Aus den folgenden Eigenschaften von Atomen von Elementen. Chemie
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Periodisches Gesetz.
Atomare Struktur
Der Artikel bietet Testaufgaben zum Thema aus dem von den Autoren zusammengestellten Aufgabenkatalog zur thematischen Kontrolle in der 8. Klasse. (Die Kapazität der Bank beträgt 80 Aufgaben zu jedem der sechs in der 8. Klasse behandelten Themen und 120 Aufgaben zum Thema „Grundkurse anorganischer Verbindungen“.) Derzeit wird Chemie in der 8. Klasse anhand von neun Lehrbüchern unterrichtet. Daher gibt es am Ende des Artikels eine Liste kontrollierter Wissenselemente mit Angabe der Aufgabennummern. Auf diese Weise können Lehrer, die in 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 zu 20 Fragen in vier Versionen gruppiert, in denen ähnliche Aufgaben wiederholt werden. Kompilieren mehr Aus der Liste der Wissenselemente wählen wir entsprechend unserer thematischen Planung (zufällig) Aufgabennummern für jedes untersuchte Element aus. Diese Darstellung der Aufgaben zu jedem Thema ermöglicht eine schnelle Element-für-Element-Analyse von Fehlern und deren rechtzeitige Korrektur. Wenn Sie ähnliche Aufgaben in einer Version verwenden und ein oder zwei richtige Antworten abwechseln, verringert sich 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 überprüfen, ob dies wahr ist. Vergleichen Sie nach dem Test die Ergebnisse mit den Markierungen im Protokoll. Wenn 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 unterschiedliche Schwerpunkte (Festlegung des Schwerpunkts im Bildungsinhalt und in den Lehrmethoden).
Variante 1
Aufgaben.
1. In der 4. Periode, VIa-Gruppe gibt es ein Element mit einer Seriennummer:
1) 25; 2) 22; 3) 24; 4) 34.
2. Ein Element mit der Kernladung +12 hat eine Ordnungszahl:
1) 3; 2) 12; 3) 2; 4) 24.
3. Die Seriennummer eines Elements entspricht folgenden Merkmalen:
1) Ladung des Atomkerns;
2) die Anzahl der Protonen;
3) die Anzahl der Neutronen;
4. Sechs Elektronen im äußeren Energieniveau von Atomen der Elemente mit der Gruppennummer:
1) II; 2) III; 3) VI; 4) IV.
5. Überlegene Chloroxid-Formel:
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. Allgemeine Formel flüchtiger Wasserstoffverbindungen von Elementen der Gruppe VI:
1) EN 4; 2) EN 3;
3) NE; 4) N 2 E.
8. Anzahl 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) O; 4) N.
11. Wo in D.I. Mendelejews Tabelle befinden sich die Elemente, deren Atome bei chemischen Reaktionen nur Elektronen abgeben?
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. Die nichtmetallischen Eigenschaften nehmen in der folgenden Reihenfolge zu:
15. Welche Eigenschaft eines Atoms ändert sich periodisch?
1) Ladung des Atomkerns;
2) die Anzahl der Energieniveaus in einem Atom;
3) die Anzahl der Elektronen auf dem externen Energieniveau;
4) Anzahl der Neutronen.
16.
1 ZU; 2) Al; 3) P; 4) Kl.
17. In der Zeit mit zunehmender Kernladung 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.
19. Anzahl der Neutronen im Kern eines 12-C-Atoms:
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 Seriennummer 35 befindet sich in:
1) 7. Periode, Gruppe IV;
2) 4. Periode, Gruppe VIIa;
3) 4. Periode, Gruppe VIIb;
4) 7. Periode, IVb-Gruppe.
22. Ein Element mit der Kernladung +9 hat die Ordnungszahl:
1) 19; 2) 10; 3) 4; 4) 9.
23. Die Anzahl der Protonen in einem neutralen Atom stimmt überein mit:
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 der Gruppennummer:
1) ich; 2) III; 3) V; 4) VII.
25. Supreme Stickoxid-Formel:
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 des Arsenatoms in seiner Wasserstoffverbindung beträgt:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
28. Nummer der äußeren Elektronenschicht im Kaliumatom:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
29. Der größte Atomradius eines Elements beträgt:
1) B; 2) Ö; 3) C; 4) N.
30. Metallelemente angeben:
1 ZU; 2) H; 3) F; 4) Cu.
31. Atome von Elementen, die Elektronen sowohl 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. Hauptmerkmale des chemischen Elements:
1) Atommasse;
2) Atomladung;
3) Anzahl der Energieniveaus;
4) Anzahl der Neutronen.
36. Symbol eines Elements, dessen Atome ein amphoteres Oxid bilden:
1) N; 2) K; 3) S; 4) Zn.
37. In den Hauptuntergruppen (a) des Periodensystems der chemischen Elemente beträgt der Radius des Atoms mit zunehmender Kernladung:
1) erhöht sich;
2) nimmt ab;
3) ändert sich nicht;
4) ändert sich regelmäßig.
38. Die Anzahl der Neutronen im Atomkern beträgt:
1) 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. 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 Gruppe IVa, der 4. Periode der Tabelle von D. I., befindet:
1) 24; 2) 34; 3) 32; 4) 82.
42. Die Ladung des Kerns eines Atoms des Elements Nr. 13 ist gleich:
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 ist die Anzahl der Valenzelektronen gleich:
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 höheren Oxid beträgt:
1) 1; 2) 3; 3) 5; 4) 4.
47. Wasserstoffverbindungen der Elemente der Gruppe VIIa:
1) HClO 4; 2) HCl;
3) HBrO; 4) HBr.
48. Die Anzahl der Elektronenschichten in einem Selenatom ist gleich:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
49. Der größte Atomradius eines Elements beträgt:
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) N; 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) intensivieren;
3) nicht ändern;
4) schwächen.
56. 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:
1) Wiederholung der Struktur der äußeren elektronischen Schicht;
2) Erhöhung der Anzahl elektronischer Schichten;
3) eine Zunahme der Neutronenzahl;
4) 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 Atome von Isotopen desselben Elements?
1) Die Anzahl der Protonen;
2) die Anzahl der Neutronen;
3) Anzahl der Elektronen;
4) Atomladung.
