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Il a été dit ci-dessus (p. 172) à propos de la périodicité des changements dans la propriété la plus importante des atomes pour la chimie - la valence. Il existe d'autres propriétés importantes, dont le changement est caractérisé par la périodicité. Ces propriétés incluent la taille (rayon) de l'atome. L'atome n'a pas superficies, et sa limite est vague, puisque la densité des nuages d'électrons externes diminue progressivement avec la distance du noyau. Les données sur les rayons des atomes sont obtenues en déterminant les distances entre leurs centres dans les molécules et les structures cristallines. Des calculs sont également effectués sur la base des équations de la mécanique quantique. En figue. 5.10 pré-
Riz. 5.10. Périodicité du changement des rayons atomiques
la courbe de variation des rayons atomiques en fonction de la charge du noyau est représentée.
De l'hydrogène à l'hélium, le rayon diminue puis augmente fortement pour le lithium. Ceci est dû à l'apparition d'un électron au deuxième niveau d'énergie. Dans la deuxième période du lithium au néon, à mesure que la charge du noyau augmente, les rayons diminuent.
Dans le même temps, une augmentation du nombre d'électrons à un niveau d'énergie donné entraîne une augmentation de leur répulsion mutuelle. Par conséquent, à la fin de la période, la diminution du rayon ralentit.
Lors du passage du néon au sodium - le premier élément de la troisième période - le rayon augmente à nouveau fortement, puis diminue progressivement jusqu'à l'argon. Après cela, une forte augmentation du rayon du potassium se produit à nouveau. On obtient une courbe périodique caractéristique en dents de scie. Chaque segment de la courbe d'un métal alcalin à un gaz rare caractérise l'évolution du rayon dans la période : une diminution du rayon est observée en allant de gauche à droite. Il est également intéressant de préciser la nature de l'évolution des rayons dans les groupes d'éléments. Pour ce faire, tracez une ligne à travers les éléments d'un groupe. A partir de la position des maxima pour les métaux alcalins, on voit directement que les rayons des atomes augmentent en allant de haut en bas dans le groupe. Cela est dû à l'augmentation du nombre de couches électroniques.
tâche 5.17. Comment les rayons des atomes changent-ils de F à Br ? Déterminez cela à partir de la fig. 5.10.
De nombreuses autres propriétés des atomes, à la fois physiques et chimiques, dépendent des rayons. Par exemple, une augmentation des rayons atomiques peut expliquer une diminution des températures de fusion des métaux alcalins du lithium au césium :
La taille des atomes est liée à leurs propriétés énergétiques. Plus le rayon des nuages d'électrons externes est grand, plus il est facile pour un atome de perdre un électron. Ce faisant, il se transforme en une charge positive et il.
L'ion est l'un des états possibles d'un atome dans lequel il a une charge électrique due à la perte ou à la fixation d'électrons.
La capacité d'un atome à se transformer en un ion chargé positivement est caractérisée par énergie d'ionisation E I. C'est l'énergie minimale nécessaire pour détacher un électron externe d'un atome à l'état gazeux :
L'ion positif formé peut également perdre des électrons, devenir doublement chargé, triplement chargé, etc. La valeur de l'énergie d'ionisation dans ce cas augmente considérablement.
L'énergie d'ionisation des atomes augmente dans la période en allant de gauche à droite et diminue en groupes en allant de haut en bas.
De nombreux atomes, mais pas tous, sont capables d'attacher un électron supplémentaire, se transformant en un ion A ~ chargé négativement. Cette propriété se caractérise par l'énergie d'affinité électronique E mer C'est l'énergie libérée lorsqu'un électron se fixe à un atome à l'état gazeux :
L'énergie d'ionisation et l'énergie d'affinité électronique sont généralement appelées 1 mol d'atomes et exprimé en kJ/mol. Considérons l'ionisation d'un atome de sodium à la suite de l'ajout et de la perte d'un électron (Fig.5.11) . On peut voir sur la figure que l'élimination d'un électron d'un atome de sodium nécessite 10 fois plus d'énergie que ce qui est libéré lorsqu'un électron est attaché. L'ion sodium négatif est instable et apparaît rarement dans les substances complexes.
