Структура периодической системы

Распространённее других являются 3 формы таблицы Менделеева: «короткая» (короткопериодная), «длинная» (длиннопериодная) и «сверхдлинная». В «сверхдлинном» варианте каждый период занимает ровно одну строчку. В «длинном» варианте лантаноиды и актиноиды вынесены из общей таблицы, делая её более компактной. В «короткой» форме записи, в дополнение к этому, четвёртый и последующие периоды занимают по 2 строчки; символы элементов главных и побочных подгрупп выравниваются относительно разных краёв клеток.

Ниже приведён длинный вариант (длиннопериодная форма), утверждённый Международным союзом теоретической и прикладной химии (IUPAC) в качестве основного.

Периодическая система элементов[2]

Группа → Период ↓

IA

IIA

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

VIIIB

IB

IIB

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIIIA

1 H

2 He

3 Li

4 Be

5 B

6 C

7 N

8 O

9 F

10 Ne

11 Na

12 Mg

13 Al

14 Si

15 P

16 S

17 Cl

18 Ar

19 K

20 Ca

21 Sc

22 Ti

23 V

24 Cr

25 Mn

26 Fe

27 Co

28 Ni

29 Cu

30 Zn

31 Ga

32 Ge

33 As

34 Se

35 Br

36 Kr

37 Rb

38 Sr

39 Y

40 Zr

41 Nb

42 Mo

43 Tc

44 Ru

45 Rh

46 Pd

47 Ag

48 Cd

49 In

50 Sn

51 Sb

52 Te

53 I

54 Xe

55 Cs

56 Ba

*

72 Hf

73 Ta

74 W

75 Re

76 Os

77 Ir

78 Pt

79 Au

80 Hg

81 Tl

82 Pb

83 Bi

84 Po

85 At

86 Rn

87 Fr

88 Ra

**

104 Rf

105 Db

106 Sg

107 Bh

108 Hs

109 Mt

110 Ds

111 Rg

112 Cn

113 Uut

114 Uuq

115 Uup

116 Uuh

117 Uus

118 Uuo

Лантаноиды *

57 La

58 Ce

59 Pr

60 Nd

61 Pm

62 Sm

63 Eu

64 Gd

65 Tb

66 Dy

67 Ho

68 Er

69 Tm

70 Yb

71 Lu

Актиноиды **

89 Ac

90 Th

91 Pa

92 U

93 Np

94 Pu

95 Am

96 Cm

97 Bk

98 Cf

99 Es

100 Fm

101 Md

102 No

103 Lr

п·о·р Семейства химических элементов
	Щелочные металлы		Неметаллы
	Щелочноземельные металлы		Галогены
	Переходные металлы		Инертные газы
	Металлы		Лантаноиды
	Полуметаллы — металлоиды		Актиноиды

Короткая форма таблицы, содержащая восемь групп элементов, была официально отменена ИЮПАК в 1989 году. Несмотря на рекомендацию использовать длинную форму, короткая форма продолжает приводиться в большом числе российских справочников и пособий и после этого времени. Из современной иностранной литературы короткая форма исключена полностью, вместо неё используется длинная форма. Такую ситуацию некоторые исследователи связывают в том числе с кажущейся рациональной компактностью короткой формы таблицы, а также с инерцией, стереотипностью мышления и невосприятием современной (международной) информации.

В 1969 году Теодор Сиборг предложил расширенную периодическую таблицу элементов. Нильсом Бором разрабатывалась лестничная (пирамидальная) форма периодической системы. Существует и множество других, редко или вовсе не используемых, но весьма оригинальных, способов графического отображения Периодического закона. Сегодня существуют несколько сотен вариантов таблицы, при этом учёные предлагают всё новые варианты.

72. Теория электрической диссоциации. Сильные, слабые электролиты. Амфотерные электролиты. Приведите примеры.

Вещества, которые распадаются на ионы под действием полярных молекул растворителя называются электролитами, а их распад на ионы называется электролитической диссоциацией.

Электролиты бывают сильные и слабые в зависимости от связи.

Сильные электролиты, которые полностью распадаются на ионы в воде – ионный вид связи.

Следом за ними электролиты с ковалентно-полярным видом связи, но в зависимости от ее прочности, диссоциация может быть неполной и тогда они относятся к средним или слабым электролитам.

При написании электролиты (сильные) определяются в одну сторону. слабая диссоциация обратимая.

NaOH = Na плюс + ОН минус

NHтриждыОН = NHчетыре плюс + ОНминус

Количественно силу электролита определяют по степени диссоциации (α), которая равняется тношению силы молекул, распавшихся на ионы к общему числу молекул.

α = n мол. расавш. на ионы / N общ. кол-во молекул [%]

α = С дис. / С общ.