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 Seriennummer 29 befindet sich 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 ist die Anzahl der Valenzelektronen gleich:
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) SO 3; 4) SO 2.
66. Formel von überlegenem Phosphoroxid:
1) R 2 O 3; 2) H 3 PO 4;
3) NRO 3; 4) R 2 O 5.
67. Wertigkeit des Stickstoffatoms in seiner Wasserstoffverbindung:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
68. Die Periodenzahl 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) die Gesamtzahl der Elektronen;
4) die Anzahl der Energieniveaus.
69. Der größte Atomradius eines Elements beträgt:
1) Cl; 2) Br; 3) ich; 4) F.
70. Metallelemente angeben:
1) Mg; 2) Li; 3) H; 4) S.
71. Welches Element gibt leichter ein Elektron ab?
1) Natrium; 2) Cäsium;
3) Kalium; 4) Lithium.
72. Die metallischen Eigenschaften nehmen in der folgenden Reihenfolge 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) N; 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 auf der äußeren Ebene.
76. Atome welchen Elements bilden ein amphoteres Oxid?
1 ZU; 2) Sei; 3) C; 4) Sa.
77. In der Zeit mit zunehmender Ladung des Atomkerns nehmen die Anziehungskraft von Elektronen auf den Kern und die metallischen Eigenschaften zu:
1) intensivieren;
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 16 O-Atoms beträgt:
1) 1; 2) 0; 3) 8; 4) 32.
80. Verteilung der Elektronen nach Energieniveaus in einem Siliziumatom:
1) 2, 8, 4; 2) 2, 6;
3) 2, 7; 4) 2, 8, 5.
Liste der kontrollierten Wissenselemente zum Thema
„Periodisches Gesetz. Struktur des Atoms“
(End-to-End-Aufgabennummern sind in Klammern angegeben)
Die Ordnungszahl (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).
Änderung des Atomradius (9, 17, 29, 37, 49, 67, 69).
Die Position in D.I. Mendeleevs Tabelle der Metallelemente (10, 30, 50, 70) und Nichtmetallelemente (13, 33, 53, 73).
Die Fähigkeit von Atomen, Elektronen abzugeben und aufzunehmen (11, 31, 51, 71).
Veränderungen der Eigenschaften einfacher Stoffe: nach Gruppen (12, 14, 34, 52, 54, 74) und Perioden (32, 72, 77).
Periodische Veränderungen in der elektronischen Struktur von Atomen und den 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. Struktur des Atoms“
| Variante 1 | Option 2 | Option 3 | Option 4 | ||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Job-Nr. | Antwort nein. | Job-Nr. | Antwort nein. | Job-Nr. | Antwort nein. | Job-Nr. | Antwort nein. |
| 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.. Tests und Tests in der Chemie. M.: Aquarium, 1997; Sorokin V. V., Zlotnikov E. G.. Chemietests. M.: Bildung, 1991.
Oben (S. 172) wurde über die Periodizität von Änderungen der für die Chemie wichtigsten Eigenschaft von Atomen – der Wertigkeit – gesprochen. Es gibt weitere wichtige Eigenschaften, deren Änderungen durch Periodizität gekennzeichnet sind. Zu diesen Eigenschaften gehört die Größe (Radius) eines Atoms. Atom hat keine Oberflächen, und seine Grenze ist vage, da die Dichte der äußeren Elektronenwolken mit der Entfernung vom Kern gleichmäßig abnimmt. Daten über die Radien von Atomen werden durch die Bestimmung der Abstände zwischen ihren Zentren in Molekülen und Kristallstrukturen gewonnen. Es wurden auch Berechnungen auf Basis der Gleichungen der Quantenmechanik durchgeführt. In Abb. 5.10 Vor-
Reis. 5.10. Periodizität der Änderungen der Atomradien
Dargestellt ist eine Kurve der Änderungen der Atomradien in Abhängigkeit von der Ladung des Kerns.
Von Wasserstoff zu Helium nimmt der Radius ab und nimmt bei Lithium dann stark zu. Dies wird durch das Auftreten eines Elektrons auf dem zweiten Energieniveau erklärt. In der zweiten Periode von Lithium zu Neon nehmen die Radien mit zunehmender Kernladung ab.
Gleichzeitig führt eine Erhöhung der Anzahl der Elektronen auf einem bestimmten Energieniveau zu einer Erhöhung ihrer gegenseitigen Abstoßung. Gegen Ende des Zeitraums verlangsamt sich daher die Verringerung des Radius.
Beim Übergang von Neon zu Natrium – dem ersten Element der dritten Periode – nimmt der Radius wieder stark zu und nimmt dann allmählich zu Argon ab. Danach kommt es erneut zu einem starken Anstieg des Kaliumradius. Es entsteht eine charakteristische periodische Sägezahnkurve. Jeder Abschnitt der Kurve von einem Alkalimetall zu einem Edelgas kennzeichnet eine Änderung des Radius in einem Zeitraum: Bei der Bewegung von links nach rechts ist eine Verringerung des Radius zu beobachten. Es ist auch interessant, die Art der Radienänderung in Elementgruppen herauszufinden. Dazu müssen Sie eine Linie durch die Elemente einer Gruppe ziehen. Aus der Lage der Maxima bei Alkalimetallen ist sofort ersichtlich, dass die Radien der Atome zunehmen, wenn sie sich in einer Gruppe von oben nach unten bewegen. Dies ist auf eine Zunahme der Anzahl der Elektronenhüllen zurückzuführen.
Aufgabe 5.17. Wie ändern sich die Radien der Atome von F zu Br? Bestimmen Sie dies aus Abb. 5.10.
Viele andere physikalische und chemische Eigenschaften von Atomen hängen von den Radien ab. Beispielsweise kann eine Zunahme der Atomradien die Abnahme der Schmelztemperaturen von Alkalimetallen von Lithium bis Cäsium erklären:
Die Größe der Atome hängt von ihren energetischen Eigenschaften ab. Je größer der Radius der äußeren Elektronenwolken ist, desto leichter verliert das Atom ein Elektron. Gleichzeitig wird es positiv geladen und er.
Ein Ion ist einer der möglichen Zustände eines Atoms, in dem es sich befindet elektrische Ladung aufgrund des Verlusts oder Gewinns von Elektronen.
