Das seguintes características dos átomos dos elementos. Química
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Lei periódica.
A estrutura do átomo
O artigo apresenta tarefas de teste sobre o tema do banco de tarefas de teste compiladas pelos autores para controle temático na 8ª série. (A capacidade do banco é de 80 trabalhos para cada um dos seis tópicos estudados na 8ª série e 120 trabalhos para o tópico “Aulas principais de compostos inorgânicos”.) Atualmente, a química na 8ª série é ensinada usando nove livros didáticos. Portanto, ao final do artigo, é fornecida uma lista de elementos controlados de conhecimento, indicando o número de tarefas. Isso permitirá que os professores que trabalham em diferentes programas escolham a sequência apropriada de tarefas de um tópico e um conjunto de combinações de tarefas de teste de diferentes tópicos, inclusive para controle final.
As 80 tarefas de teste propostas são agrupadas por 20 questões em quatro opções, nas quais tarefas semelhantes são repetidas. Para compilar mais opções da lista de elementos de conhecimento, selecionamos (aleatoriamente) os números das tarefas para cada elemento estudado de acordo com nosso planejamento temático. Essa apresentação de tarefas para cada tópico permite uma análise rápida elemento por elemento dos erros e sua correção oportuna. Usar tarefas semelhantes em uma variante e alternar uma ou duas respostas corretas reduz a probabilidade de adivinhar a resposta. A complexidade das questões, via de regra, aumenta da 1ª e 2ª opções para a 3ª e 4ª opções.
Há uma opinião de que os testes são um “jogo de adivinhação”. Convidamos você a verificar se este é o caso. Após o teste, compare os resultados com as marcas no diário. Se os resultados do teste forem mais baixos, isso pode ser explicado pelos seguintes motivos.
Em primeiro lugar, esta forma de controle (teste) é incomum para os alunos. Em segundo lugar, o professor dá ênfase de forma diferente ao estudar o tema (definindo o principal no conteúdo da educação e métodos de ensino).
Opção 1
Tarefas.
1. No 4º período, grupo VIa, existe um elemento com número de série:
1) 25; 2) 22; 3) 24; 4) 34.
2. Um elemento com uma carga nuclear atômica de +12 tem um número ordinal:
1) 3; 2) 12; 3) 2; 4) 24.
3. O número de série do elemento corresponde às seguintes características:
1) a carga do núcleo de um átomo;
2) o número de prótons;
3) o número de nêutrons;
4. Seis elétrons no nível de energia externo de átomos de elementos com um número de grupo:
1)II; 2)III; 3) VI; 4) IV.
5. Fórmula de óxido de cloro superior:
1) Cl2O; 2) Cl2O3;
3) Cl2O5; 4) Cl 2 O 7.
6. A valência de um átomo de alumínio é:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
7. A fórmula geral de compostos de hidrogênio voláteis de elementos do grupo VI:
1) EN 4; 2) EN 3;
3) NE; 4) H 2 E.
8. O número da camada eletrônica externa no átomo de cálcio:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
9.
1) Li; 2) Na; 3) K; 4) C.
10. Especifique os elementos metálicos:
1) K; 2) Cu; 3) Ah; 4) N.
11. Onde na tabela de D.I. Mendeleev estão os elementos cujos átomos em reações químicas apenas cedem elétrons?
1) No grupo II;
2) no início do 2º período;
3) no meio do 2º período;
4) no grupo VIa.
12.
2) Ser, Mg; Al;
3) Mg, Ca, Sr;
13. Especifique elementos não metálicos:
1) Cl; 2) S; 3) Mn; 4) Mg.
14. Propriedades não metálicas aumentam na série:
15. Que característica de um átomo muda periodicamente?
1) A carga do núcleo de um átomo;
2) o número de níveis de energia em um átomo;
3) o número de elétrons no nível de energia mais externo;
4) o número de nêutrons.
16.
1 PARA; 2) Al; 3) P; 4) Cl.
17. No período de aumento da carga do núcleo, os raios dos átomos dos elementos:
1) diminuição;
2) não mude;
3) aumento;
4) mude periodicamente.
18. Isótopos de átomos do mesmo elemento diferem em:
1) o número de nêutrons;
2) o número de prótons;
3) o número de elétrons de valência;
4) posição na tabela de D.I. Mendeleev.
19. O número de nêutrons no núcleo de um átomo 12 C:
1) 12; 2) 4; 3) 6; 4) 2.
20. Distribuição de elétrons por níveis de energia em um átomo de flúor:
1) 2, 8, 4; 2) 2,6;
3) 2, 7; 4) 2, 8, 5.
opção 2
Tarefas. Escolha uma ou duas respostas corretas.
21. O elemento com número ordinal 35 está em:
1) 7º período, grupo IVa;
2) 4º período, grupo VIIa;
3) 4º período, grupo VIIb;
4) 7º período, grupo IVb.
22. Um elemento com uma carga nuclear atômica de +9 tem um número ordinal:
1) 19; 2) 10; 3) 4; 4) 9.
23. O número de prótons em um átomo neutro é o mesmo que:
1) o número de nêutrons;
2) massa atômica;
3) número de série;
4) o número de elétrons.
24. Cinco elétrons no nível de energia externo de átomos de elementos com um número de grupo:
1) eu; 2)III; 3) V; 4) VII.
25. Fórmula de Óxido Nítrico Superior:
1) N2O; 2) N2O3;
3) N2O5; 4) NÃO;
26. A valência do átomo de cálcio em seu hidróxido superior é:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
27. A valência de um átomo de arsênico em seu composto de hidrogênio é:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
28. O número da camada eletrônica externa no átomo de potássio:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
29. O maior raio atômico de um elemento:
1) B; 2) O; 3) C; 4) N.
30. Especifique os elementos metálicos:
1 PARA; 2) H; 3) F; 4) Cu.
31. Átomos de elementos capazes de aceitar e doar elétrons estão localizados:
1) no grupo Ia;
2) no grupo VIa;
3) no início do 2º período;
4) no final do 3º período.
32.
1) Na, K, Li; 2) Al, Mg, Na;
3) P, S, Cl; 4) Na, Mg, Al.
33. Especifique elementos não metálicos:
1) Na; 2) Mg; 3) Si; 4)P.
34.
35. A principal característica de um elemento químico:
1) massa atômica;
2) carga nuclear;
3) o número de níveis de energia;
4) o número de nêutrons.
36. O símbolo do elemento cujos átomos formam um óxido anfótero:
1) N; 2) K; 3) S; 4) Zn.
37. Nos principais subgrupos (a) do sistema periódico de elementos químicos, com o aumento da carga do núcleo, o raio do átomo:
1) aumenta;
2) diminuições;
3) não muda;
4) muda periodicamente.
38. O número de nêutrons no núcleo de um átomo é:
1) o número de elétrons;
2) o número de prótons;
3) a diferença entre a massa atômica relativa e o número de prótons;
4) massa atômica.
39. Os isótopos de hidrogênio diferem em número:
1) elétrons;
2) nêutrons;
3) prótons;
4) posição na tabela.
