
(3) in der Mitte der Untergruppe;
(4) Für alle Elemente sind die Untergruppen ungefähr gleich stark ausgeprägt.
10. Welche Anzahl von Elementen wird in aufsteigender Reihenfolge des Atomradius dargestellt:
(1) O, S, Se, Te; (2) C, N, O, F; (3) Na, Mg, Al, Si; (4) I, Br, Cl, F?
11. Die metallische Natur der Eigenschaften von Elementen der Reihe Mg-Ca-Sr-Ba
(1) nimmt ab;
(2) erhöht sich;
(3) ändert sich nicht;
12. Nichtmetallische Natur der Eigenschaften von Elementen der Reihe N-P-As-Sb-Bi
(1) nimmt ab;
(2) erhöht sich;
(3) ändert sich nicht;
(4) nimmt ab und steigt dann an.
13. Welches Paar im angegebenen Satz von Elementen – Ca, P, Si, Ag, Ni, As – hat die ähnlichsten chemischen Eigenschaften:
(1) Ca, Si; (2) Ag, Ni; (3) P, As; (4) Ni, P?
14. Auf eigene Faust chemische Eigenschaften Das radioaktive Element Radium ist ihm am nächsten
(1) Cäsium; (2) Barium; (3) Lanthan; (4) Aktinium.
15. Basierend auf der Position des Elements Lanthan im Periodensystem kann man mit Sicherheit sagen, dass für Lanthanoide die charakteristischste Oxidationsstufe sein wird
(1) +1; (2) +2; (3) +3; (4) +4.
16. Die Haupteigenschaften von Hydroxiden von Elementen der Gruppe 1A mit zunehmender Seriennummer
(1) abnehmen;
(2) erhöhen;
(3) bleiben unverändert;
(4) verringern und dann erhöhen.
17. Basierend auf der Position der Elemente im Periodensystem kann die wahrscheinlichste Kombination von Germanium mit Selen durch die Formel dargestellt werden.
18. Das hypothetische Element Z bildet Chlorid ZCl 5 . Was ist die wahrscheinlichste Formel für sein Oxid:
(1) ZO 2 ; (2) ZO 5 ; (3) Z 2 O 5 ; (4) Z5O2?
19. Einfache Stoffe, deren Elemente die größte Ähnlichkeit in ihren physikalischen und chemischen Eigenschaften aufweisen:
(1) Li, S; (2) Sei, Cl; (3) F, Cl; (4) Li, F?
20. Von den Elementen der dritten Periode unten haben die nichtmetallischen Eigenschaften die ausgeprägtesten
(1) Aluminium; (2) Silizium; (3) Schwefel; (4) Chlor.
21. Von den angegebenen Elementen der Gruppe IIIA weist es ausgeprägte nichtmetallische Eigenschaften auf
(1) Bor; (2) Aluminium; (3) Gallium; (4) Indium.
22. Welches der angegebenen Elemente der vierten Periode des Periodensystems weist in seiner Wasserstoffverbindung und im höheren Oxid die gleichen Wertigkeitswerte auf:
(1) Brom; (2) Germanium; (3) Arsen; (4) Selen?
23. Die Natur der Oxide in der Reihe P 2 O 5 -SiO 2 -Al 2 O s -MgO ändert sich wie folgt:
(1) basisch bis sauer;
(2) von sauer bis basisch;
(3) basisch bis amphoter;
(4) amphoter bis sauer.
24. Schreiben Sie die Formeln der höheren Oxide der Elemente und der entsprechenden Säuren; Nennen Sie diese Säuren
25. Schreiben Sie basierend auf der Position des Elements im Periodensystem seine Verbindungen auf, deren Formen unten angegeben sind:
26. Aus der obigen Liste der Elemente: Be, B, C, N, Al, Si, P, S, Ga, Ge, As, Br – es bilden sich Oxide vom Typ EO 2 und Hydride vom Typ EN 4 –.
27. Leiten Sie basierend auf der Position des Elements im Periodensystem die Formeln für seine höheren Oxide und Hydroxide ab und geben Sie deren Natur an:
28. Ein Element mit der Ordnungszahl 34 bildet eine Wasserstoffverbindung, ein höheres Oxid und ein Hydroxid. Letzteres manifestiert sich
(1) saure Eigenschaften;
(2) grundlegende Eigenschaften;
(3) amphotere Eigenschaften.
29. Die maximale Anzahl chemischer Elemente, die die sechste Periode des Periodensystems füllen können, sollte gleich sein
(1) 8; (2) 18; (3) 32; (4) 50.
30. Die maximale Anzahl von Elementen in der siebten Periode muss sein
(1) 18; (2) 32; (3) 50; (4) 72.
31. In der siebten Periode sollte das letzte Element eine fortlaufende Nummer haben
(1) 118; (2) 114; (3) 112; (4) 110.
32. Die Eigenschaften von Alkalimetallen sind für Elemente mit Seriennummern zu erwarten
(1) 111 und 190; (2) 119 und 169; (3) 137 und 187; (4) 155 und 211.
33. Die Konfiguration der Orbitale der Valenzelektronen von Wismut stimmt mit überein
(1) Selen und Tellur;
(2) Stickstoff und Phosphor;
(3) Silizium und Germanium;
(4) Niob und Tantal.
34. Element mit der Seriennummer 117 sollte zugeordnet werden
(1) Alkalimetalle; (3) Halogene;
(2) Erdalkalimetalle; (4) Übergangselemente.
35. Die maximale Wertigkeit von Blei in Sauerstoffverbindungen beträgt:
(1) II; (2) IV; (3) VI; (4) VIII.
36. Die Art der Orbitale der Valenzelektronen in Indium stimmt mit überein
(1) Vormittags und Fr; (2) Pb und Sn; (3) Al und Ga; (4) Cu und Ag.