Die Fähigkeit eines Atoms, sich in ein positiv geladenes Ion umzuwandeln, wird charakterisiert durch Ionisierungsenergie E I. Dies ist die Mindestenergie, die erforderlich ist, um einem Atom im gasförmigen Zustand ein äußeres Elektron zu entziehen:
Das resultierende positive Ion kann auch Elektronen verlieren und dadurch doppelt geladen, dreifach geladen usw. werden. In diesem Fall erhöht sich die Ionisierungsenergie stark.
Die Ionisierungsenergie von Atomen nimmt bei der Bewegung von links nach rechts periodisch zu und bei der Bewegung von oben nach unten gruppenweise ab.
Viele, aber nicht alle Atome sind in der Lage, ein zusätzliches Elektron hinzuzufügen und so zu einem negativ geladenen Ion A~ zu werden. Diese Eigenschaft zeichnet sich aus Elektronenaffinitätsenergie E Heiraten Dies ist die Energie, die freigesetzt wird, wenn sich ein Elektron an ein Atom im Gaszustand anlagert:
Sowohl Ionisierungsenergie als auch Elektronenaffinitätsenergie werden üblicherweise als bezeichnet 1 Mol der Atome und ausgedrückt in kJ/mol. Betrachten Sie die Ionisierung des Natriumatoms als Folge der Hinzufügung und des Verlusts eines Elektrons (Abb. 5.11). . Aus der Abbildung geht hervor, dass es erforderlich ist, ein Elektron aus einem Natriumatom zu entfernen 10 mal mehr Energie, als bei der Aufnahme eines Elektrons freigesetzt wird. Das negative Natriumion ist instabil und komplexe Substanzen kommt fast nie vor.
Reis. 5.11. Ionisierung des Natriumatoms
Die Ionisierungsenergie von Atomen ändert sich periodisch und gruppenweise in entgegengesetzter Richtung zur Änderung des Atomradius. Die Änderung der Elektronenaffinitätsenergie in einer Periode ist komplexer, da die Elemente IIA- und VIIIA-rpynn keine Elektronenaffinität aufweisen. Es kann ungefähr davon ausgegangen werden, dass die Elektronenaffinitätsenergie ähnlich ist E k, Zunahmen in Perioden (bis einschließlich Gruppe VII) und Abnahmen in Gruppen von oben nach unten (Abb. 5.12).
Übung 5 .18. Können Magnesium- und Argonatome im gasförmigen Zustand negativ geladene Ionen bilden?
Ionen mit positiver und negativer Ladung ziehen sich gegenseitig an, was zu verschiedenen Umwandlungen führt. Der einfachste Fall ist die Bildung von Ionenbindungen, also die Verbindung von Ionen zu einem Stoff unter dem Einfluss elektrostatischer Anziehung. Dann entsteht eine ionische Kristallstruktur, die für das Speisesalz NaCl und viele andere Salze charakteristisch ist. Aber vielleicht
Reis. 5.12. Die Art der Änderungen der Ionisierungsenergie und der Elektronenaffinitätsenergie in Gruppen und Perioden
Also negatives Ion hält sein zusätzliches Elektron nicht sehr fest, und das positive Ion strebt im Gegenteil danach, seine elektrische Neutralität wiederherzustellen. Dann kann die Wechselwirkung zwischen den Ionen zur Bildung von Molekülen führen. Es ist offensichtlich, dass die Ionen anderes Zeichen Ladung C1 + und C1~ ziehen sich gegenseitig an. Da es sich jedoch um Ionen identischer Atome handelt, bilden sie ein C1 2-Molekül ohne Ladungen auf den Atomen.
FRAGEN UND ÜBUNGEN
1. Aus wie vielen Protonen, Neutronen und Elektronen bestehen Bromatome?
2.
Berechnen Sie die Massenanteile von Isotopen in der Natur. 
3. Wie viel Energie wird bei der Bildung von 16 freigesetzt? G Sauerstoff durch Reaktion 
Fließt in den Tiefen der Sterne?
4. Berechnen Sie die Energie eines Elektrons in einem angeregten Wasserstoffatom n =3.
5. Schreiben Sie die vollständigen und abgekürzten elektronischen Formeln des Jodatoms.
6. Schreiben Sie die abgekürzte elektronische Formel des G-Ions.
7. Schreiben Sie die vollständigen und abgekürzten elektronischen Formeln des Ba-Atoms und des Ba 2 -Ions.
8. Konstruieren Sie Energiediagramme von Phosphor- und Arsenatomen.
9. Konstruieren Sie vollständige Energiediagramme von Zink- und Galliumatomen.
10. Ordnen Sie die folgenden Atome in der Reihenfolge ihres zunehmenden Radius an: Aluminium, Bor, Stickstoff.
11. Welche der folgenden Ionen bilden untereinander ionische Kristallstrukturen: Br + Br - , K + , K - , I + , I - , Li + , Li - ? Was ist zu erwarten, wenn Ionen in anderen Kombinationen interagieren?
12. Schlagen Sie die mögliche Art der Änderung des Atomradius während eines Übergangs im Periodensystem in diagonaler Richtung vor, zum Beispiel Li - Mg - Sc.
Test Nr. 2 enthält Aufgaben zu folgende Themen:
- Periodensystem
- 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) 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 in der Regel eine Erhöhung der Seriennummer 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. Das Atom, dessen Element am leichtesten ein Elektron abgibt (die 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 Periodensystem Elemente haben selbe Nummer
(1) Elektronen auf der äußeren elektronischen Ebene;
(2) Neutronen;
(3) alle Elektronen.
5. Die Elemente sind in der Reihenfolge zunehmender 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) die Größe ihrer Ionen 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 Serie enthält nur Übergangselemente:
(1) Elemente 11, 14, 22, 42; (2) Elemente 13, 33, 54, 83;
(3) Elemente 24, 39, 74, 80; (4) Elemente 19, 32, 51, 101?
8. Welches der folgenden Elemente hat chemische Eigenschaften, die auf eine Ähnlichkeit mit dem Element Kalzium schließen lassen:
(1) Kohlenstoff. MIT; (2) Natrium, Na; (3) Kalium. ZU; (4) Strontium, Sr?