40. A distribuição de elétrons por níveis de energia no átomo de sódio:
1) 2, 1; 2) 2, 8, 1;
3) 2, 4; 4) 2, 5.
Opção 3
Tarefas. Escolha uma ou duas respostas corretas.
41. Especifique o número de série do elemento que está no grupo IVa, o 4º período da tabela de D.I. Mendeleev:
1) 24; 2) 34; 3) 32; 4) 82.
42. A carga do núcleo de um átomo do elemento nº 13 é:
1) +27; 2) +14; 3) +13; 4) +3.
43. O número de elétrons em um átomo é:
1) o número de nêutrons;
2) o número de prótons;
3) massa atômica;
4) número de série.
44. Para átomos de elementos do grupo IVa, o número de elétrons de valência é:
1) 5; 2) 6; 3) 3; 4) 4.
45. Óxidos com a fórmula geral R 2 O 3 formam elementos da série:
1) Na, K, Li; 2) Mg, Ca, Be;
3) B, Al, Ga; 4) C, Si, Ge.
46. A valência do átomo de fósforo em seu óxido mais alto é:
1) 1; 2) 3; 3) 5; 4) 4.
47. Compostos de hidrogênio de elementos do grupo VIIa:
1) HClO4; 2) HCl;
3) HBrO; 4) HBr.
48. O número de camadas de elétrons em um átomo de selênio é:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
49. O maior raio atômico de um elemento:
1) Li; 2) Na; 3) Mg;
50. Especifique os elementos metálicos:
1) Na; 2) Mg; 3) Si; 4)P.
51. Átomos de quais elementos doam elétrons facilmente?
1) K; 2) Cl; 3) Na; 4) S.
52. Um número de elementos em que as propriedades metálicas aumentam:
1) C, N, B, F;
2) Al, Si, P, Mg;
53. Especifique elementos não metálicos:
1) Na; 2) Mg; 3) H; 4) S.
54. Um número de elementos em que as propriedades não metálicas aumentam:
1) Li, Na, K, H;
2) Al, Si, P, Mg;
3) C, N, O, F;
4) Na, Mg, Al, K.
55. Com um aumento na carga do núcleo atômico, as propriedades não metálicas dos elementos:
1) mudar periodicamente;
2) são amplificados;
3) não mude;
4) enfraquecer.
56. O símbolo do elemento cujos átomos formam um hidróxido anfotérico:
1) Na; 2) Al; 3) N; 4) S.
57. A frequência de mudanças nas propriedades dos elementos e seus compostos é explicada por:
1) repetição da estrutura da camada eletrônica externa;
2) aumento do número de camadas eletrônicas;
3) aumento do número de nêutrons;
4) um aumento na massa atômica.
58. O número de prótons no núcleo de um átomo de sódio é:
1) 23; 2) 12; 3) 1; 4) 11.
59. Como os isótopos do mesmo elemento diferem?
1) O número de prótons;
2) o número de nêutrons;
3) o número de elétrons;
4) a carga do núcleo.
60. Distribuição de elétrons por níveis de energia em um átomo de lítio:
1) 2, 1; 2) 2, 8, 1;
3) 2, 4; 4) 2, 5;
Opção 4
Tarefas. Escolha uma ou duas respostas corretas.
61. O elemento com número ordinal 29 está em:
1) 4º período, grupo Ia;
2) 4º período, grupo Ib;
3) 1º período, grupo Ia;
4) 5º período, grupo Ia.
62. A carga do núcleo de um átomo do elemento nº 15 é igual a:
1) +31; 2) 5; 3) +3; 4) +15.
63. A carga do núcleo de um átomo é determinada por:
1) o número de série do elemento;
2) número do grupo;
3) número do período;
4) massa atômica.
64. Para átomos de elementos do grupo III, o número de elétrons de valência é:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 5.
65. O óxido de enxofre superior tem a fórmula:
1) H2SO3; 2) H2SO4;
3) SO3; 4) SO2.
66. Fórmula de óxido de fósforo superior:
1) R2O3; 2) H3RO4;
3) NPO 3; 4) P 2 O 5.
67. A valência do átomo de nitrogênio em seu composto de hidrogênio:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
68. O número do período na tabela de D.I. Mendeleev corresponde à seguinte característica do átomo:
1) o número de elétrons de valência;
2) maior valência em combinação com oxigênio;
3) o número total de elétrons;
4) o número de níveis de energia.
69. O maior raio atômico de um elemento:
1) Cl; 2) Br; 3) eu; 4) F.
70. Especifique os elementos metálicos:
1) Mg; 2) Li; 3) H; 4) C.
71. Um átomo de qual elemento doa um elétron mais facilmente?
1) Sódio; 2) césio;
3) potássio; 4) lítio.
72. As propriedades metálicas aumentam na série:
1) Na, Mg, Al; 2) Na, K, Rb;
3) Rb, K, Na; 4) P, S, Cl.
73. Especifique elementos não metálicos:
1) Cu; 2) Br; 3) H; 4) Cr.
74. Propriedades não metálicas na série N–P–As–Sb:
1) diminuição;
2) não mude;
3) aumento;
4) diminuir e depois aumentar.
75. Que características de um átomo mudam periodicamente?
1) Massa atômica relativa;
2) carga nuclear;
3) o número de níveis de energia em um átomo;
4) o número de elétrons no nível externo.
76. Que átomos de elementos formam o óxido anfotérico?
1 PARA; 2) Ser; 3) C; 4) S.
77. Em um período com um aumento na carga do núcleo de um átomo, a atração de elétrons para o núcleo e as propriedades metálicas aumentam:
1) são amplificados;
2) mudar periodicamente;
3) enfraquecer;
4) não mude.
78. A massa atômica relativa de um elemento é numericamente igual a:
1) o número de prótons no núcleo;
2) o número de nêutrons no núcleo;
3) o número total de nêutrons e prótons;
4) o número de elétrons em um átomo.
79. O número de nêutrons no núcleo de um átomo 16 O é igual a:
1) 1; 2) 0; 3) 8; 4) 32.
80. A distribuição de elétrons por níveis de energia no átomo de silício:
1) 2, 8, 4; 2) 2, 6;
3) 2, 7; 4) 2, 8, 5.
Lista de elementos controlados de conhecimento sobre o tema
"Lei periódica. A estrutura do átomo "
(através do número de tarefas são dadas entre parênteses)
O número ordinal do elemento (1, 3, 21, 41, 61), a carga do núcleo atômico (2, 22, 42, 62, 63), o número de prótons (23) e o número de elétrons (43 ) no átomo.
Número do grupo, número de elétrons no nível de energia externa (4, 24, 44, 64), fórmulas do óxido mais alto (5, 25, 45, 65), valência mais alta do elemento (6, 26, 46, 66) , fórmulas de compostos de hidrogénio (7, 27, 47, 67).
Número do período, número de níveis eletrônicos (8, 28, 48, 68).
Alterar o raio de um átomo (9, 17, 29, 37, 49, 67, 69).