37. Titan bezieht sich auf
(1) S-; (2) P-; (3) D-; (4) F-Elemente.
38. Maximale Wertigkeit von Brom in Sauerstoffverbindungen
(1) Ich; (2) III; (3)V; (4) VII.
39. Die siebte Periode des Elementesystems muss mit einem Element mit einer fortlaufenden Nummer enden
(1) 108; (2) 110; (3) 118; (4) 128.
40. Winkel zwischen Bindungen N-E am größten im zusammengesetzten Molekül
(1) H 2 Te; (2) H2Se; (3) H2S; (4) H 2 O.
41. In der K-Ca-Sc-Ti-Reihe nimmt der Radius der Atome ab, nimmt zu.
42. Energie, die in der Gleichung Сl ° (g.) → Cl + (g.) angegeben ist +e- 1254 kJ, steht für das Chloratom
(1) chemische Bindungsenergie;
(2) Ionisierungsenergie;
(3) Elektronegativität;
(4) Elektronenaffinität.
43. Elektronenaffinität heißt
(1) die Energie, die erforderlich ist, um ein Elektron von einem nicht angeregten Atom abzulösen;
(2) die Fähigkeit eines Atoms eines bestimmten Elements, Elektronendichte auf sich selbst zu ziehen;
(3) der Übergang eines Elektrons auf ein höheres Energieniveau;
(4) Freisetzung von Energie, wenn ein Elektron an ein Atom oder Ion gebunden wird.
44. Welches der Elemente hat Höchster Wert Ionisationsenergie:
(1) Li; (2) F; (3) Fe; (4) Ich?
45. Die Energie, die für die Entfernung eines Elektrons aus einem Atom eines Elements im gasförmigen Zustand, in Magnesium, aufgewendet wird
(1) weniger als Natrium und mehr als Aluminium;
(2) mehr als Natrium und weniger als Aluminium;
(3) weniger als Natrium und Aluminium;
(4) mehr als Natrium und Aluminium.
46. Geben Sie anhand der Analyse der elektronischen Strukturen von Atomen und der Position der Elemente im Periodensystem an, welches der beiden folgenden Atome eine größere Affinität zu einem Elektron hat:
(1) Kalium oder Kalzium;
(2) Schwefel oder Chlor;
(3) Wasserstoff oder Lithium?
47. Chemische Elemente sind in der Reihe in aufsteigender Reihenfolge der Elektronegativität angeordnet
(1) Si, P, Se, Br, Cl, O; (2) Si, P, Br, Se, C1, O;
(3) P, Si, Br, Se, C1, O; (4) Se, Si, P, Br, C1, O.
48. Welche Reihe von Elementen befindet sich, wenn ihre Atomradien zunehmen:
(1) Na, Mg, Al, Si; (3) O, S, Se, Te;
(2) C, O, N, F; (4) I, Br, C1, F?
49. In der Reihe der Alkalimetalle (von Li bis Cs) ist Cäsium das am wenigsten elektronegative. Das liegt daran, dass er es getan hat
(1) größte Zahl Neutronen im Kern;
(2) mehr Valenzelektronen als andere Elemente;
(3) große Atommasse;
(4) Valenzelektronen, die am weitesten vom Atomkern entfernt sind.
50. Isoelektronische Ionen sind solche, die die gleiche Anzahl an Elektronen und die gleiche Struktur der äußeren elektronischen Ebene haben. Die Ionen O 2- , F - , Na + , Mg 2+ , A1 3+ haben die elektronische Konfiguration des Edelgases Neon und sind in aufsteigender Reihenfolge der Atommassen der Elemente angeordnet. Darüber hinaus sind ihre Ionenradien
(1) praktisch nicht ändern;
(2) abnehmen;
(3) erhöhen;
(4) verringern, dann erhöhen.
51. Ein Beispiel für ein unpolares Molekül mit einer polaren kovalenten Bindung wäre
(1) N2; (2) H 2 O; (3) NH 3 ; (4) CCl 4 .
52. Von den oben genannten Molekülen: H 2, O 2, H 2 O, CO 2, CH 4, H 2 S – sind polar.
53. In welcher der Verbindungen zwischen Atomen entsteht eine kovalente Bindung nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus:
(1) KCl; (2) NH4Cl; (3) CCl 4 ; (4) CO2?
54. Die Valenzorbitale des Berylliumatoms im Berylliumhydridmolekül sind je nach Typ hybridisiert
(1) sp; (2) S. 2; (3) S. 3;(4) d2sp3,
und das Molekül hat die Struktur:
55. Die Valenzorbitale des Boratoms im BF 3 -Molekül sind je nach Typ hybridisiert
(1) sp; (2) S. 2; (3) S. 3;(4) d2sp3,
und das Molekül hat die Struktur:
(a) linear; (c) tetraedrisch;
(b) flach; (d) oktaedrisch.
56. Vier Äquivalente haben C-H-Verbindungen im Methanmolekül wird dadurch erklärt
(1) es kommt zu einer gegenseitigen Abstoßung von vier Elektronenpaaren;
(2) Das Kohlenstoffatom wird zu vier hybridisiert S. 3 Orbitale;
(3) Ein Kohlenstoffatom hat eines S- und drei R- Valenzelektron;
(4) Ein Kohlenstoffatom hat zwei s- und zwei R- Valenzelektron.
Antworten:
1. (4) die Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau.
2. (1) eine Verringerung des Atomradius und eine Zunahme der Elektronegativität des Atoms.
3. (1) Natrium, 11.
4. (1) Elektronen in der äußeren elektronischen Ebene.
5. (1) As, Se, Cl, F.
6. (3) Die metallischen Eigenschaften der Elemente werden schwächer.
7. (3) Elemente 24, 39, 74, 80.
8. (4) Strontium, Sr.