9. Die nichtmetallischen Eigenschaften der Elemente, die sich in den Hauptuntergruppen des Periodensystems von D.I. Mendelejew befinden, kommen am deutlichsten in denen zum Ausdruck, die sich dort befinden
(1) an der Spitze der Untergruppe;
(2) am Ende der Untergruppe;
(3) in der Mitte der Untergruppe;
(4) In allen Elementen sind die Untergruppen etwa gleich stark ausgeprägt.
10. Welche Reihe von Elementen wird in der Reihenfolge des zunehmenden Atomradius dargestellt:
(1)O, S, Se, Te; (2) C, N, O, F; (3) Na, Mg, Al, Si; (4) I, Br, Cl, F?
11. Metallischer Charakter der Eigenschaften von Elementen der Reihe Mg-Ca-Sr-Ba
(1) nimmt ab;
(2) Erhöhungen;
(3) ändert sich nicht;
12. Nichtmetallischer Charakter der Eigenschaften von Elementen der Reihe N-P-As-Sb-Bi
(1) nimmt ab;
(2) Erhöhungen;
(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. Von seinen chemischen Eigenschaften her kommt es dem radioaktiven Element Radium am nächsten
(1) Cäsium; (2) Barium; (3) Wandelröschen; (4) Seeanemone.
15. Basierend auf der Position des Elements Lanthan im Periodensystem kann mit Sicherheit festgestellt werden, dass für die Lanthanoide die charakteristischste Oxidationsstufe vorliegt
(1) +1; (2) +2; (3) +3; (4) +4.
16. Grundeigenschaften von Hydroxiden von Elementen der Gruppe 1A mit zunehmender Ordnungszahl
(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 und Selen durch die Formel dargestellt werden.
18. Das hypothetische Element Z bildet das Chlorid ZCl 5 . Was ist die wahrscheinlichste Formel seines Oxids:
(1) ZO 2 ; (2) ZO 5 ; (3) Z 2 O 5 ; (4) Z5O2?
19. Einfache Stoffe, deren Elemente physikalisch und physikalisch die größte Ähnlichkeit aufweisen chemische Eigenschaften:
(1) Li, S; (2) Sei, Cl; (3) F, Cl; (4) Li, F?
20. Von den unten aufgeführten Elementen der dritten Periode sind die nichtmetallischen Eigenschaften am 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 folgenden 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 3 -MgO ändert sich wie folgt:
(1) basisch bis sauer;
(2) sauer bis basisch;
(3) basisch bis amphoter;
(4) von 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 eines Elements im Periodensystem seine Verbindungen auf, deren Formen unten angegeben sind:
26. Aus der angegebenen Liste der Elemente: Be, B, C, N, Al, Si, P, S, Ga, Ge, As, Br – Oxide vom Typ EO 2 und Hydride vom Typ EN 4.
27. Leiten Sie basierend auf der Position des Elements im Periodensystem die Formeln seiner 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 zeigt
(1) saure Eigenschaften;
(2) grundlegende Eigenschaften;
(3) amphotere Eigenschaften.
29. Die maximale Anzahl chemischer Elemente, die die sechste Periode des Periodensystems füllen können, muss gleich sein
(1) 8; (2) 18; (3) 32; (4) 50.
30. Die maximale Anzahl von Elementen in der siebten Periode sollte sein
(1) 18; (2) 32; (3) 50; (4) 72.
31. In der siebten Periode muss das letzte Element ein Element mit einer Seriennummer sein
(1) 118; (2) 114; (3) 112; (4) 110.
32. Die Eigenschaften von Alkalimetallen sind bei Elementen mit Ordnungszahlen 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. Das 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 NE am größten in einem zusammengesetzten Molekül
(1) H 2 Te; (2) H 2 Se; (3) H 2 S; (4) H 2 O.
41. In der Reihe K-Ca-Sc-Ti nimmt der Radius der Atome ab, nimmt zu.
42. Die Energie, die in der Gleichung Cl° (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 aus einem nicht angeregten Atom zu entfernen;
(2) die Fähigkeit eines Atoms eines bestimmten Elements, Elektronendichte anzuziehen;
(3) Elektronenübergang auf ein höheres Energieniveau;
(4) die Freisetzung von Energie, wenn einem Atom oder Ion ein Elektron hinzugefügt wird.
44. Welches der Elemente hat Höchster Wert Ionisationsenergie:
(1) Li; (2) F; (3) Fe; (4) Ich?
45. Die Energie, die aufgewendet wird, um einem Atom eines Elements im gasförmigen Zustand in Magnesium ein Elektron zu entziehen
(1) weniger als Natrium und mehr als Aluminium;
(2) mehr als Natrium und weniger als Aluminium;
(3) weniger als Natrium und Aluminium;
(4) größer 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 Elektronenaffinität aufweist:
(1) Kalium oder Kalzium;
(2) Schwefel oder Chlor;
(3) Wasserstoff oder Lithium?
47. Chemische Elemente werden in der Reihenfolge zunehmender Elektronegativität in der Reihe 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 wird angeordnet, 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) die meisten größere Zahl Neutronen im Kern;
(2) eine größere Anzahl an Valenzelektronen im Vergleich zu anderen Elementen;
(3) hohe Atommasse;
(4) Valenzelektronen, am weitesten vom Atomkern entfernt.
50. Ionen, die die gleiche Anzahl an Elektronen und die gleiche Struktur der äußeren elektronischen Ebene haben, werden als isoelektronisch bezeichnet. Die O 2-, F -, Na +, Mg 2+, A1 3+-Ionen haben die elektronische Konfiguration des Edelgases Neon und sind in der Reihenfolge zunehmender 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 angegebenen Molekülen: H 2, O 2, H 2 O, CO 2, CH 4, H 2 S – sind polar.
53. In welcher der Verbindungen wird zwischen Atomen eine kovalente Bindung nach dem Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet:
(1) KCl; (2) NH 4 Cl; (3) СCl 4 ; (4) CO 2 ?
54. Die Valenzorbitale des Berylliumatoms im Berylliumhydridmolekül sind je nach Typ hybridisiert
(1) sp; (2) S. 2; (3) S. 3;(4) d 2 sp 3,
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) d 2 sp 3,
und das Molekül hat die Struktur:
(a) linear; (c) tetraedrisch;
(b) flach; (d) oktaedrisch.