A posição na tabela de D.I. Mendeleev de elementos metálicos (10, 30, 50, 70) e elementos não metálicos (13, 33, 53, 73).
A capacidade dos átomos de dar e receber elétrons (11, 31, 51, 71).
Alterações nas propriedades de substâncias simples: por grupos (12, 14, 34, 52, 54, 74) e períodos (32, 72, 77).
Mudança periódica na estrutura eletrônica de átomos e propriedades de substâncias simples e seus compostos (15, 35, 55, 57, 75, 77).
Óxidos e hidróxidos anfotéricos (16, 36, 56, 76).
Número de massa, número de prótons e nêutrons em um átomo, isótopos (18, 19, 38, 39, 58, 59, 78, 79).
Distribuição de elétrons por níveis de energia em um átomo (20, 40, 60, 80).
Respostas para testar tarefas sobre o tema
"Lei periódica. A estrutura do átomo "
| Opção 1 | opção 2 | Opção 3 | Opção 4 | ||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| Número de Trabalho | Resposta Não. | Número de Trabalho | Resposta Não. | Número de Trabalho | Resposta Não. | Número de Trabalho | Resposta Não. |
| 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 |
Literatura
Gorodnicheva I.N.. Trabalho de controle e verificação em química. Moscou: Aquário, 1997; Sorokin V.V., Zlotnikov E.G.. Testes de química. M.: Educação, 1991.
Foi dito acima (p. 172) sobre a periodicidade das mudanças na propriedade mais importante dos átomos para a química - valência. Existem outras propriedades importantes, cuja mudança é caracterizada pela periodicidade. Essas propriedades incluem o tamanho (raio) de um átomo. O átomo não tem superfície, e seu limite é vago, pois a densidade das nuvens de elétrons externas diminui gradualmente com a distância do núcleo. Os dados sobre os raios dos átomos são obtidos a partir da determinação das distâncias entre seus centros nas moléculas e nas estruturas cristalinas. Os cálculos também foram realizados com base nas equações da mecânica quântica. Na fig. 5.10 pré-
Arroz. 5.10. Periodicidade da mudança de raios atômicos
a curva de mudança de raios atômicos dependendo da carga do núcleo é definida.
Do hidrogênio ao hélio, o raio diminui e depois aumenta acentuadamente para o lítio. Isto é devido ao aparecimento de um elétron no segundo nível de energia. No segundo período do lítio ao neônio, à medida que a carga nuclear aumenta, os raios diminuem.
Ao mesmo tempo, um aumento no número de elétrons em um determinado nível de energia leva a um aumento em sua repulsão mútua. Portanto, no final do período, a diminuição do raio diminui.
Na transição de neon para sódio - o primeiro elemento do terceiro período - o raio aumenta acentuadamente novamente e depois diminui gradualmente para argônio. Depois disso, um aumento acentuado no raio do potássio ocorre novamente. Acontece uma curva dente de serra periódica característica. Cada seção da curva de um metal alcalino para um gás nobre caracteriza uma mudança no raio em um período: uma diminuição no raio é observada quando se move da esquerda para a direita. Também é interessante descobrir a natureza da mudança de raios em grupos de elementos. Para fazer isso, você precisa desenhar uma linha através dos elementos de um grupo. É visto diretamente da posição dos máximos para metais alcalinos que os raios atômicos aumentam na transição de cima para baixo no grupo. Isso se deve ao aumento do número de camadas eletrônicas.
atribuição 5.17. Como os raios atômicos mudam de F para Br? Determine isso a partir da Fig. 5.10.
Muitas outras propriedades dos átomos, tanto físicas quanto químicas, dependem dos raios. Por exemplo, um aumento nos raios dos átomos pode explicar a diminuição nos pontos de fusão de metais alcalinos de lítio para césio:
Os tamanhos dos átomos estão relacionados às suas propriedades energéticas. Quanto maior o raio das nuvens de elétrons externas, mais fácil o átomo perde um elétron. Então fica carregado positivamente e ele.
Um íon é um dos possíveis estados de um átomo em que ele tem uma carga elétrica devido à perda ou ganho de elétrons.
A capacidade de um átomo de se transformar em um íon carregado positivamente é caracterizada por energia de ionização E I. Esta é a energia mínima necessária para separar um elétron externo de um átomo em estado gasoso:
O íon positivo resultante também pode perder elétrons, tornando-se duplamente carregado, triplamente carregado, etc. Neste caso, a energia de ionização aumenta muito.
A energia de ionização dos átomos aumenta em um período quando se move da esquerda para a direita e diminui em grupos quando se move de cima para baixo.
Muitos, mas não todos, os átomos são capazes de anexar um elétron adicional, transformando-se em um íon A~ carregado negativamente. Esta propriedade é caracterizada energia de afinidade eletrônica E cf. Esta é a energia liberada quando um elétron é ligado a um átomo em estado gasoso:
Tanto a energia de ionização quanto a energia de afinidade eletrônica são comumente referidas como 1 mol de átomos e expresso em kJ/mol. Considere a ionização do átomo de sódio como resultado da adição e perda de um elétron (Fig. 5.11) . Pode-se ver na figura que, para a remoção de um elétron de um átomo de sódio, é necessário 10 vezes mais energia do que é liberada quando um elétron é ligado. O íon sódio negativo é instável e quase nunca ocorre em substâncias complexas.
Arroz. 5.11. Ionização do átomo de sódio
A energia de ionização dos átomos muda em períodos e grupos na direção oposta à mudança no raio dos átomos. A mudança na energia de afinidade eletrônica em um período é mais complicada, pois os elementos IIA- e VIIIA-rpynn não possuem afinidade eletrônica. Aproximadamente, podemos supor que a energia de afinidade eletrônica, como E k, aumenta nos períodos (até e incluindo o grupo VII) e diminui nos grupos de cima para baixo (Fig. 5.12).
exercício 5 .dezoito. Os átomos de magnésio e argônio no estado gasoso podem formar íons carregados negativamente?
Íons com cargas positivas e negativas são atraídos um pelo outro, o que leva a várias transformações. O caso mais simples é a formação de ligações iônicas, ou seja, a associação de íons em uma substância sob a influência da atração eletrostática. Depois, há uma estrutura de cristal iônico, característica do sal alimentar NaCl e muitos outros sais. Mas talvez
Arroz. 5.12. A natureza da mudança na energia de ionização e energia de afinidade eletrônica em grupos e períodos
de modo que o íon negativo não retém seu elétron extra com muita firmeza, e o íon positivo, ao contrário, tende a restaurar sua neutralidade elétrica. Então a interação entre os íons pode levar à formação de moléculas. É óbvio que íons de diferentes sinais de carga C1+ e C1~ são atraídos um pelo outro. Mas devido ao fato de serem íons de átomos idênticos, eles formam uma molécula C1 2 com carga zero nos átomos.
PERGUNTAS E EXERCÍCIOS
1. De quantos prótons, nêutrons e elétrons são feitos os átomos de bromo?
2.
Calcule as frações de massa de isótopos na natureza. 
3. Quanta energia é liberada durante a formação de 16 G oxigênio por reação 
fluindo nas profundezas das estrelas?