9. (1) an der Spitze der Untergruppe.
10.(1)O, S, Se, Te.
11. (2) Erhöhungen.
12. (1) nimmt ab.
14. (2) Barium.
16. (2) Erhöhung.
18. (3) Z 2 O 5 .
20. (4) Chlor.
22. (2) Germanium.
23. (2) von sauer nach basisch.
26. Oxide vom Typ EO 2 bilden C, Si, Ge und Hydride vom Typ EN 4 - C, Si, Ge.
28. H 2 Se, SeO 3 und H 2 SeO 4. (1) saure Eigenschaften.
32.(2) 119 und 169.
33. (2) Stickstoff und Phosphor.
34. (3) Halogene.
36. (3) Al und Ga.
37. (3) D-Elemente.
41. Nimmt ab.
42. (2) Ionisierungsenergie.
43. (4) Freisetzung von Energie, wenn einem Atom oder Ion ein Elektron hinzugefügt wird.
45. (4) mehr als Natrium und Aluminium.
46. (1) Kalium; (2) Chlor; (3) Wasserstoff.
47. (1) Si, P, Se, Br, Cl, O.
48. (3)O, S, Se, Te.
49. (4) Valenzelektronen, die am weitesten vom Atomkern entfernt sind.
50. (2) Abnahme.
52. H 2 O, H 2 S.
53. (2) NH4Cl.
54. (1) sp, (a) linear.
55. (2) S. 2, (b) flach.
56. (2) Ein Kohlenstoffatom wird zu vier hybridisiert S. 3 Orbitale.
Aufgaben für individuelle Abrechnung und grafische Arbeiten:
Führen Sie für ein Element mit einer Seriennummer, die der Variantennummer entspricht, die folgenden Berechnungen durch:
1. Schreiben elektronische Formel Element und zeigen grafisch die Füllung aller Atomorbitale mit Elektronen.
3. Bestimmen Sie die Masse eines Atoms eines Elements und sein Volumen.
4. Bestimmen Sie die Masse eines Moleküls einer einfachen Substanz eines Elements.
5. Listen Sie basierend auf der Position des Elements in PS die möglichen Oxidationsstufen des Elementatoms in Verbindungen mit anderen Elementen auf.
6. Schreiben Sie die Formel für Oxid, Chlorid, Hydrid, Sulfid.
8. Berechnen Sie die Dipollänge der Wasserstoff- und Sauerstoffverbindungen des Elements.
9. Stellen Sie eine Bindung in einem Molekül einer einfachen Substanz eines Elements mit der BC-Methode dar.
10. Zeichnen Sie mithilfe des Energiediagramms der MO-Methode eine Bindung in einem Molekül einer einfachen Substanz eines Elements, geben Sie die Multiplizität der Bindung an und schreiben Sie die Formel auf.
11. Geben Sie die Art der Hybridisierung eines Atoms eines Elements in den Molekülen aller möglichen Oxide (im Fall von Sauerstoff, Molekülen von Wasserstoffverbindungen) an.
12. Geben Sie alle Arten von Bindungen (σ, π, δ) in Oxidmolekülen an (im Fall von Sauerstoff Moleküle von Wasserstoffverbindungen).
13. Geben Sie die Werte der Bindungswinkel in Oxidmolekülen an (im Fall von Sauerstoff Moleküle von Wasserstoffverbindungen).
14. Geben Sie die Form von Oxidmolekülen an (im Fall von Sauerstoff Moleküle von Wasserstoffverbindungen).
15. Berechnen Sie die Bildungsenergie der ionischen Verbindung AB und die Wechselwirkungsenergie der A+- und B--Ionen.
Für Optionen 1, 5, 6, 7, 8, 9, 14, 15, 16, 17: A – Kalium, B – ein Element mit einer Seriennummer, die der Elementnummer entspricht.
Für Optionen 3, 4, 11, 12, 13, 19, 20, 21, 22, 23, 24, 25, 26, 27, 28: B – Chlor, A – Element mit einer Seriennummer, die der Nummer des Elements entspricht .
Für Optionen 2, 10, 18: A – ein Element mit einer Seriennummer gleich (Optionsnummer +1), B – ein Element mit einem Ordinalelement gleich (Optionsnummer -1).
Literatur.
1. Kulman A.G. Sammlung von Problemen der allgemeinen Chemie, Ed. 2., überarbeitet und ergänzt. - M.: Höher. Schule 1975.
2. Maslov E.I. , Golbraikh Z.E. Aufgaben- und Übungssammlung Chemie, 5. Aufl., überarbeitet. und zusätzlich - M.: Vyssh. Schule 1997.
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Periodisches Gesetz.
Die Struktur des Atoms
Der Artikel enthält Testaufgaben zum Thema aus der von den Autoren zusammengestellten Aufgabensammlung zur thematischen Kontrolle in der 8. Klasse. (Die Kapazität der Bank beträgt 80 Aufgaben für jedes der sechs in der 8. Klasse behandelten Themen und 120 Aufgaben für das Thema „Hauptklassen anorganischer Verbindungen“.) Derzeit wird Chemie in der 8. Klasse anhand von neun Lehrbüchern unterrichtet. Daher wird am Ende des Artikels eine Liste der kontrollierten Wissenselemente mit Angabe der Anzahl der Aufgaben gegeben. Auf diese Weise können Lehrer, die an verschiedenen Programmen arbeiten, sowohl die geeignete Reihenfolge von Aufgaben zu einem Thema als auch eine Reihe von Kombinationen von Testaufgaben zu verschiedenen Themen auswählen, auch zur Endkontrolle.