56. Vier Äquivalente haben C-H-Bindungen in einem 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) Das Kohlenstoffatom hat zwei s- und zwei R- Valenzelektron.
Antworten:
1. (4) Anzahl der Elektronen im externen Energieniveau.
2. (1) eine Verringerung des Atomradius und eine Zunahme der Elektronegativität des Atoms.
3. (1) Natrium,11.
4. (1) Elektronen auf 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 bilden 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) größer 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, am weitesten vom Atomkern entfernt.
50. (2) Abnahme.
52. H 2 O, H 2 S.
53. (2) NH 4 Cl.
54. (1) sp, (a) linear.
55. (2) S. 2, (b) flach.
56. (2) Das Kohlenstoffatom wird zu vier hybridisiert S. 3 Orbitale.
Aufgaben für individuelle Kalkulation und grafische Arbeiten:
Führen Sie für ein Element mit einer Seriennummer, die der Optionsnummer entspricht, die folgenden Berechnungen durch:
1. Schreiben Sie die elektronische Formel des Elements und zeigen Sie grafisch die Füllung aller Atomorbitale mit Elektronen.
3. Bestimmen Sie die Masse eines Atoms des Elements und sein Volumen.
4. Bestimmen Sie die Masse eines Moleküls einfache Substanz Element.
5. Listen Sie basierend auf der Position des Elements im PS die möglichen Oxidationsstufen des Atoms des Elements in Verbindungen mit anderen Elementen auf.
6. Schreiben Sie die Formel für Oxid, Chlorid, Hydrid, Sulfid.
8. Berechnen Sie die Länge des Dipols der Wasserstoff- und Sauerstoffverbindungen des Elements.
9. Zeichnen Sie mit der BC-Methode eine Bindung in einem Molekül einer einfachen Substanz eines Elements.
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 Elementatoms 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 Ionen A+ und B-.
Für Optionen 1, 5, 6, 7, 8, 9, 14, 15, 16, 17: A – Kalium, B – 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 Elementnummer entspricht.
Für Optionen 2, 10, 18: A – Element mit gleicher Ordnungszahl (Optionsnummer +1), B – Element mit gleichem Ordnungselement (Optionsnummer -1).
Literatur.
1. Kulman A.G. Sammlung von Problemen auf allgemeine Chemie, Ed. 2., überarbeitet und ergänzt. - M.: Höher. Schule 1975.
2. Maslov E.I. , Golbreich Z.E. Sammlung von Problemen und Übungen zur Chemie, 5. Aufl., überarbeitet. und zusätzlich - M.: Höher. Schule 1997.
Die Ordnungszahl eines Elements zeigt:
a) die Anzahl der Elementarteilchen in einem Atom; b) die Anzahl der Nukleonen in einem Atom;
c) die Anzahl der Neutronen in einem Atom; d) die Anzahl der Protonen in einem Atom.
Die genaueste Aussage ist, dass die chemischen Elemente in PSE in aufsteigender Reihenfolge angeordnet sind:
a) die absolute Masse ihrer Atome; b) relative Atommasse;
c) die Anzahl der Nukleonen in Atomkernen; d) Ladung des Atomkerns.
Die Periodizität der Änderungen der Eigenschaften chemischer Elemente ist das Ergebnis von:
a) Erhöhung der Elektronenzahl in Atomen;
b) eine Erhöhung der Ladungen von Atomkernen;
c) Zunahme der Atommasse;
d) Periodizität der Änderungen in der elektronischen Struktur von Atomen.
Von den folgenden Eigenschaften ändern sich die Eigenschaften von Atomen von Elementen periodisch, wenn die Ordnungszahl des Elements zunimmt:
a) die Anzahl der Energieniveaus in einem Atom;
b) relative Atommasse;
c) die Anzahl der Elektronen auf dem externen Energieniveau;
d) Ladung des Atomkerns.
Wählen Sie Paare aus, in denen sich jede Eigenschaft des Atoms periodisch mit zunehmender Protonenzahl des Elements ändert:
a) Ionisierungsenergie und Elektronenaffinitätsenergie;
b) Radius und Masse;
c) Elektronegativität und Gesamtzahl der Elektronen;
d) metallische Eigenschaften und die Anzahl der Valenzelektronen.
Wählen Sie die richtige Aussage für die Elemente ausVUnd die Gruppen:
a) alle Atome haben die gleiche Anzahl an Elektronen;
b) alle Atome haben den gleichen Radius;
c) alle Atome haben die gleiche Anzahl an Elektronen in der äußeren Schicht;
d) alle Atome haben eine maximale Wertigkeit gleich der Gruppennummer.
Ein bestimmtes Element hat die folgende Elektronenkonfiguration:ns 2 (N-1) D 10 n.p. 4 . Zu welcher Gruppe des Periodensystems gehört dieses Element?
a) IVB-Gruppe; b) VIB-Gruppe; c) Gruppe IVA; d) VIA-Gruppe.