4. Calcule a energia de um elétron em um átomo de hidrogênio excitado em n =3.
5. Escreva as fórmulas eletrônicas completas e abreviadas do átomo de iodo.
6. Escreva a fórmula eletrônica abreviada do íon G.
7. Escreva as fórmulas eletrônicas completas e abreviadas do átomo Ba e do íon Ba 2.
8. Construir diagramas de energia de átomos de fósforo e arsênico.
9. Trace diagramas de energia completos de átomos de zinco e gálio.
10. Organize os seguintes átomos em ordem crescente de raio: alumínio, boro, nitrogênio.
11. Quais dos seguintes íons formam estruturas cristalinas iônicas entre si: Br + Br - , K + , K - , I + , I - , Li + , Li - ? O que pode ser esperado na interação de íons em outras combinações?
12. Assuma a possível natureza da mudança no raio dos átomos durante a transição no sistema periódico na direção diagonal, por exemplo, Li - Mg - Sc.
O exame nº 2 contém tarefas nos seguintes tópicos:
- Sistema periódico
- A frequência de mudanças nas propriedades dos elementos e seus compostos.
- Ligação química. Método VS.
- Ligação química. método MO.
- Ligação química. Ligação iônica.
- Ligação química em compostos complexos.
Teste de conhecimento:
1. Das características dos átomos dos elementos listados abaixo, muda periodicamente
(1) a carga do núcleo de um átomo;
(2) massa atômica relativa;
(3) o número de níveis de energia em um átomo;
(4) o número de elétrons no nível de energia mais externo.
2. Dentro de um período, um aumento no número ordinal de um elemento é geralmente acompanhado por
(1) diminuição do raio atômico e aumento da eletronegatividade do átomo;
(2) aumento do raio atômico e diminuição da eletronegatividade do átomo;
(3) diminuição do raio atômico e diminuição da eletronegatividade do átomo;
(4) um aumento no raio atômico e um aumento na eletronegatividade do átomo.
3. Um átomo de qual elemento cede mais facilmente um elétron (os números indicam o número ordinal do elemento):
(1) sódio,11; (2) magnésio, 12; (3) alumínio, 13; (4) silício, 14?
4. Átomos de elementos do grupo 1A do sistema periódico de elementos têm o mesmo número
(1) elétrons no nível eletrônico externo;
(2) nêutrons;
(3) todos os elétrons.
5. Os elementos estão dispostos em ordem crescente de eletronegatividade na série
(1) As, Se, Cl, F; (2) C, I, B, Si; (3) Br, P, H, Sb; (4) O, Se, Br, Te.
6. No segundo e terceiro períodos do sistema periódico, à medida que o tamanho dos átomos dos elementos diminui
(1) seu tamanho de íon também diminui;
(2) diminui a eletronegatividade;
(3) as propriedades metálicas dos elementos enfraquecem;
(4) as propriedades metálicas dos elementos são melhoradas.
7. Qual linha inclui apenas elementos de transição:
(1) elementos 11, 14, 22, 42; (2) elementos 13, 33, 54, 83;
(3) elementos 24, 39, 74, 80; (4) itens 19, 32, 51, 101?
8. Qual dos seguintes elementos possui propriedades químicas que nos permitem falar sobre sua semelhança com o elemento cálcio:
(1) carbono. A PARTIR DE; (2) sódio, Na; (3) potássio. PARA; (4) estrôncio, Sr?
9. As propriedades não metálicas dos elementos localizados nos principais subgrupos do sistema periódico de D. I. Mendeleev são mais pronunciadas naqueles que são
(1) no topo do subgrupo;
(2) na parte inferior do subgrupo;
(3) no meio do subgrupo;
(4) para todos os elementos, os subgrupos são expressos aproximadamente no mesmo grau.
10. Qual número de elementos é apresentado em ordem crescente de raio atômico:
(1) O, S, Se, Te; (2) C, N, O, F; (3) Na, Mg, Al, Si; (4) I, Br, Cl, F?
11. A natureza metálica das propriedades dos elementos da série Mg-Ca-Sr-Ba
(1) diminui;
(2) aumentos;
(3) não muda;
12. Natureza não metálica das propriedades dos elementos da série N-P-As-Sb-Bi
(1) diminui;
(2) aumentos;
(3) não muda;
(4) diminui e depois aumenta.
13. Qual par no conjunto especificado de elementos - Ca, P, Si, Ag, Ni, As - tem as propriedades químicas mais semelhantes:
(1) Ca, Si; (2) Ag, Ni; (3) P, As; (4) Ni, P?
14. De acordo com suas propriedades químicas, o elemento radioativo rádio está mais próximo de
(1) césio; (2) bário; (3) lantânio; (4) actínio.
15. Com base na posição do elemento lantânio no sistema periódico, pode-se afirmar com segurança que, para os lantanídeos, o estado de oxidação mais característico será
(1) +1; (2) +2; (3) +3; (4) +4.
16. As principais propriedades dos hidróxidos dos elementos do grupo 1A à medida que o número de série aumenta
(1) diminuição;
(2) aumento;
(3) permanecem inalterados;
(4) diminuir e depois aumentar.
17. Com base na posição dos elementos no sistema periódico, a combinação mais provável de germânio com selênio pode ser representada pela fórmula.
18. O elemento hipotético Z forma o cloreto ZCl 5 . Qual é a fórmula mais provável para o seu óxido:
(1) ZO2; (2) ZO5; (3) Z2O5; (4) Z5O2?
19. Substâncias simples cujos elementos têm a maior semelhança de propriedades físicas e químicas:
(1) Li, S; (2) Be, Cl; (3) F, Cl; (4) Li, F?
20. Dos elementos do terceiro período abaixo, as propriedades não metálicas mais pronunciadas têm
(1) alumínio; (2) silício; (3) enxofre; (4) cloro.
21. Dos elementos dados do grupo IIIA, tem propriedades não metálicas pronunciadas
(1) boro; (2) alumínio; (3) gálio; (4) índio.
22. Qual dos seguintes elementos do quarto período do sistema periódico apresenta os mesmos valores de valência em seu composto de hidrogênio e no óxido superior:
(1) bromo; (2) germânio; (3) arsênico; (4) selênio?
23. A natureza dos óxidos na série P 2 O 5 -SiO 2 -Al 2 O s -MgO muda da seguinte forma:
(1) básico a ácido;
(2) de ácido para básico;
(3) básico a anfotérico;
(4) anfotérico a ácido.
24. Escreva as fórmulas dos óxidos superiores dos elementos e dos ácidos correspondentes; nomeie esses ácidos
25. Com base na posição do elemento no sistema periódico, escreva seus compostos, cujas formas são indicadas abaixo:
26. Da lista de elementos: Be, B, C, N, Al, Si, P, S, Ga, Ge, As, Br - formam óxidos do tipo EO 2 e hidretos do tipo EN 4 -.