Die vorgeschlagenen 80 Testaufgaben sind durch 20 Fragen in vier Optionen gruppiert, in denen ähnliche Aufgaben wiederholt werden. Um weitere Optionen aus der Liste der Wissenselemente zusammenzustellen, wählen wir (zufällig) die Aufgabennummern für jedes untersuchte Element entsprechend unserer thematischen Planung aus. Eine solche Aufgabenstellung für jedes Thema ermöglicht eine schnelle Element-für-Element-Analyse von Fehlern und deren zeitnahe Korrektur. Die Verwendung ähnlicher Aufgaben in einer Variante und der Wechsel von ein oder zwei richtigen Antworten verringert die Wahrscheinlichkeit, die Antwort zu erraten. Die Komplexität der Fragen nimmt in der Regel von der 1. und 2. Option zur 3. und 4. Option zu.
Es gibt die Meinung, dass Tests ein „Ratespiel“ seien. Wir laden Sie ein, zu prüfen, ob dies der Fall ist. Vergleichen Sie nach dem Test die Ergebnisse mit den Noten im Tagebuch. Sollten die Testergebnisse niedriger ausfallen, kann dies folgende Gründe haben.
Erstens ist diese (Test-)Form der Kontrolle für Studierende ungewöhnlich. Zweitens legt der Lehrer beim Studium des Themas einen anderen Schwerpunkt (Definition der Hauptsache im Inhalt der Ausbildung und der Lehrmethoden).
Variante 1
Aufgaben.
1. In der 4. Periode, Gruppe VIa, gibt es ein Element mit einer fortlaufenden Nummer:
1) 25; 2) 22; 3) 24; 4) 34.
2. Ein Element mit einer atomaren Kernladung von +12 hat eine Ordnungszahl:
1) 3; 2) 12; 3) 2; 4) 24.
3. Die Seriennummer des Elements entspricht folgenden Merkmalen:
1) die Ladung des Atomkerns;
2) die Anzahl der Protonen;
3) die Anzahl der Neutronen;
4. Sechs Elektronen im äußeren Energieniveau von Atomen von Elementen mit einer Gruppennummer:
1) II; 2) III; 3) VI; 4) IV.
5. Formel von höherem Chloroxid:
1) Cl 2 O; 2) Cl 2 O 3;
3) Cl 2 O 5; 4) Cl 2 O 7.
6. Die Wertigkeit eines Aluminiumatoms ist:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
7. Die allgemeine Formel flüchtiger Wasserstoffverbindungen von Elementen der Gruppe VI:
1) EN 4; 2) EN 3;
3) NE; 4) H 2 E.
8. Die Nummer der äußeren Elektronenschicht im Calciumatom:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
9.
1) Li; 2) Na; 3) K; 4) Cs.
10. Metallelemente angeben:
1) K; 2) Cu; 3) Oh; 4) N.
11. Wo in der Tabelle von D. I. Mendeleev sind Elemente, deren Atome in sind chemische Reaktionen nur Elektronen spenden?
1) In Gruppe II;
2) zu Beginn der 2. Periode;
3) in der Mitte der 2. Periode;
4) in Gruppe VIa.
12.
2) Sei, Mg; Al;
3) Mg, Ca, Sr;
13. Geben Sie nichtmetallische Elemente an:
1) Cl; 2) S; 3) Mangan; 4) Mg.
14. Nichtmetallische Eigenschaften nehmen in der Reihe zu:
15. Welche Eigenschaft eines Atoms ändert sich periodisch?
1) Die Ladung des Atomkerns;
2) die Anzahl der Energieniveaus in einem Atom;
3) die Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau;
4) die Anzahl der Neutronen.
16.
1 ZU; 2) Al; 3) P; 4) Kl.
17. In einem Zeitraum mit zunehmender Ladung des Kerns sind die Radien der Atome der Elemente:
1) abnehmen;
2) nicht ändern;
3) erhöhen;
4) regelmäßig ändern.
18. Isotope von Atomen desselben Elements unterscheiden sich in:
1) die Anzahl der Neutronen;
2) die Anzahl der Protonen;
3) die Anzahl der Valenzelektronen;
4) Position in der Tabelle von D. I. Mendeleev.
19. Die Anzahl der Neutronen im Kern eines Atoms 12 C:
1) 12; 2) 4; 3) 6; 4) 2.
20. Verteilung der Elektronen nach Energieniveaus in einem Fluoratom:
1) 2, 8, 4; 2) 2,6;
3) 2, 7; 4) 2, 8, 5.
Option 2
Aufgaben. Wählen Sie eine oder zwei richtige Antworten.
21. Das Element mit der Ordnungszahl 35 ist in:
1) 7. Periode, IVa-Gruppe;
2) 4. Periode, Gruppe VIIa;
3) 4. Periode, Gruppe VIIb;
4) 7. Periode, IVb-Gruppe.
22. Ein Element mit einer atomaren Kernladung von +9 hat eine Ordnungszahl:
1) 19; 2) 10; 3) 4; 4) 9.
23. Die Anzahl der Protonen in einem neutralen Atom ist gleich:
1) die Anzahl der Neutronen;
2) Atommasse;
3) Seriennummer;
4) die Anzahl der Elektronen.
24. Fünf Elektronen im äußeren Energieniveau von Atomen von Elementen mit einer Gruppennummer:
1) ich; 2) III; 3) V; 4) VII.
25. Überlegene Stickoxidformel:
1) N 2 O; 2) N 2 O 3;
3) N 2 O 5; 4) NEIN;
26. Die Wertigkeit des Calciumatoms in seinem höheren Hydroxid beträgt:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
27. Die Wertigkeit eines Arsenatoms in seiner Wasserstoffverbindung beträgt:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
28. Die Nummer der äußeren Elektronenschicht im Kaliumatom:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
29. Der größte Atomradius eines Elements:
1) B; 2) O; 3) C; 4) N.