α зависит

1) от природы электрометалла

2) от концентрации с повышением концентрации уменьшается степень диссоциации, тк уменьшается количество молекул растворителя, которое способствует разрыву связи.

3) от t, с повышением температуры повышается степень диссоциации, тк усиливается движение растворителя.

4) от природы растворителя: чем дальше они по своей природе, тем меньше степень диссоциации.

Более объективной величиной для процесса диссоциации является константа диссоциации.

Связь между константой диссоциации и степенью диссоциации вырожается законом Оствальда.

К = [A]минус[В]/ [AB]

Для сильных электролитов К диссоц. не имеет смысла.

К диссоциации зависит: 1) от природы электролит. и растворителя и температуры, но не зависит от концентрации.

Классы неорганических соединении с точки зрения электролитической диссоциации.

1) кислоты – электролиты, которые диссоциируют на ион водорода и кислотный остаток и др.

общее свойство: кисл. вкус, изменение окраски лакмуса рН меньше 7

слабые ступенчатые кислоты диссоциируют:

НдваSOтри = Н плюс +НSOдва минус = Н плюс + SOтри 2 минус(вверху)

Гидрооксиды или основания: диссоциируют на катионы металла и гидроксильную группу

Сильные основания образуют ионы 1ой глвной подгруппы металла –и ОН

Чем крепче связь Ме-О

Основания имеют общие свойства: Мылкие на ощупь, красят бесцветный фенолфталеин в малиновый цвет.

Соли:

Все соли сильные электролиты диссоциирующие на катион металла и анион кислотного остатка.

Средние соли: CuSOчетыре

CuSOчетыре = Cu 2+ + SOчетыре 2-

Кислая соль: Cu(НSOтри)дважды = Cu 2+ + 2НSOтри минус наверху (слабая кислота)

Основная соль: CuOHCl = CuOH плюс + Cl минус

Амфотерные электролиты проявляют свойства как кислот, так и оснований, в зависимости от условий.

Амфотерные электролиты образованны многозарядными металлами с небольшими радиусами, поэтому они могут образовывать ковалентные связи с кислородом воды, входящий в их гидратную оболочку.

алюминийОН трижды

тк у Аl свободный d- подуровень, он принемает связующие электролиты

[Al(OH)шесть]= Al(OH)три = Al(OH)два плюс 1 нверху + ОН минус = Al(OH) плюс 2 + ОН минус = Alтри плюс наверху +OH минус

71=83=85

79. Фактор эквивалентности. Закон эквивалентов. Сколько эквивалентов NaOH требуется для нейтрализации одного эквивалента HCl.

Эквивалент веществаили Эквивалент — это реальная или условная частица, которая может присоединять, высвобождать или другим способом быть эквивалентна катиону водорода в ионообменных реакциях или электрону в окислительно-восстановительных реакциях[1][2].
Например, в реакции:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
эквивалентом будет реальная частица — ион Na+, в реакции
Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O
эквивалентом будет являться мнимая частица ½Zn(OH)2.
Под эквивалентом вещества также часто подразумевается количество эквивалентов вещества или эквивалентное количество вещества— число моль вещества эквивалентное одному моль катионов водорода в рассматриваемой реакции.
Эквивалентная масса
Эквивалентная масса — это масса одного эквивалента данного вещества.
Эквивалентная молярная масса вещества
Молярная масса эквивалентов обычно обозначается как или. Отношение эквивалентной молярной массы вещества к его собственно молярной массе называется фактором эквивалентности (обозначается обычно как).
Молярная масса эквивалентов вещества — масса одного моля эквивалентов, равная произведению фактора эквивалентности на молярную массу этого вещества.
Mэкв = fэкв×M
Фактор эквивалентности
Отношение эквивалентной молярной массы вещества к его собственно молярной массе называется фактором эквивалентности (обозначается обычно как).

Закон эквивалентов.

Закон эквивалентов. Химические элементы соединяются друг с другом в строго определенных количествах, соответствующих их эквивалентам. Понятие эквивалента было введено для сопоставления соединительной способности разных элементов. Эквивалентом химического элемента называют такую его массу, которая соединяется с 1,008 ч. м. (части массы) водорода или 8 ч. м. кислорода или замещает эти массы в соединениях.
Один и тот же элемент может иметь несколько эквивалентов. Так, эквивалент углерода в оксиде, углерода (IV) равен трем, а в оксиде углерода (II) - шести.
Понятие эквивалента можно распространяется и на сложные соединения - основания, кислоты и соли.
Эквивалентом сложного соединения называют массу этого соединения, содержащую эквивалент водорода (кислоты) или эквивалент металлической составной части (основания, соли).
Формулируется закон так: во всех химических реакциях взаимодействие различных веществ друг с другом происходит в соответствии с их эквивалентами, независимо от того, являются ли эти вещества простыми или сложными.
80. Физико-химическая теория растворов (?).
Раство́р — гомогенная (однородная) смесь, образованная не менее чем двумя компонентами, один из которых называется растворителем, а другой растворимым веществом, это также система переменного состава, находящаяся в состоянии химического равновесия.
Химический раствор — это смесь одной или нескольких кислот с водой.
Раствор — однофазная система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов. Растворы — гомогенные (однородные) системы, то есть каждый из компонентов распределён в массе другого в виде молекул, атомов или ионов.
Растворитель — компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора. В случае же растворов, образующихся при смешении газа с газом, жидкости с жидкостью, твёрдого вещества с твёрдым, растворителем считается компонент, количество которого в растворе преобладает.
Образование того или иного типа раствора обусловливается интенсивностью межмолекулярного, межатомного, межионного или другого вида взаимодействия, то есть, теми же силами, которые определяют возникновение того или иного агрегатного состояния. Отличия: образование раствора зависит от характера и интенсивности взаимодействия частиц разных веществ.