27. Com base na posição do elemento no sistema periódico, deduza as fórmulas para seu óxido e hidróxido superiores e indique sua natureza:
28. Um elemento com número atômico 34 forma um composto de hidrogênio, um óxido superior e um hidróxido. Este último se manifesta
(1) propriedades ácidas;
(2) propriedades básicas;
(3) propriedades anfotéricas.
29. O número máximo de elementos químicos que podem preencher o sexto período do sistema periódico deve ser igual a
(1) 8; (2) 18; (3) 32; (4) 50.
30. O número máximo de elementos no sétimo período deve ser
(1) 18; (2) 32; (3) 50; (4) 72.
31. No sétimo período, o último elemento deve estar com número de série
(1) 118; (2) 114; (3) 112; (4) 110.
32. As propriedades dos metais alcalinos devem ser esperadas para elementos com números de série
(1) 111 e 190; (2) 119 e 169; (3) 137 e 187; (4) 155 e 211.
33. A configuração dos orbitais dos elétrons de valência do bismuto coincide com
(1) selênio e telúrio;
(2) nitrogênio e fósforo;
(3) silício e germânio;
(4) nióbio e tântalo.
34. O elemento com número de série 117 deve ser atribuído a
(1) metais alcalinos; (3) halogênios;
(2) metais alcalino-terrosos; (4) elementos de transição.
35. A valência máxima do chumbo em compostos de oxigênio é:
(1)II; (2) IV; (3) VI; (4) VIII.
36. O tipo de orbitais dos elétrons de valência no índio coincide com
(1) Am e Fr; (2) Pb e Sn; (3) Al e Ga; (4) Cu e Ag.
37. Titânio refere-se a
(1) s-; (2) p-; (3) d-; (4) f-elementos.
38. Valência máxima de bromo em compostos de oxigênio
(1) eu; (2)III; (3)V; (4) VII.
39. O sétimo período do sistema de elementos deve terminar com um elemento com número de série
(1) 108; (2) 110; (3) 118; (4) 128.
40. O ângulo entre as ligações H-E é o maior na molécula do composto
(1) H2Te; (2) H2Se; (3) H2S; (4) H2O.
41. Na série K-Ca-Sc-Ti, o raio dos átomos (diminui, aumenta).
42. Energia, que é indicada na equação Сl ° (g.) → Cl + (g.) +e- 1254 kJ, é para o átomo de cloro
(1) energia de ligação química;
(2) energia de ionização;
(3) eletronegatividade;
(4) afinidade eletrônica.
43. A afinidade eletrônica é chamada
(1) a energia necessária para separar um elétron de um átomo não excitado;
(2) a capacidade de um átomo de um determinado elemento de atrair a densidade eletrônica para si mesmo;
(3) a transição de um elétron para um nível de energia mais alto;
(4) liberação de energia quando um elétron é ligado a um átomo ou íon.
44. Qual dos elementos tem a maior energia de ionização:
(1) Li; (2) F; (3) Fe; (4) Eu?
45. A energia gasta na remoção de um elétron de um átomo de um elemento em estado gasoso, em magnésio
(1) menos que sódio e mais que alumínio;
(2) mais do que sódio e menos do que alumínio;
(3) menos de sódio e alumínio;
(4) mais do que sódio e alumínio.
46. Com base na análise das estruturas eletrônicas dos átomos e na posição dos elementos no sistema periódico, indique qual de cada dois dos seguintes átomos tem maior afinidade por um elétron:
(1) potássio ou cálcio;
(2) enxofre ou cloro;
(3) hidrogênio ou lítio?
47. Os elementos químicos estão dispostos em ordem crescente de eletronegatividade na série
(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. Qual linha de elementos está localizada à medida que seus raios atômicos aumentam:
(1) Na, Mg, Al, Si; (3) O, S, Se, Te;
(2) C, O, N, F; (4) I, Br, C1, F?
49. Na série dos metais alcalinos (do Li ao Cs), o césio é o menos eletronegativo. Isso se deve ao fato de ele ter
(1) o maior número de nêutrons no núcleo;
(2) mais elétrons de valência do que outros elementos;
(3) grande massa atômica;
(4) elétrons de valência mais distantes do núcleo de um átomo.
50. Íons isoeletrônicos são aqueles que possuem o mesmo número de elétrons e a mesma estrutura do nível eletrônico externo. Os íons O 2- , F - , Na + , Mg 2+ , A1 3+ têm a configuração eletrônica do neônio do gás nobre e estão dispostos em ordem crescente das massas atômicas dos elementos. Além disso, seus raios iônicos
(1) praticamente não mudam;
(2) diminuição;
(3) aumento;
(4) diminuir, depois aumentar.
51. Um exemplo de uma molécula não polar com uma ligação covalente polar seria
(1) N2; (2) H2O; (3) NH3; (4) CCl4.
52. Das moléculas acima: H 2, O 2, H 2 O, CO 2, CH 4, H 2 S - são polares.
53. Em qual dos compostos entre os átomos é formada uma ligação covalente de acordo com o mecanismo doador-aceitador:
(1) KCl; (2) NH4Cl; (3) CCl4; (4) CO2?
54. Os orbitais de valência do átomo de berílio na molécula de hidreto de berílio são hibridizados de acordo com o tipo
(1) sp; (2) sp 2; (3) sp 3;(4) d2sp3,
e a molécula tem a estrutura:
55. Os orbitais de valência do átomo de boro na molécula BF 3 são hibridizados de acordo com o tipo
(1) sp; (2) sp 2; (3) sp 3;(4) d2sp3,
e a molécula tem a estrutura:
(a) linear; (c) tetraédrico;
(b) plano; (d) octaédrico.
56. A presença de quatro ligações C-H equivalentes em uma molécula de metano é explicada pelo fato de que
(1) há uma repulsão mútua de quatro pares de elétrons;
(2) o átomo de carbono é hibridizado para formar quatro sp 3 orbitais;
(3) um átomo de carbono tem um s- e três R- elétron de valência;
(4) um átomo de carbono tem dois s- e dois R- elétron de valência.
Respostas:
1. (4) o número de elétrons no nível de energia externo.
2. (1) uma diminuição no raio atômico e um aumento na eletronegatividade do átomo.
3. (1) sódio, 11.
4. (1) elétrons no nível eletrônico externo.
5. (1) As, Se, Cl, F.
6. (3) as propriedades metálicas dos elementos enfraquecem.
7. (3) elementos 24, 39, 74, 80.
8. (4) estrôncio, Sr.
9. (1) no topo do subgrupo.
10.(1)O, S, Se, Te.
11. (2) aumenta.
12. (1) diminui.
14. (2) bário.
16. (2) aumento.
18. (3) Z2O5.
20. (4) cloro.
22. (2) germânio.
23. (2) de ácido para básico.
26. Os óxidos do tipo EO 2 formam hidretos do tipo C, Si, Ge e EN 4 - C, Si, Ge.
28. H 2 Se, SeO 3 e H 2 SeO 4. (1) propriedades ácidas.
32.(2) 119 e 169.
33. (2) nitrogênio e fósforo.
34. (3) halogênios.
36. (3) Al e Ga.
37. (3) d-elementos.