30. Metallelemente angeben:
1 ZU; 2) H; 3) F; 4) Cu.
31. Atome von Elementen, die sowohl Elektronen aufnehmen als auch abgeben können, befinden sich:
1) in Gruppe Ia;
2) in Gruppe VIa;
3) zu Beginn der 2. Periode;
4) am Ende der 3. Periode.
32.
1) Na, K, Li; 2) Al, Mg, Na;
3) P, S, Cl; 4) Na, Mg, Al.
33. Geben Sie nichtmetallische Elemente an:
1) Na; 2) Mg; 3) Si; 4)P.
34.
35. Das Hauptmerkmal eines chemischen Elements:
1) Atommasse;
2) Atomladung;
3) die Anzahl der Energieniveaus;
4) die Anzahl der Neutronen.
36. Das Symbol des Elements, dessen Atome ein amphoteres Oxid bilden:
1) N; 2) K; 3) S; 4) Zn.
37. In den Hauptuntergruppen (a) des Periodensystems chemischer Elemente nimmt mit zunehmender Ladung des Kerns der Radius des Atoms zu:
1) erhöht sich;
2) nimmt ab;
3) ändert sich nicht;
4) ändert sich regelmäßig.
38. Die Anzahl der Neutronen im Atomkern beträgt:
1) die Anzahl der Elektronen;
2) die Anzahl der Protonen;
3) die Differenz zwischen der relativen Atommasse und der Anzahl der Protonen;
4) Atommasse.
39. Wasserstoffisotope unterscheiden sich in der Anzahl:
1) Elektronen;
2) Neutronen;
3) Protonen;
4) Position in der Tabelle.
40. Die Verteilung der Elektronen nach Energieniveaus im Natriumatom:
1) 2, 1; 2) 2, 8, 1;
3) 2, 4; 4) 2, 5.
Option 3
Aufgaben. Wählen Sie eine oder zwei richtige Antworten.
41. Geben Sie die Seriennummer des Elements an, das sich in der IVa-Gruppe befindet, der 4. Periode der Tabelle von D. I. Mendeleev:
1) 24; 2) 34; 3) 32; 4) 82.
42. Die Ladung des Kerns eines Atoms des Elements Nr. 13 beträgt:
1) +27; 2) +14; 3) +13; 4) +3.
43. Die Anzahl der Elektronen in einem Atom beträgt:
1) die Anzahl der Neutronen;
2) die Anzahl der Protonen;
3) Atommasse;
4) Seriennummer.
44. Für Atome von Elementen der Gruppe IVa beträgt die Anzahl der Valenzelektronen:
1) 5; 2) 6; 3) 3; 4) 4.
45. Oxide mit der allgemeinen Formel R 2 O 3 bilden Elemente der Reihe:
1) Na, K, Li; 2) Mg, Ca, Be;
3) B, Al, Ga; 4) C, Si, Ge.
46. Die Wertigkeit des Phosphoratoms in seinem höchsten Oxid beträgt:
1) 1; 2) 3; 3) 5; 4) 4.
47. Wasserstoffverbindungen von Elementen der Gruppe VIIa:
1) HClO 4 ; 2) HCl;
3) HBrO; 4) HBr.
48. Die Anzahl der Elektronenschichten in einem Selenatom beträgt:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
49. Der größte Atomradius eines Elements:
1) Li; 2) Na; 3) Mg;
50. Metallelemente angeben:
1) Na; 2) Mg; 3) Si; 4)P.
51. Atome welcher Elemente geben leicht Elektronen ab?
1) K; 2) Cl; 3) Na; 4) S.
52. Eine Reihe von Elementen, bei denen die metallischen Eigenschaften zunehmen:
1) C, N, B, F;
2) Al, Si, P, Mg;
53. Geben Sie nichtmetallische Elemente an:
1) Na; 2) Mg; 3) H; 4) S.
54. Eine Reihe von Elementen, bei denen die nichtmetallischen Eigenschaften zunehmen:
1) Li, Na, K, H;
2) Al, Si, P, Mg;
3) C, N, O, F;
4) Na, Mg, Al, K.
55. Mit zunehmender Ladung des Atomkerns verändern sich die nichtmetallischen Eigenschaften der Elemente:
1) regelmäßig ändern;
2) werden verstärkt;
3) nicht ändern;
4) schwächen.
56. Das Symbol des Elements, dessen Atome ein amphoteres Hydroxid bilden:
1) Na; 2) Al; 3) N; 4) S.
57. Die Häufigkeit von Änderungen der Eigenschaften von Elementen und ihren Verbindungen wird erklärt durch:
1) Wiederholung der Struktur der äußeren elektronischen Schicht;
2) eine Erhöhung der Anzahl elektronischer Schichten;
3) eine Zunahme der Neutronenzahl;
4) eine Zunahme der Atommasse.
58. Die Anzahl der Protonen im Kern eines Natriumatoms beträgt:
1) 23; 2) 12; 3) 1; 4) 11.
59. Wie unterscheiden sich Isotope desselben Elements?
1) Die Anzahl der Protonen;
2) die Anzahl der Neutronen;
3) die Anzahl der Elektronen;
4) die Ladung des Kerns.
60. Verteilung der Elektronen nach Energieniveaus in einem Lithiumatom:
1) 2, 1; 2) 2, 8, 1;
3) 2, 4; 4) 2, 5;
Option 4
Aufgaben. Wählen Sie eine oder zwei richtige Antworten.
61. Das Element mit der Ordnungszahl 29 ist in:
1) 4. Periode, Gruppe Ia;
2) 4. Periode, Gruppe Ib;
3) 1. Periode, Gruppe Ia;
4) 5. Periode, Gruppe Ia.
62. Die Ladung des Kerns eines Atoms des Elements Nr. 15 ist gleich:
1) +31; 2) 5; 3) +3; 4) +15.