81. Химия углеводородов. Основные характеристики.
Углеводоро́ды— органические соединения, состоящие исключительно из атомов углерода и водорода. Углеводороды считаются базовыми соединениями органической химии. Все остальные органические соединения рассматривают как их производные.
Поскольку углерод имеет четыре валентных электрона, а водород— один, простейший углеводород— метан, или болотный газ CH4.
При систематизации углеводородов принимают во внимание строение углеродного скелета и тип связей, соединяющих атомы углерода.
В зависимости от топологии строения углеродного скелета, углеводороды подразделяют на ациклические и карбоциклические.
В зависимости от кратности углерод-углеродных связей, углеводороды подразделяют на предельные (алканы) и непредельные (алкены, алкины, диены). Циклические углеводороды разделяют на алициклические и ароматические.
Для предельных углеводородов характерны химические Реакции замещения, а для непредельных Реакции присоединения.
Ациклические (с открытой цепью)
карбоциклические (с замкнутой цепью)
предельные
непредельные
предельные
непредельные
С одинарной связью
С двойной связью
С тройной связью
С двумя двойными связями
С одинарной связью
С бензольным кольцом
Ряд метана (алканы)
Ряд этилена (алкены)
Ряд ацетилена (алкины)
Ряд диеновых углеводородов
Ряд полиметиленов (нафтены)
Ряд бензола (ароматические углеводороды, или арены)
Углеводороды, как правило, не смешиваются с водой, поскольку атомы углерода и водорода имеют близкую электроотрицательность, и связи в углеводородах малополярны.
Основные источники углеводородов - нефть, природные газы и каменный уголь.

82. Электролиз расплава солей.
Электро́лиз— физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, которое возникает при прохождении электрического тока через раствор либо расплав электролита.

Упорядоченное движение ионов в проводящих жидкостях происходит в электрическом поле, которое создается электродами— проводниками, соединёнными с полюсами источника электрической энергии. Анодом при электролизе называется положительный электрод, катодом— отрицательный[1]. Положительные ионы— катионы— (ионы металлов, водородные ионы, ионы аммония и др.)— движутся к катоду, отрицательные ионы— анионы— (ионы кислотных остатков и гидроксильной группы)— движутся к аноду.
Явление электролиза широко применяется в современной промышленности. В частности, электролиз является одним из способов промышленного получения алюминия, водорода, а также гидроксида натрия, хлора, хлорорганических соединений[источникнеуказан596дней], диоксида марганца[2], пероксида водорода. Большое количество металлов извлекаются из руд и подвергаются переработке с помощью электролиза (электроэкстракция, электрорафинирование).
Электролиз находит применение в очистке сточных вод (процессы электрокоагуляции, электроэкстракции, электрофлотации).
Электролиз – это совокупность процессов, проходящих на электродах при прохождении электрического тока через раствор или расплав электролита. Электролиты – проводники второго рода. При электролизе катод служит восстановителем (отдает электроны катионам), а анод – окислителем (принимает электроны от анионов). Сущность электролиза состоит в осуществлении за счет электрической энергии химических реакций – восстановления на катоде (К) и окисления на аноде (А). Эти процессы называются процессами (реакциями) электровосстановления и электроокисления. Восстановительное и окислительное действие электрического тока во много раз сильнее действия химических окислителей и восстановителей. Различают электролиз расплавов и растворов электролитов.
Электролиз расплавов солей
1) Все катионы металлов восстанавливаются на катоде:
1.
К(-): Zn2+ + 2e- → Zn0; Na+ + 1e- → Na0
2) Анионы бескислородных кислот окисляются на аноде:
1.
А(+): 2Cl¯ - 2e-→Cl2
3) Анионы кислородсодержащих кислот образуют соответствующий кислотный оксид и кислород:
1.
А(+): 2SO42ˉ - 4e- → 2SO3 + O2

83=71
84

Дата добавления: 2015-04-24