41. Diminui.
42. (2) energia de ionização.
43. (4) liberação de energia quando um elétron é adicionado a um átomo ou íon.
45. (4) mais do que sódio e alumínio.
46. (1) potássio; (2) cloro; (3) hidrogênio.
47. (1) Si, P, Se, Br, Cl, O.
48. (3)O, S, Se, Te.
49. (4) elétrons de valência mais distantes do núcleo de um átomo.
50. (2) diminuição.
52. H2O, H2S.
53. (2) NH4Cl.
54. (1) sp, (a) linear.
55. (2) sp 2, (b) plano.
56. (2) um átomo de carbono é hibridizado para formar quatro sp 3 orbitais.
Tarefas para liquidação individual e trabalho gráfico:
Para um elemento com número de série igual ao número da variante, faça os seguintes cálculos:
1. Escreva a fórmula eletrônica do elemento e mostre graficamente o preenchimento de todos os orbitais atômicos com elétrons.
3. Determine a massa de um átomo de um elemento e seu volume.
4. Determine a massa de uma molécula de uma substância simples de um elemento.
5. Com base na posição do elemento em PS, liste os possíveis estados de oxidação do átomo do elemento em compostos com outros elementos.
6. Escreva a fórmula de óxido, cloreto, hidreto, sulfeto.
8. Calcule o comprimento do dipolo dos compostos de hidrogênio e oxigênio do elemento.
9. Descreva uma ligação em uma molécula de uma substância simples de um elemento usando o método BC.
10. Desenhe uma ligação em uma molécula de uma substância simples de um elemento usando o diagrama de energia do método MO, indique a multiplicidade da ligação e escreva a fórmula.
11. Indique o tipo de hibridização de um átomo de um elemento nas moléculas de todos os óxidos possíveis (no caso de oxigênio, moléculas de compostos de hidrogênio).
12. Indique todos os tipos de ligações (σ, π, δ) em moléculas de óxido (no caso de oxigênio, moléculas de compostos de hidrogênio).
13. Indique os valores dos ângulos de ligação em moléculas de óxido (no caso de oxigênio, moléculas de compostos de hidrogênio).
14. Indique a forma das moléculas de óxido (no caso de oxigênio, moléculas de compostos de hidrogênio).
15. Calcule a energia de formação do composto iônico AB e a energia de interação dos íons A+ e B-.
Para as opções 1, 5, 6, 7, 8, 9, 14, 15, 16, 17: A - potássio, B - um elemento com número de série igual ao número do elemento.
Para as opções 3, 4, 11, 12, 13, 19, 20, 21, 22, 23, 24, 25, 26, 27, 28: B - cloro, A - elemento com número de série igual ao número do elemento .
Para as opções 2, 10, 18: A - um elemento com um número de série igual a (opção número +1), B - um elemento com um elemento ordinal igual a (opção número -1).
Literatura.
1. Kulman A.G. Coleção de problemas em química geral, Ed. 2º, revisado e adicional. - M.: Superior. escola 1975.
2. Maslov E.I. , Golbraikh Z. E. Coleção de tarefas e exercícios de química, 5ª ed., revisada. e adicional - M.: Vyssh. escola 1997.
O número atômico de um elemento mostra:
a) o número de partículas elementares em um átomo; b) o número de nucleons em um átomo;
c) o número de nêutrons em um átomo; d) o número de prótons em um átomo.
A mais correta é a afirmação de que os elementos químicos no PSE estão dispostos em ordem crescente:
a) a massa absoluta de seus átomos; b) massa atômica relativa;
c) o número de nucleons em núcleos atômicos; d) a carga do núcleo atômico.
A periodicidade na alteração das propriedades dos elementos químicos é o resultado de:
a) um aumento no número de elétrons nos átomos;
b) aumento das cargas dos núcleos atômicos;
c) aumento da massa atômica;
d) periodicidade na mudança nas estruturas eletrônicas dos átomos.
Das seguintes características dos átomos dos elementos, elas mudam periodicamente à medida que o número ordinal do elemento aumenta:
a) o número de níveis de energia em um átomo;
b) massa atômica relativa;
c) o número de elétrons no nível de energia mais externo;
d) a carga do núcleo de um átomo.
Escolha pares em que cada característica de um átomo muda periodicamente com um aumento no valor do número de prótons do elemento:
a) energia de ionização e energia de afinidade eletrônica;
b) raio e massa;
c) eletronegatividade e número total de elétrons;
d) propriedades metálicas e o número de elétrons de valência.
Escolha a afirmação correta para os elementosVE os grupos:
a) todos os átomos têm o mesmo número de elétrons;
b) todos os átomos têm o mesmo raio;
c) todos os átomos têm o mesmo número de elétrons na camada externa;
d) todos os átomos têm uma valência máxima igual ao número do grupo.
Algum elemento tem a seguinte configuração eletrônica:ns 2 (n-1) d 10 np 4 . Em que grupo da tabela periódica pertence este elemento?
a) grupo IVB; b) grupo VIB; c) grupo IVA; d) Grupo VIA.