Riz. 5.11. Ionisation des atomes de sodium
L'énergie d'ionisation des atomes change en périodes et en groupes dans le sens opposé au changement de rayon des atomes. Le changement de l'énergie d'affinité pour un électron dans une période est plus difficile, car les éléments IIА- et VIIIA-rpynn n'ont aucune affinité pour un électron. Approximativement, nous pouvons supposer que l'énergie d'affinité pour un électron, comme Ek, augmentations des périodes (jusqu'au groupe VII inclus) et diminutions des groupes de haut en bas (Fig. 5.12).
exercer 5 .dix-huit. Les atomes de magnésium et d'argon à l'état gazeux peuvent-ils former des ions chargés négativement ?
Les ions avec des charges positives et négatives sont attirés les uns vers les autres, ce qui conduit à diverses transformations. Le cas le plus simple est la formation de liaisons ioniques, c'est-à-dire l'union d'ions en une substance sous l'action de l'attraction électrostatique. Une structure cristalline ionique apparaît alors, caractéristique du sel comestible NaCl et de nombreux autres sels. Mais peut-être
Riz. 5.12. La nature du changement de l'énergie d'ionisation et de l'énergie d'affinité pour l'électron en groupes et périodes
de sorte que l'ion négatif ne retient pas très fermement son électron supplémentaire, tandis que l'ion positif, au contraire, cherche à restaurer son électroneutralité. Ensuite, l'interaction entre les ions peut conduire à la formation de molécules. De toute évidence, des ions de différents signes de charge C1 + et C1 ~ sont attirés les uns vers les autres. Mais du fait que ce sont des ions des mêmes atomes, ils forment une molécule C1 2 avec des charges nulles sur les atomes.
QUESTIONS ET EXERCICES
1. De combien de protons, de neutrons et d'électrons sont constitués les atomes de brome ?
2.
Calculer la fraction massique des isotopes dans la nature. 
3. Combien d'énergie est libérée pendant la formation 16 g oxygène par réaction 
coulant dans les entrailles des étoiles ?
4. Calculer l'énergie d'un électron dans un atome d'hydrogène excité à n =3.
5. Écrivez les formules électroniques complètes et abrégées de l'atome d'iode.
6. Écrivez la formule électronique abrégée de l'ion G.
7. Écrivez les formules électroniques complètes et abrégées de l'atome de Ba et de l'ion Ba 2".
8. Construire des diagrammes énergétiques des atomes de phosphore et d'arsenic.
9. Tracez des diagrammes énergétiques complets des atomes de zinc et de gallium.
10. Rangez les atomes suivants par ordre croissant de rayon : aluminium, bore, azote.
11. Lesquels des ions suivants forment entre eux des structures cristallines ioniques : Br + Br -, K +, K -, I +, I -, Li +, Li - ? À quoi peut-on s'attendre lorsque les ions interagissent dans d'autres combinaisons ?
12. Supposons la nature possible du changement du rayon des atomes lors de la transition dans le tableau périodique dans la direction diagonale, par exemple Li - Mg - Sc.
3. Loi périodique et tableau périodique des éléments chimiques
3.3. Changement périodique des propriétés des atomes d'éléments
La fréquence des changements dans les propriétés (caractéristiques) des atomes d'éléments chimiques et de leurs composés est due à la récurrence périodique à travers un certain nombre d'éléments structuraux des niveaux et sous-niveaux d'énergie de valence. Par exemple, pour les atomes de tous les éléments du groupe VA, la configuration des électrons de valence est ns 2 np 3. C'est pourquoi le phosphore est proche en propriétés chimiques de l'azote, de l'arsenic et du bismuth (la similitude des propriétés, cependant, ne signifie pas leur identité !). Rappelons que la périodicité des changements de propriétés (caractéristiques) signifie leur affaiblissement et leur renforcement périodiques (ou, au contraire, leur renforcement et leur affaiblissement périodiques) à mesure que la charge du noyau atomique augmente.
Périodiquement, à mesure que la charge du noyau atomique augmente d'une unité, les propriétés (caractéristiques) suivantes des atomes isolés ou liés chimiquement changent : rayon ; énergie d'ionisation; affinité électronique; électronégativité; propriétés métalliques et non métalliques; propriétés redox; covalence et état d'oxydation les plus élevés ; configuration électronique.
Les tendances de ces caractéristiques sont plus prononcées dans les groupes A et les petites périodes.
Le rayon d'un atome r est la distance entre le centre du noyau atomique et la couche externe d'électrons.