63. Die Ladung des Atomkerns wird bestimmt durch:
1) die Seriennummer des Elements;
2) Gruppennummer;
3) Periodennummer;
4) Atommasse.
64. Für Atome von Elementen der Gruppe III beträgt die Anzahl der Valenzelektronen:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 5.
65. Höheres Schwefeloxid hat die Formel:
1) H 2 SO 3; 2) H 2 SO 4;
3) SO3; 4) SO2.
66. Formel von höherem Phosphoroxid:
1) R 2 O 3; 2) H 3 RO 4;
3) NPO 3; 4) P 2 O 5.
67. Die Wertigkeit des Stickstoffatoms in seiner Wasserstoffverbindung:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
68. Die Nummer der Periode in der Tabelle von D. I. Mendeleev entspricht der folgenden Eigenschaft des Atoms:
1) die Anzahl der Valenzelektronen;
2) höhere Wertigkeit in Kombination mit Sauerstoff;
3) Gesamtzahl Elektronen;
4) die Anzahl der Energieniveaus.
69. Der größte Atomradius eines Elements:
1) Cl; 2) Br; 3) ich; 4) F.
70. Metallelemente angeben:
1) Mg; 2) Li; 3) H; 4) C.
71. Ein Atom welchen Elements gibt leichter ein Elektron ab?
1) Natrium; 2) Cäsium;
3) Kalium; 4) Lithium.
72. Die metallischen Eigenschaften nehmen in der Reihe zu:
1) Na, Mg, Al; 2) Na, K, Rb;
3) Rb, K, Na; 4) P, S, Cl.
73. Geben Sie nichtmetallische Elemente an:
1) Cu; 2) Br; 3) H; 4) Cr.
74. Nichtmetallische Eigenschaften in der Reihe N–P–As–Sb:
1) abnehmen;
2) nicht ändern;
3) erhöhen;
4) verringern und dann erhöhen.
75. Welche Eigenschaften eines Atoms ändern sich periodisch?
1) Relative Atommasse;
2) Atomladung;
3) die Anzahl der Energieniveaus in einem Atom;
4) die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene.
76. Welche Elementatome bilden amphoteres Oxid?
1 ZU; 2) Ve; 3) C; 4) Sa.
77. In einem Zeitraum mit zunehmender Ladung des Atomkerns nehmen die Anziehungskraft von Elektronen zum Kern und die metallischen Eigenschaften zu:
1) werden verstärkt;
2) regelmäßig ändern;
3) schwächen;
4) nicht ändern.
78. Die relative Atommasse eines Elements ist numerisch gleich:
1) die Anzahl der Protonen im Kern;
2) die Anzahl der Neutronen im Kern;
3) die Gesamtzahl der Neutronen und Protonen;
4) die Anzahl der Elektronen in einem Atom.
79. Die Anzahl der Neutronen im Kern eines Atoms 16 O ist gleich:
1) 1; 2) 0; 3) 8; 4) 32.
80. Die Verteilung der Elektronen nach Energieniveaus im Siliziumatom:
1) 2, 8, 4; 2) 2, 6;
3) 2, 7; 4) 2, 8, 5.
Liste der kontrollierten Wissenselemente zum Thema
„Periodisches Gesetz. Der Aufbau des Atoms“
(Durchgangszahlen der Aufgaben sind in Klammern angegeben)
Die Ordnungszahl des Elements (1, 3, 21, 41, 61), die Ladung des Atomkerns (2, 22, 42, 62, 63), die Anzahl der Protonen (23) und die Anzahl der Elektronen (43). ) im Atom.
Gruppennummer, Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau (4, 24, 44, 64), Formeln des höchsten Oxids (5, 25, 45, 65), höchste Wertigkeit des Elements (6, 26, 46, 66) , Formeln von Wasserstoffverbindungen (7 , 27, 47, 67).
Periodennummer, Anzahl der elektronischen Ebenen (8, 28, 48, 68).
Den Radius eines Atoms ändern (9, 17, 29, 37, 49, 67, 69).
Die Position in der Tabelle von D. I. Mendeleev von Metallelementen (10, 30, 50, 70) und Nichtmetallelementen (13, 33, 53, 73).
Die Fähigkeit von Atomen, Elektronen abzugeben und zu empfangen (11, 31, 51, 71).
Eigenschaften ändern einfache Substanzen: nach Gruppen (12, 14, 34, 52, 54, 74) und Perioden (32, 72, 77).
Periodische Änderung der elektronischen Struktur von Atomen und Eigenschaften einfacher Substanzen und ihrer Verbindungen (15, 35, 55, 57, 75, 77).
Amphotere Oxide und Hydroxide (16, 36, 56, 76).
Massenzahl, Anzahl der Protonen und Neutronen in einem Atom, Isotope (18, 19, 38, 39, 58, 59, 78, 79).
Verteilung der Elektronen nach Energieniveaus in einem Atom (20, 40, 60, 80).