Während PSE-Perioden mit zunehmender Ladung der AtomkerneNicht Änderungen: a) Masse der Atome; b) Anzahl der elektronischen Schichten; c) die Anzahl der Elektronen in der äußeren elektronischen Schicht; d) Radius der Atome. |
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In welcher Reihe sind die chemischen Elemente mit zunehmendem Atomradius angeordnet? a) Li, Be, B, C; b) Be, Mg, Ca, Sr; c) N, O, F, Ne; d) Na, Mg, Al, Si. |
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Die niedrigste Ionisierungsenergie unter stabilen Atomen hat: a) Lithium; b) Barium; c) Cäsium; d) Natrium. |
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Die Elektronegativität der Elemente nimmt in der Reihe zu: a) P, Si, S, O; b) Cl, F, S, O; c) Te, Se, S, O; d) O, S, Se, Te. |
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In einer Reihe von ElementenN / A Mg Al Si P S Clvon links nach rechts: a) die Elektronegativität nimmt zu; b) die Ionisierungsenergie nimmt ab; c) die Zahl der Valenzelektronen nimmt zu; d) metallische Eigenschaften nehmen ab. |
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Geben Sie das aktivste Metall der vierten Periode an: a) Kalzium; b) Kalium; c) Chrom; d) Zink. |
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Geben Sie das aktivste Metall der Gruppe IIA an: a) Beryllium; b) Barium; c) Magnesium; d) Kalzium. |
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Geben Sie das aktivste Nichtmetall der Gruppe VIIA an: a) Jod; b) Brom; c) Fluor; d) Chlor. |
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Wählen Sie die richtigen Aussagen: a) In den Gruppen IA–VIIIA von PSE gibt es nur s- und b) in den Gruppen IV–VIIIB befinden sich nur d-Elemente; c) alle d-Elemente sind Metalle; d) die Gesamtzahl der S-Elemente im PSE beträgt 13. |
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Mit einer Erhöhung der Ordnungszahl eines Elements der VA-Gruppe erhöht sich Folgendes: a) metallische Eigenschaften; b) Anzahl der Energieniveaus; c) Gesamtzahl der Elektronen; d) Anzahl der Valenzelektronen. |
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Zu den P-Elementen gehören: a) Kalium; b) Natrium; c) Magnesium; d) Arsen. |
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Zu welcher Elementfamilie gehört Aluminium? a) S-Elemente; b) p-Elemente; c) d-Elemente; d) f-Elemente. |
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Geben Sie die Zeile an, die nur enthältD-Elemente: a) Al, Se, La; b) Ti, Ge, Sn; c) Ti, V, Cr; d) La, Ce, Hf. |
In welcher Zeile sind die Symbole von Elementen der s-, p- und d-Familien angegeben? a) H, He, Li; b) H, Ba, Al; c) Be, C, F; d) Mg, P, Cu. |
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Welches Atom des Elements der Periode IV enthält die meisten Elektronen? a) Zink; b) Chrom; c) Brom; d) Krypton. |
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In einem Atom welchen Elements sind die Elektronen des äußeren Energieniveaus am stärksten an den Kern gebunden? a) Kalium; b) Kohlenstoff; c) Fluor; d) Französisch. |
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Die Anziehungskraft der Valenzelektronen auf den Atomkern nimmt in der Reihe der Elemente ab: a) Na, Mg, Al, Si; b) Rb, K, Na, Li; c) Sr, Ca, Mg, Be; d) Li, Na, K, Rb. |
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Das Element mit der Seriennummer 31 befindet sich: a) in Gruppe III; b) kurzer Zeitraum; c) langer Zeitraum; d) in Gruppe A. |
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Von unten elektronische Formeln Wählen Sie diejenigen aus, die mit p-Elementen übereinstimmenVZeitraum: a) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 4p 6 4d 1 5s 2 5p 1 ; b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 4p 6 5s 2 ; c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 4p 2 ; d) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 4p 6 4d 1 5s 2 5p 6 . |
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Wählen Sie aus den angegebenen elektronischen Formeln die entsprechenden aus chemische Elemente, wodurch ein höheres Oxid der Zusammensetzung E entsteht 2 UM 3 : a) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 ; b) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 4p 3 ; c) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 ; d) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 4s 2. |
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Bestimmen Sie das Element, dessen Atom 4 Elektronen in der 4p-Unterebene enthält. Um welche Zeit und Gruppe handelt es sich? a) Arsen, Periode IV, Gruppe VA; b) Tellur, Periode V, Gruppe VI; c) Selen, Periode IV, Gruppe VI; d) Wolfram, Periode VI, Gruppe VIB. |
Die Calcium- und Scandiumatome unterscheiden sich voneinander: a) die Anzahl der Energieniveaus; b) Radius; c) die Anzahl der Valenzelektronen; d) Formel des höheren Oxids. |
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Für Schwefel- und Chromatome gilt dasselbe: a) Anzahl der Valenzelektronen; b) Anzahl der Energieniveaus; c) höhere Wertigkeit; d) Formel des höheren Oxids. |
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Stickstoff- und Phosphoratome haben: a) die gleiche Anzahl elektronischer Schichten; b) die gleiche Anzahl von Protonen im Kern; c) die gleiche Anzahl Valenzelektronen; d) identische Radien. |
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Formel des höchsten Oxids des Elements III. Periode, dessen Atom im Grundzustand drei ungepaarte Elektronen enthält: a) E 2 O 3; b) EO 2; c) E 2 O 5; d) E 2 O 7. |
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Die Formel des höchsten Oxids des Elements lautet EO 3. Geben Sie die Formel seiner Wasserstoffverbindung an: a) EN 2; b) DE; c) EN 3; d) DE 4. |
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Die Art der Oxide von basisch zu sauer ändert sich in der Reihe: a) Na 2 O, MgO, SiO 2; b) Cl 2 O, SO 2, P 2 O 5, NO 2; c) BeO, MgO, B 2 O 3, Al 2 O 3; d) CO 2, B 2 O 3, Al 2 O 3, Li 2 O; e) CaO, Fe 2 O 3, Al 2 O 3, SO 2. |
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Wählen Sie die Zeilen aus, in denen die Formeln in aufsteigender Reihenfolge der sauren Eigenschaften der Verbindungen angeordnet sind: a) N 2 O 5, P 2 O 5, As 2 O 5; c) H 2 SeO 3, H 2 SO 3, H 2 SO 4; b) HF, HBr, HI; d) Al 2 O 3, P 2 O 5, Cl 2 O 7. |
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Geben Sie die Reihe an, in der die Hydroxide in aufsteigender Reihenfolge ihrer Grundeigenschaften angeordnet sind: a) LiOH, KOH, NaOH; c) LiOH, Ca(OH) 2, Al(OH) 3; b) LiOH, NaOH, Mg(OH) 2; d) LiOH, NaOH, KOH. |
Aufgaben
Die Phosphorprobe enthält zwei Nuklide: Phosphor-31 und Phosphor-33. Der Molenanteil von Phosphor-33 beträgt 10 %. Berechnen Sie die relative Atommasse von Phosphor in dieser Probe.
Natürliches Kupfer besteht aus den Nukliden Cu 63 und Cu 65. Das Verhältnis der Anzahl der Cu 63-Atome zur Anzahl der Cu 65-Atome in der Mischung beträgt 2,45:1,05. Berechnen Sie die relative Atommasse von Kupfer.
Die durchschnittliche relative Atommasse von natürlichem Chlor beträgt 35,45. Berechnen Sie die Stoffmengenanteile seiner beiden Isotope, wenn bekannt ist, dass ihre Massenzahlen 35 und 37 sind.