Em períodos de PES com aumento das cargas dos núcleos atômicosnão mudanças: a) a massa dos átomos; b) o número de camadas de elétrons; c) o número de elétrons na camada eletrônica externa; d) raio dos átomos. |
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Em que ordem os elementos estão dispostos em ordem crescente de seus raios atômicos? a) Li, Be, B, C; b) Be, Mg, Ca, Sr; c) N, O, F, Ne; d) Na, Mg, Al, Si. |
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A energia de ionização mais baixa entre os átomos estáveis é: a) lítio; b) bário; c) césio; e) sódio. |
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A eletronegatividade dos elementos aumenta na série: a) P, Si, S, O; b) Cl, F, S, O; c) Te, Se, S, O; d) O, S, Se, Te. |
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Em uma fileira de elementosN / D mg Al Si P S Clda esquerda para a direita: a) aumento da eletronegatividade; b) a energia de ionização diminui; c) o número de elétrons de valência aumenta; d) diminuição das propriedades metálicas. |
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Especifique o metal mais ativo do quarto período: a) cálcio; b) potássio; c) cromo; e) zinco. |
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Especifique o metal mais ativo do grupo IIA: a) berílio; b) bário; c) magnésio; e) cálcio. |
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Especifique o não metal mais ativo do grupo VIIA: a) iodo; b) bromo; c) flúor; e) cloro. |
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Escolha as afirmações corretas: a) nos grupos IA–VIIIA do PSE, apenas os elementos s- e b) nos grupos IV–VIIIB, localizam-se apenas os elementos d; c) todos os elementos d são metais; d) o número total de elementos s no PSE é 13. |
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Com um aumento no número atômico de um elemento no grupo VA, o seguinte aumento: a) propriedades metálicas; b) o número de níveis de energia; c) o número total de elétrons; d) o número de elétrons de valência. |
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Os elementos R são: a) potássio; b) sódio; c) magnésio; e) arsênico. |
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A que família de elementos o alumínio pertence? a) elementos s; b) elementos p; c) elementos d; d) elementos f. |
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Especifique a linha que contém apenasd-elementos: a) Al, Se, La; b) Ti, Ge, Sn; c) Ti, V, Cr; d) La, Ce, Hf. |
Em qual linha estão indicados os símbolos dos elementos das famílias s, p e d? a) H, Ele, Li; b) H, Ba, Al; c) Seja, C, F; d) Mg, P, Cu. |
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O átomo de qual elemento do período IV contém o maior número de elétrons? a) zinco; b) cromo; c) bromo; e) criptônio. |
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Em um átomo de qual elemento, os elétrons do nível de energia mais externo estão mais fortemente associados ao núcleo? a) potássio; b) carbono; c) flúor; d) frâncio. |
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A força de atração dos elétrons de valência para o núcleo de um átomo diminui na série de elementos: a) Na, Mg, Al, Si; b) Rb, K, Na, Li; c) Sr, Ca, Mg, Be; d) Li, Na, K, Rb. |
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O elemento com número de série 31 está localizado: a) no grupo III; b) curto período; c) um longo período; e) no grupo A. |
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Das fórmulas eletrônicas abaixo, escolha aquelas que correspondem aos elementos pVperíodo: 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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Das fórmulas eletrônicas dadas, selecione aquelas que correspondem aos elementos químicos que formam o óxido mais alto da composição E 2 O 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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Determine o elemento cujo átomo contém 4 elétrons no subnível 4p. Em que período e grupo está? a) arsênio, período IV, grupo VA; b) telúrio, período V, grupo VIA; c) selênio, período IV, grupo VIA; d) tungstênio, período VI, grupo VIB. |
Os átomos de cálcio e escândio diferem entre si: a) o número de níveis de energia; b) raio; c) o número de elétrons de valência; d) a fórmula do óxido superior. |
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Para átomos de enxofre e cromo é o mesmo: a) o número de elétrons de valência; b) o número de níveis de energia; c) maior valência; d) a fórmula do óxido superior. |
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Os átomos de nitrogênio e fósforo têm: a) o mesmo número de camadas eletrônicas; b) o mesmo número de prótons no núcleo; c) o mesmo número de elétrons de valência; d) os mesmos raios. |
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A fórmula do óxido mais alto de um elemento do período III, no átomo do qual no estado fundamental existem três elétrons desemparelhados: a) E2O3; b) OE2; c) E2O5; d) E 2 O 7. |
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A fórmula do óxido mais alto do elemento EO 3. Dê a fórmula do seu composto de hidrogênio: a) EN 2; b) EN; c) EN 3; d) EN 4. |
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A natureza dos óxidos de básico para ácido muda na série: a) Na2O, MgO, SiO2; b) Cl 2 O, SO 2, P 2 O 5, NO 2; c) BeO, MgO, B2O3, Al2O3,; d) CO2, B2O3, Al2O3, Li2O; e) CaO, Fe 2 O 3, Al 2 O 3, SO 2. |
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Selecione as linhas em que as fórmulas estão organizadas em ordem crescente das propriedades ácidas dos compostos: a) N 2 O 5, P 2 O 5, As 2 O 5; c) H2SeO3, H2SO3, H2SO4; b) HF, HBr, HI; d) Al2O3, P2O5, Cl2O7. |
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Indique a série em que os hidróxidos estão dispostos em ordem crescente de suas propriedades básicas: a) LiOH, KOH, NaOH; c) LiOH, Ca(OH)2, Al(OH)3; b) LiOH, NaOH, Mg(OH)2; d) LiOH, NaOH, KOH. |
Tarefas
A amostra de fósforo contém dois nuclídeos: fósforo-31 e fósforo-33. A fração molar de fósforo-33 é de 10%. Calcule a massa atômica relativa do fósforo na amostra dada.
O cobre natural consiste em nuclídeos Cu 63 e Cu 65. A razão do número de átomos de Cu 63 para o número de átomos de Cu 65 na mistura é 2,45:1,05. Calcule a massa atômica relativa do cobre.
A massa atômica relativa média do cloro natural é 35,45. Calcule as frações molares de seus dois isótopos se seus números de massa forem 35 e 37.
Uma amostra de oxigênio contém dois nuclídeos: 16 O e 18 O, cujas massas são respectivamente 4,0 g e 9,0 g. Determine a massa atômica relativa do oxigênio nesta amostra.
Um elemento químico consiste em dois nuclídeos. O núcleo do primeiro nuclídeo contém 10 prótons e 10 nêutrons. Existem mais 2 nêutrons no núcleo do segundo nuclídeo. Para cada 9 átomos de um nuclídeo mais leve, há um átomo de um nuclídeo mais pesado. Calcule a massa atômica média de um elemento.
Que massa atômica relativa teria o oxigênio se em uma mistura natural para cada 4 átomos de oxigênio-16 houvesse 3 átomos de oxigênio-17 e 1 átomo de oxigênio-18?
Respostas:1. 31,2. 2. 63,6. 3. 35 Cl: 77,5% e 37 Cl: 22,5%. 4. 17,3. 5. 20,2. 6. 16,6.
ligação química
O volume principal de material educacional:
Natureza e tipos de ligação química. Parâmetros básicos de uma ligação química: energia, comprimento.
ligação covalente. Mecanismos de troca e doador-aceptor de formação de ligações covalentes. Direcionalidade e saturação da ligação covalente. Polaridade e polarizabilidade de uma ligação covalente. Valência e estado de oxidação. Possibilidades de valência e estados de valência de átomos de elementos de grupos A. Ligações simples e múltiplas. Redes cristalinas atômicas. O conceito de hibridização de orbitais atômicos. Os principais tipos de hibridização. Ângulos de ligação. Estrutura espacial das moléculas. Fórmulas empíricas, moleculares e estruturais (gráficas) de moléculas.
Ligação iônica. Redes cristalinas iônicas. Fórmulas químicas de substâncias com estrutura molecular, atômica e iônica.
conexão de metal. Redes cristalinas de metais.
Interação intermolecular. Estrutura de cristal molecular. Energia de interação intermolecular e estado agregado das substâncias.
Ligação de hidrogênio. Importância da ligação de hidrogênio em objetos naturais.
Como resultado do estudo do tema, os alunos devem saber:
o que é uma ligação química;
principais tipos de ligações químicas;
mecanismos para a formação de uma ligação covalente (troca e doador-aceitador);
as principais características de uma ligação covalente (saturação, diretividade, polaridade, multiplicidade, ligações s e p);
propriedades básicas das ligações iônicas, metálicas e de hidrogênio;
principais tipos de redes cristalinas;
como a reserva de energia e a natureza do movimento das moléculas mudam durante a transição de um estado de agregação para outro;
Qual é a diferença entre substâncias com estrutura cristalina e substâncias com estrutura amorfa?
Como resultado do estudo do tópico, os alunos devem adquirir as habilidades para:
determinar o tipo de ligação química entre átomos em vários compostos;
comparando a força das ligações químicas por sua energia;
determinação dos estados de oxidação de acordo com as fórmulas de várias substâncias;
estabelecer a forma geométrica de algumas moléculas com base na teoria da hibridização de orbitais atômicos;
previsão e comparação das propriedades das substâncias dependendo da natureza das ligações e do tipo de rede cristalina.