Antworten auf Testaufgaben zum Thema
„Periodisches Gesetz. Der Aufbau des Atoms“
| Variante 1 | Option 2 | Option 3 | Option 4 | ||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Auftragsnummer | Antwort Nr. | Auftragsnummer | Antwort Nr. | Auftragsnummer | Antwort Nr. | Auftragsnummer | Antwort Nr. |
| 1 | 4 | 21 | 2 | 41 | 3 | 61 | 2 |
| 2 | 2 | 22 | 4 | 42 | 3 | 62 | 4 |
| 3 | 1, 2 | 23 | 3, 4 | 43 | 2, 4 | 63 | 1 |
| 4 | 3 | 24 | 3 | 44 | 4 | 64 | 3 |
| 5 | 4 | 25 | 3 | 45 | 3 | 65 | 3 |
| 6 | 3 | 26 | 2 | 46 | 3 | 66 | 4 |
| 7 | 4 | 27 | 3 | 47 | 2, 4 | 67 | 3 |
| 8 | 4 | 28 | 4 | 48 | 4 | 68 | 4 |
| 9 | 4 | 29 | 1 | 49 | 5 | 69 | 3 |
| 10 | 1, 2 | 30 | 1, 4 | 50 | 1, 2 | 70 | 1, 2 |
| 11 | 1, 2 | 31 | 2, 4 | 51 | 1, 3 | 71 | 2 |
| 12 | 3 | 32 | 2 | 52 | 3 | 72 | 2 |
| 13 | 1, 2 | 33 | 3, 4 | 53 | 3, 4 | 73 | 2, 3 |
| 14 | 1 | 34 | 4 | 54 | 3 | 74 | 1 |
| 15 | 3 | 35 | 2 | 55 | 1 | 75 | 4 |
| 16 | 2 | 36 | 4 | 56 | 2 | 76 | 2 |
| 17 | 1 | 37 | 1 | 57 | 1 | 77 | 3 |
| 18 | 1 | 38 | 3 | 58 | 4 | 78 | 3 |
| 19 | 3 | 39 | 2 | 59 | 2 | 79 | 3 |
| 20 | 3 | 40 | 2 | 60 | 1 | 80 | 1 |
Literatur
Gorodnicheva I.N.. Kontroll- und Verifizierungsarbeiten in der Chemie. Moskau: Aquarium, 1997; Sorokin V.V., Zlotnikov E.G.. Chemietests. M.: Bildung, 1991.
3. Periodengesetz und Periodensystem chemischer Elemente
3.3. Periodische Änderung der Eigenschaften von Atomen von Elementen
Die Periodizität von Änderungen der Eigenschaften (Eigenschaften) von Atomen chemischer Elemente und ihrer Verbindungen beruht auf der periodischen Wiederholung der Struktur von Valenzenergieniveaus und Unterniveaus durch eine bestimmte Anzahl von Elementen. Beispielsweise ist für Atome aller Elemente der VA-Gruppe die Konfiguration der Valenzelektronen ns 2 np 3 . Aus diesem Grund ähnelt Phosphor in seinen chemischen Eigenschaften Stickstoff, Arsen und Wismut (die Ähnlichkeit der Eigenschaften bedeutet jedoch nicht ihre Identität!). Denken Sie daran, dass die Periodizität von Änderungen der Eigenschaften (Eigenschaften) deren periodische Abschwächung und Verstärkung (oder umgekehrt periodische Verstärkung und Abschwächung) mit zunehmender Ladung des Atomkerns bedeutet.
Wenn die Ladung des Atomkerns pro Einheit zunimmt, ändern sich periodisch die folgenden Eigenschaften (Merkmale) isolierter oder chemisch gebundener Atome: Radius; Ionisationsenergie; Elektronenaffinität; Elektronegativität; metallische und nichtmetallische Eigenschaften; Redoxeigenschaften; höhere Kovalenz und Höchster Abschluss Oxidation; elektronische Konfiguration.
Trends bei diesen Merkmalen sind in der Gruppe A und in kurzen Zeiträumen am ausgeprägtesten.
Der Atomradius r ist der Abstand vom Zentrum des Atomkerns zur äußeren Elektronenschicht.
Der Radius des Atoms in den Gruppen A nimmt von oben nach unten mit zunehmender Anzahl der Elektronenschichten zu. Der Radius des Atoms nimmt ab, wenn es sich im Laufe der Periode von links nach rechts bewegt, da die Anzahl der Schichten gleich bleibt, aber die Ladung des Kerns zunimmt, was zu einer Kompression der Elektronenhülle führt (Elektronen werden stärker angezogen). der Kern). Das He-Atom hat den kleinsten Radius und das Fr-Atom den größten.
Die Radien nicht nur elektrisch neutraler Atome, sondern auch einatomiger Ionen ändern sich periodisch. Die Haupttrends in diesem Fall sind:
- der Radius des Anions ist größer und der Radius des Kations kleiner als der Radius des neutralen Atoms, zum Beispiel r (Cl -) > r (Cl) > r (Cl +);
- Je größer die positive Ladung des Kations eines bestimmten Atoms ist, desto kleiner ist sein Radius, zum Beispiel r (Mn +4)< r (Mn +2);
- Wenn Ionen oder neutrale Atome verschiedener Elemente die gleiche elektronische Konfiguration (und damit die gleiche Anzahl von Elektronenschichten) haben, ist der Radius beispielsweise für das Teilchen kleiner, dessen Kernladung größer ist
r(Kr) > r(Rb+), r(Sc 3+)< r (Ca 2+) < r (K +) < r (Cl −) < r (S 2−); - In den Gruppen A nimmt der Radius von Ionen des gleichen Typs von oben nach unten zu, zum Beispiel r (K +) > r (Na +) > r (Li +), r (Br -) > r (Cl - ) > r (F -).
Beispiel 3.1. Ordnen Sie die Ar-, S 2− -, Ca 2+- und K + -Partikel mit zunehmenden Radien in einer Reihe an.
Lösung. Der Teilchenradius wird hauptsächlich von der Anzahl der Elektronenschichten und dann von der Kernladung beeinflusst: Je größer die Anzahl der Elektronenschichten und je kleiner (!) Kernladung, desto größer ist der Teilchenradius.
In diesen Teilchen ist die Anzahl der Elektronenschichten gleich (drei) und die Kernladung nimmt in der folgenden Reihenfolge ab: Ca, K, Ar, S. Daher sieht die erforderliche Reihe wie folgt aus:
r(Ca2+)< r (K +) < r (Ar) < r (S 2−).
Antwort: Ca 2+ , K + , Ar, S 2− .