Die Sauerstoffprobe enthält zwei Nuklide: 16 O und 18 O, deren Massen 4,0 g bzw. 9,0 g betragen. Bestimmen Sie die relative Atommasse des Sauerstoffs in dieser Probe.
Ein chemisches Element besteht aus zwei Nukliden. Der Kern des ersten Nuklids enthält 10 Protonen und 10 Neutronen. Im Kern des zweiten Nuklids befinden sich zwei weitere Neutronen. Auf 9 Atome eines leichteren Nuklids kommt ein Atom eines schwereren Nuklids. Berechnen Sie die durchschnittliche Atommasse des Elements.
Welche relative Atommasse hätte Sauerstoff, wenn in einer natürlichen Mischung auf 4 Atome Sauerstoff-16 3 Atome Sauerstoff-17 und 1 Atom Sauerstoff-18 kämen?
Antworten:1. 31,2. 2. 63,6. 3. 35 Cl: 77,5 % und 37 Cl: 22,5 %. 4. 17,3. 5. 20,2. 6. 16,6.
Chemische Bindung
Der Hauptumfang des Lehrmaterials:
Natur und Arten chemischer Bindungen. Grundparameter einer chemischen Bindung: Energie, Länge.
Kovalente Bindung. Austausch- und Donor-Akzeptor-Mechanismen der kovalenten Bindungsbildung. Direktionalität und Sättigung kovalenter Bindungen. Polarität und Polarisierbarkeit kovalenter Bindungen. Wertigkeit und Oxidationsstufe. Valenzmöglichkeiten und Valenzzustände von Atomen von Elementen der A-Gruppe. Einfach- und Mehrfachanleihen. Atomare Kristallgitter. Das Konzept der Hybridisierung von Atomorbitalen. Grundlegende Arten der Hybridisierung. Verbindungswinkel. Räumliche Struktur von Molekülen. Empirische, molekulare und strukturelle (grafische) Formeln von Molekülen.
Ionenverbindung. Ionenkristallgitter. Chemische Formeln von Stoffen mit molekularer, atomarer und ionischer Struktur.
Metallverbindung. Kristallgitter aus Metallen.
Intermolekulare Interaktion. Molekular Kristallzelle. Energie der intermolekularen Wechselwirkung und Aggregatzustand von Stoffen.
Wasserstoffverbindung. Die Bedeutung der Wasserstoffbrückenbindung in natürlichen Objekten.
Als Ergebnis des Studiums des Themas sollten die Studierenden Folgendes wissen:
Was ist eine chemische Bindung?
Hauptarten chemischer Bindungen;
Mechanismen der kovalenten Bindungsbildung (Austausch und Donor-Akzeptor);
Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung (Sättigung, Direktionalität, Polarität, Multiplizität, s- und p-Bindungen);
grundlegende Eigenschaften von ionischen, metallischen und Wasserstoffbindungen;
Haupttypen von Kristallgittern;
wie sich die Energiereserve und die Art der Bewegung von Molekülen beim Übergang von einem Aggregatzustand in einen anderen ändern;
Wie unterscheiden sich Stoffe mit kristalliner Struktur von Stoffen mit amorpher Struktur?
Durch das Studium des Themas sollen die Studierenden folgende Fähigkeiten erwerben:
Bestimmung der Art der chemischen Bindung zwischen Atomen in verschiedenen Verbindungen;
Vergleich der Stärke chemischer Bindungen anhand ihrer Energie;
Bestimmung von Oxidationsstufen anhand der Formeln verschiedener Stoffe;
Festlegung Geometrische Figur einige Moleküle basieren auf der Theorie der Hybridisierung von Atomorbitalen;
Vorhersage und Vergleich der Eigenschaften von Stoffen in Abhängigkeit von der Art der Bindungen und der Art des Kristallgitters.
Nach Abschluss des Studiums des Themas sollten die Studierenden eine Idee haben:
– über die räumliche Struktur von Molekülen (Richtung kovalenter Bindungen, Bindungswinkel);
– über die Theorie der Hybridisierung von Atomorbitalen (sp 3 -, sp 2 -, sp-Hybridisierung)
Nach dem Studium des Themas sollten sich die Studierenden Folgendes merken:
Elemente mit konstanter Oxidationsstufe;
Verbindungen von Wasserstoff und Sauerstoff, in denen diese Elemente Oxidationsstufen aufweisen, die für sie nicht charakteristisch sind;
die Größe des Winkels zwischen Bindungen in einem Wassermolekül.
Abschnitt 1. Natur und Arten chemischer Bindungen
Die Formeln der Stoffe sind angegeben: Na 2 O, SO 3, KCl, PCl 3, HCl, H 2, Cl 2, NaCl, CO 2, (NH 4) 2 SO 4, H 2 O 2, CO, H 2 S, NH 4 Cl, SO 2, HI, Rb 2 SO 4, Sr(OH) 2, H 2 SeO 4, He, ScCl 3, N 2, AlBr 3, HBr, H 2 Se, H 2 O, OF 2 , CH 4, NH 3, KI, CaBr 2, BaO, NO, FCl, SiC. Verbindungen auswählen:
molekulare und nichtmolekulare Struktur;
nur mit kovalenten polaren Bindungen;
nur mit kovalenten unpolaren Bindungen;
nur mit ionischen Bindungen;
Kombination ionischer und kovalenter Bindungen in der Struktur;
Kombinieren kovalenter polarer und kovalenter unpolarer Bindungen in der Struktur;
in der Lage, Wasserstoffbrückenbindungen zu bilden;
Bindungen in der Struktur aufweisen, die gemäß dem Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet werden;
Wie ändert sich die Polarität von Bindungen in Reihen?
a) H 2 O; H2S; H2Se; H 2 Te b) PH 3; H2S; HCl.
In welchem Zustand – geerdet oder angeregt – befinden sich die Atome isolierter Elemente in den folgenden Verbindungen:
B Cl 3; P Cl 3; Si O2; Sei F2; H 2 S; C H4; H Cl O4?
Welches Paar der angegebenen Elemente hat bei chemischer Wechselwirkung die größte Tendenz, eine Ionenbindung zu bilden:
Ca, C, K, O, I, Cl, F?