Ao final do tópico, os alunos deverão ser capazes de:
– sobre a estrutura espacial das moléculas (orientação das ligações covalentes, ângulo de valência);
– sobre a teoria da hibridização de orbitais atômicos (sp 3 -, sp 2 -, sp-hibridização)
Depois de estudar o tópico, os alunos devem se lembrar:
elementos com um estado de oxidação constante;
compostos de hidrogênio e oxigênio, nos quais esses elementos apresentam estados de oxidação que não são característicos deles;
o ângulo entre as ligações em uma molécula de água.
Seção 1. Natureza e tipos de ligação química
Fórmulas de substância são dadas: 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 Сl, 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 , NH3, KI, CaBr2, BaO, NO, FCl, SiC. Selecione as conexões:
estrutura molecular e não molecular;
apenas com ligações polares covalentes;
apenas com ligações não polares covalentes;
apenas com ligações iônicas;
combinar ligações iônicas e covalentes na estrutura;
combinar ligações polares covalentes e não polares covalentes na estrutura;
capaz de formar ligações de hidrogênio;
ter ligações na estrutura formada pelo mecanismo doador-aceitador;
Como a polaridade das ligações muda nas linhas?
a) H2O; H2S; H2Se; H 2 Te b) PH 3; H2S; HCl.
Em que estado - terra ou excitado - estão os átomos dos elementos selecionados nos seguintes compostos:
B Cl3; P Cl3; Si O2; Ser F2; H2 S; C H4; H Cl O4?
Qual par dos seguintes elementos durante a interação química tem a tendência máxima de formar uma ligação iônica:
Ca, C, K, O, I, Cl, F?
Em qual das seguintes substâncias químicas, a ruptura da ligação é mais provável de ocorrer com a formação de íons e em qual com a formação de radicais livres: NaCl, CS 2 , CH 4 , K 2 O, H 2 SO 4 , KOH, Cl2?
Os haletos de hidrogênio são fornecidos: HF, HCl, HBr, HI. Escolha um haleto de hidrogênio:
uma solução aquosa da qual é o ácido mais forte (ácido mais fraco);
com a ligação mais polar (ligação menos polar);
com o maior comprimento de conexão (com o menor comprimento de conexão);
com o ponto de ebulição mais alto (com o ponto de ebulição mais baixo).
Quando uma ligação química flúor-flúor é formada, 2,64 ´
10-19 J de energia. Calcule qual número químico de moléculas de flúor deve ser formado para liberar 1,00 kJ de energia.
TESTE 6.
Quando uma molécula é formada a partir de dois átomos isolados, a energia no sistema: a) está aumentando b) diminui; c) não muda; d) tanto uma diminuição quanto um aumento na energia são possíveis. |
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Indique em qual par de substâncias os pares de elétrons comuns são deslocados em direção ao átomo de oxigênio: a) OF 2 e CO; b) Cl2O e NO; c) H2O e N2O3; d) H 2 O 2 e O 2 F 2. |
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Especifique compostos com ligações não polares covalentes: a) O2; b) N2; c) Cl2; d) PCl5. |
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Especifique compostos com ligação polar covalente: a) H2O; b) Br2; c) Cl2O; d) SO2. |
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Escolha um par de moléculas em que todas as ligações sejam covalentes: a) NaCl, HCl; b) CO2, Na2O; c) CH3Cl, CH3Na; d) SO 2, NO 2. |
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Os compostos com ligações covalentes polares e covalentes não polares são, respectivamente: a) água e sulfeto de hidrogênio; b) brometo de potássio e nitrogênio; c) amônia e hidrogênio; d) oxigênio e metano. |
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Nenhuma das ligações covalentes é formada pelo mecanismo doador-aceptor na partícula: a) CO2; b) CO; c) BF 4 - ; d) NH4+. |
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À medida que a diferença na eletronegatividade dos átomos ligados aumenta, ocorre o seguinte: a) diminuição da polaridade da ligação; b) reforço da polaridade da ligação; c) aumento do grau de ionicidade da ligação; d) diminuição do grau de ionicidade da ligação. |
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Em qual fileira as moléculas estão dispostas em ordem crescente de polaridade de ligação? a) HF, HCl, HBr; b) NH3, PH3, AsH3; c) H2Se, H2S, H2O; d) CO 2 , CS 2 , CSe 2 . |
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A maior energia de ligação em uma molécula: a) H2Te; b) H2Se; c) H2S; d) H2O. |
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A ligação química é a menos forte em uma molécula: a) brometo de hidrogênio; b) cloreto de hidrogênio; c) iodo de hidrogénio; d) fluoreto de hidrogênio. |
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O comprimento da ligação aumenta em várias substâncias com as fórmulas: a) CCl 4 , CBr 4 , CF 4 ; b) SO2, SeO2, TeO2; c) H2S, H2O, H2Se; d) HBr, HCl, HF. |
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Numero maximos-ligações que podem existir entre dois átomos em uma molécula: a) 1; b) 2; às 3; e) 4. |
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Uma ligação tripla entre dois átomos inclui: a) 2 ligações s e 1 ligação π; b) ligações de 3 s; c) 3 ligações π; d) ligação 1s e ligação 2π. |
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Molécula de CO 2 contém ligações químicas: a) 1s e 1π; b) 2s e 2π; c) 3s e 1π; e) 4s. |
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Somas- eπ- laços (s + π) em uma moléculaASSIM 2 Cl 2 é igual a: a) 3 + 3; b) 3 + 2; c) 4 + 2; e) 4 + 3. |
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Especifique compostos com ligação iônica: a) cloreto de sódio; b) monóxido de carbono (II); c) iodo; e) nitrato de potássio. |
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Apenas ligações iônicas suportam a estrutura da matéria: a) peróxido de sódio; b) cal apagada; c) sulfato de cobre; e) silvinita. |
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Indique o átomo de qual elemento pode participar na formação de uma ligação metálica e iônica: a) Como; b) Br; c) K; d) Se. |
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A natureza da ligação iônica no composto é mais pronunciada: a) cloreto de cálcio; b) fluoreto de potássio; c) fluoreto de alumínio; e) cloreto de sódio. |
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Especifique as substâncias cujo estado de agregação em condições normais é determinado por ligações de hidrogênio entre moléculas: a) hidrogênio; b) cloreto de hidrogênio; c) fluoreto de hidrogênio líquido; e) água. |
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Especifique a ligação de hidrogênio mais forte: a) –N...H–; b) –O...H–; c) –Cl....H–; d) –S...H–. |
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Qual é a ligação química mais forte? a) metais; b) iônico; c) hidrogênio; e) covalente. |
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Especifique o tipo de ligação na molécula de NF 3 : a) iônico; b) covalente não polar; c) covalente polar; e) hidrogênio. |
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Ligação química entre átomos de elementos com números de série 8 e 16: a) iônico; b) polar covalente; c) não polar covalente; e) hidrogênio. |
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