Ionisationsenergie E und ist die minimale Energie, die aufgewendet werden muss, um von einem isolierten Atom das am schwächsten an den Kern gebundene Elektron abzulösen:
E + E und \u003d E + + e.
Die Ionisierungsenergie wird experimentell berechnet und üblicherweise in Kilojoule pro Mol (kJ/mol) oder Elektronenvolt (eV) gemessen (1 eV = 96,5 kJ).
In den Perioden von links nach rechts nimmt die Ionisierungsenergie im Allgemeinen zu. Dies wird durch eine sukzessive Abnahme des Atomradius und eine Zunahme der Ladung des Kerns erklärt. Beide Faktoren führen dazu, dass die Bindungsenergie des Elektrons an den Kern zunimmt.
In den Gruppen A nimmt mit zunehmender Ordnungszahl des Elements E in der Regel ab, da der Radius des Atoms zunimmt und die Bindungsenergie des Elektrons mit dem Kern abnimmt. Besonders hoch ist die Ionisierungsenergie von Edelgasatomen, bei denen die äußeren Elektronenschichten vervollständigt werden.
Als Maß für die reduzierenden Eigenschaften eines isolierten Atoms kann die Ionisierungsenergie dienen: Je kleiner sie ist, desto leichter lässt sich dem Atom ein Elektron entreißen, desto ausgeprägter sind die reduzierenden Eigenschaften des Atoms. Manchmal wird die Ionisierungsenergie als Maß für die metallischen Eigenschaften eines isolierten Atoms angesehen, wobei man darunter die Fähigkeit eines Atoms versteht, ein Elektron abzugeben: Je kleiner E und desto ausgeprägter sind die metallischen Eigenschaften des Atoms.
Somit werden die metallischen und reduzierenden Eigenschaften isolierter Atome in den Gruppen A von oben nach unten und in den Perioden von rechts nach links verstärkt.
Die Elektronenaffinität E cf ist die Energieänderung beim Anheften eines Elektrons an ein neutrales Atom:
E + e = E − + E vgl.
Die Elektronenaffinität ist auch ein experimentell gemessenes Merkmal eines isolierten Atoms, das als Maß für seine oxidierenden Eigenschaften dienen kann: Je größer Eav, desto ausgeprägter sind die oxidierenden Eigenschaften des Atoms. Im Allgemeinen nimmt die Elektronenaffinität über den Zeitraum von links nach rechts zu und in den Gruppen A von oben nach unten ab. Die Halogenatome haben die höchste Elektronenaffinität, bei Metallen ist die Elektronenaffinität gering oder sogar negativ.
Manchmal gilt die Elektronenaffinität als Kriterium für die nichtmetallischen Eigenschaften eines Atoms, also die Fähigkeit eines Atoms, ein Elektron aufzunehmen: Je größer E av, desto ausgeprägter sind die nichtmetallischen Eigenschaften des Atoms.
Somit nehmen die nichtmetallischen und oxidativen Eigenschaften von Atomen in Perioden im Allgemeinen von links nach rechts und in Gruppen A von unten nach oben zu.
Beispiel 3.2. Geben Sie entsprechend der Position im Periodensystem an, welches Atom des Elements die ausgeprägtesten metallischen Eigenschaften aufweist, wenn elektronische Konfigurationenäußeres Energieniveau der Atome der Elemente (Grundzustand):
1) 2s 1 ;
2) 3s 1 ;
3) 3s 2 3p 1 ;
4) 3s2.
Lösung. Die elektronischen Konfigurationen der Li-, Na-, Al- und Mg-Atome sind angegeben. Da die metallischen Eigenschaften der Atome in der Gruppe A von oben nach unten und von rechts nach links im Verlauf der Periode zunehmen, schließen wir, dass das Natriumatom die ausgeprägtesten metallischen Eigenschaften aufweist.
Antwort: 2).
Elektronegativitätχ ist ein bedingter Wert, der die Fähigkeit eines Atoms in einem Molekül (d. h. eines chemisch gebundenen Atoms) charakterisiert, Elektronen an sich zu ziehen.
Im Gegensatz zu E und und E cf, Die Elektronegativität wird experimentell nicht bestimmt Daher werden in der Praxis mehrere Skalen von χ-Werten verwendet.
In den Perioden 1–3 nimmt der Wert von χ regelmäßig von links nach rechts zu, und in jeder Periode ist Halogen das elektronegativste Element: Unter allen Elementen weist das Fluoratom die höchste Elektronegativität auf.
In den Gruppen A nimmt die Elektronegativität von oben nach unten ab. Niedrigster Wertχ ist charakteristisch für Alkalimetallatome.
Für Atome nichtmetallischer Elemente gilt in der Regel χ > 2 (Ausnahmen sind Si, At) und für Atome metallischer Elemente χ< 2.
Eine Reihe, in der χ von Atomen von links nach rechts wächst – Alkali- und Erdalkalimetalle, Metalle der p- und d-Familie, Si, B, H, P, C, S, Br, Cl, N, O, F
Die Elektronegativitätswerte von Atomen werden beispielsweise verwendet, um den Grad der Polarität einer kovalenten Bindung abzuschätzen.
Höhere Kovalenz Atome nach Periode variieren von I bis VII (manchmal bis VIII) und höchste Oxidationsstufe variiert von links nach rechts im Zeitraum von +1 bis +7 (manchmal bis zu +8). Es gibt jedoch Ausnahmen:
- Fluor weist als elektronegativstes Element in Verbindungen eine einzige Oxidationsstufe von −1 auf;
- die höchste Kovalenz der Atome aller Elemente der 2. Periode ist IV;
- Bei einigen Elementen (Kupfer, Silber, Gold) übersteigt die höchste Oxidationsstufe die Gruppenzahl;
- Die höchste Oxidationsstufe des Sauerstoffatoms ist kleiner als die Gruppenzahl und beträgt +2.