Bei welchen der unten vorgeschlagenen chemischen Substanzen wird die Spaltung von Bindungen eher unter Bildung von Ionen und bei welchen unter Bildung freier Radikale erfolgen: NaCl, CS 2, CH 4, K 2 O, H 2 SO 4 , KOH, Cl 2?
Als Halogenwasserstoffe werden angegeben: HF, HCl, HBr, HI. Wählen Sie Halogenwasserstoff:
eine wässrige Lösung, deren stärkste Säure (schwächste Säure) ist;
mit der polarsten Bindung (am wenigsten polare Bindung);
mit der längsten Verbindungslänge (mit der kürzesten Verbindungslänge);
mit dem höchsten Siedepunkt (niedrigster Siedepunkt).
Wenn eine chemische Fluor-Fluor-Bindung gebildet wird, beträgt sie 2,64 ´
10–19 J Energie. Berechnen Sie die chemische Menge an Fluormolekülen, die gebildet werden muss, damit 1,00 kJ Energie freigesetzt wird.
TEST 6.
Wenn ein Molekül aus zwei isolierten Atomen gebildet wird, beträgt die Energie im System: a) erhöht sich; b) nimmt ab; c) ändert sich nicht; d) Es ist sowohl eine Verringerung als auch eine Erhöhung der Energie möglich. |
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Geben Sie an, bei welchem Stoffpaar die gemeinsamen Elektronenpaare zum Sauerstoffatom hin verschoben sind: a) OF 2 und CO; b) Cl 2 O und NO; c) H 2 O und N 2 O 3; d) H 2 O 2 und O 2 F 2. |
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Geben Sie Verbindungen mit einer kovalenten unpolaren Bindung an: a) O 2; b) N 2; c) Cl 2; d) PCl 5 . |
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Geben Sie Verbindungen mit polaren kovalenten Bindungen an: a) H 2 O; b) Br 2; c) Cl 2 O; d) SO 2. |
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Wählen Sie ein Molekülpaar aus, bei dem alle Bindungen kovalent sind: a) NaCl, HCl; b) CO 2, Na 2 O; c) CH 3 Cl, CH 3 Na; d) SO 2, NEIN 2. |
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Verbindungen mit einer kovalenten polaren und kovalenten unpolaren Bindung sind jeweils: a) Wasser und Schwefelwasserstoff; b) Kaliumbromid und Stickstoff; c) Ammoniak und Wasserstoff; d) Sauerstoff und Methan. |
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Keine der kovalenten Bindungen wird durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus im Partikel gebildet: a) CO 2; b) CO; c) BF 4 – ; d) NH 4 + . |
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Wenn der Unterschied in der Elektronegativität zwischen gebundenen Atomen zunimmt, geschieht Folgendes: a) Verringerung der Polarität der Bindung; b) Stärkung der Polarität der Verbindung; c) Erhöhung des Ionizitätsgrades der Bindung; d) Verringerung des Ionizitätsgrades der Bindung. |
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In welcher Reihe sind die Moleküle in der Reihenfolge zunehmender Bindungspolarität angeordnet? a) HF, HCl, HBr; b) NH 3, PH 3, AsH 3; c) H 2 Se, H 2 S, H 2 O; d) CO 2, CS 2, CSe 2. |
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Höchste Bindungsenergie in einem Molekül: a) H 2 Te; b) H 2 Se; c) H 2 S; d) H 2 O. |
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Die chemische Bindung ist in einem Molekül am schwächsten: a) Bromwasserstoff; b) Chlorwasserstoff; c) Jodwasserstoff; d) Fluorwasserstoff. |
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Die Bindungslänge nimmt bei einer Reihe von Substanzen mit den Formeln zu: a) CCl 4, CBr 4, CF 4; b) SO 2, SeO 2, TeO 2; c) H 2 S, H 2 O, H 2 Se; d) HBr, HCl, HF. |
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Maximale AnzahlS-Bindungen, die zwischen zwei Atomen in einem Molekül bestehen können: a) 1; b) 2; um 3; d) 4. |
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Eine Dreifachbindung zwischen zwei Atomen beinhaltet: a) 2 s-Bindungen und 1 π-Bindung; b) 3 S-Bindungen; c) 3 π-Bindungen; d) 1s-Bindung und 2π-Bindung. |
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CO-Molekül 2 enthält chemische Bindungen: a) 1s und 1π; b) 2s und 2π; c) 3s und 1π; d) 4s. |
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SummeS- Undπ- Verbindungen (S + π) in einem MolekülALSO 2 Cl 2 ist gleich: a) 3 + 3; b) 3 + 2; c) 4 + 2; d) 4 + 3. |
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Geben Sie Verbindungen mit Ionenbindungen an: a) Natriumchlorid; b) Kohlenmonoxid (II); c) Jod; d) Kaliumnitrat. |
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Nur ionische Bindungen unterstützen die Struktur eines Stoffes: a) Natriumperoxid; b) gelöschter Kalk; c) Kupfersulfat; d) Sylvinit. |
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Geben Sie an, welches Elementatom an der Bildung einer metallischen und ionischen Bindung beteiligt sein kann: a) Als; b) Br; c) K; d) Se. |
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Der am stärksten ausgeprägte Charakter der Ionenbindung in der Verbindung ist: a) Calciumchlorid; b) Kaliumfluorid; c) Aluminiumfluorid; d) Natriumchlorid. |
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Geben Sie Stoffe an, deren Aggregatzustand unter normalen Bedingungen durch Wasserstoffbrückenbindungen zwischen Molekülen bestimmt wird: a) Wasserstoff; b) Chlorwasserstoff; c) flüssiger Fluorwasserstoff; d) Wasser. |
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Geben Sie die stärkste Wasserstoffbindung an: a) –N....H–; b) –O....H–; c) –Cl....H–; d) –S....H–. |
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Welche chemische Bindung ist am wenigsten stark? a) Metall; b) ionisch; c) Wasserstoff; d) kovalent. |
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Geben Sie die Art der Bindung im NF-Molekül an 3 : a) ionisch; b) unpolar kovalent; c) polar kovalent; d) Wasserstoff. |
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Chemische Bindung zwischen Atomen der Elemente mit den Ordnungszahlen 8 und 16: a) ionisch; b) kovalent polar; c) kovalent unpolar; d) Wasserstoff. |
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