Le rayon de l'atome dans les groupes A augmente de haut en bas, à mesure que le nombre de couches électroniques augmente. Le rayon de l'atome diminue en se déplaçant de gauche à droite le long de la période, puisque le nombre de couches reste le même, mais la charge du noyau augmente, ce qui conduit à la contraction de la couche électronique (les électrons sont plus fortement attirés par le noyau). L'atome He a le plus petit rayon et l'atome Fr le plus grand.
Les rayons non seulement des atomes électriquement neutres, mais aussi des ions monoatomiques changent périodiquement. Les principales tendances dans ce cas sont les suivantes :
- le rayon de l'anion est plus grand et le rayon du cation est plus petit que le rayon de l'atome neutre, par exemple, r (Cl -) > r (Cl) > r (Cl +) ;
- plus la charge positive du cation d'un atome donné est grande, plus son rayon est petit, par exemple r (Mn +4)< r (Mn +2);
- si des ions ou des atomes neutres d'éléments différents ont la même configuration électronique (et, par conséquent, le même nombre de couches d'électrons), alors le rayon est plus petit pour cette particule, dont la charge nucléaire est plus grande, par exemple
r (Kr)> r (Rb +), r (Sc 3+)< r (Ca 2+) < r (K +) < r (Cl −) < r (S 2−); - dans les groupes A de haut en bas, le rayon des ions du même type augmente, par exemple, r (K +)> r (Na +)> r (Li +), r (Br -)> r (Cl -) > r (F-).
Exemple 3.1. Disposez les particules Ar, S 2−, Ca 2+ et K + en ligne à mesure que leur rayon augmente.
Solution. Le rayon d'une particule est influencé principalement par le nombre de couches d'électrons, puis par la charge du noyau : plus le nombre de couches d'électrons est élevé et plus (!) La charge du noyau est faible, plus le rayon de la particule est grand. .
Dans les particules répertoriées, le nombre de couches électroniques est le même (trois), et la charge nucléaire décroît dans l'ordre suivant : Ca, K, Ar, S. La série recherchée ressemble donc à ceci :
r (Ca 2+)< r (K +) < r (Ar) < r (S 2−).
Réponse : Ca 2+, K +, Ar, S 2−.
Énergie d'ionisation E et est l'énergie minimale qu'il faut dépenser pour détacher d'un atome isolé l'électron le plus faiblement lié au noyau :
E + E et = E + + e.
L'énergie d'ionisation est calculée expérimentalement et est généralement mesurée en kilojoules par mole (kJ/mol) ou en électron-volt (eV) (1 eV = 96,5 kJ).
Dans les périodes de gauche à droite, l'énergie d'ionisation dans son ensemble augmente. Ceci est dû à la diminution successive du rayon des atomes et à une augmentation de la charge du noyau. Les deux facteurs conduisent au fait que l'énergie de liaison de l'électron avec le noyau augmente.
Dans les groupes A, avec une augmentation du numéro atomique de l'élément E et, en règle générale, il diminue, car dans ce cas, le rayon de l'atome augmente et l'énergie de liaison de l'électron avec le noyau diminue. L'énergie d'ionisation des atomes de gaz nobles est particulièrement élevée, dans laquelle les couches électroniques externes sont complétées.
L'énergie d'ionisation peut servir de mesure des propriétés réductrices d'un atome isolé : plus elle est petite, plus il est facile d'éliminer un électron de l'atome, plus les propriétés réductrices de l'atome sont prononcées. Parfois, l'énergie d'ionisation est considérée comme une mesure des propriétés métalliques d'un atome isolé, c'est-à-dire la capacité d'un atome à donner un électron : plus E est petit et plus les propriétés métalliques de l'atome sont fortes.
Ainsi, les propriétés métalliques et réductrices des atomes isolés sont renforcées dans les groupes A de haut en bas et par périodes - de droite à gauche.
L'affinité électronique E cf est la variation d'énergie lors de la fixation d'un électron à un atome neutre :
E + e = E - + E cf.
L'affinité électronique est également une caractéristique mesurée expérimentalement d'un atome isolé, qui peut servir de mesure de ses propriétés oxydantes : plus E cf est élevé, plus les propriétés oxydantes de l'atome sont prononcées. En général, sur la période de gauche à droite, l'affinité électronique augmente, et dans les groupes A, elle diminue de haut en bas. Les atomes d'halogènes sont caractérisés par la plus grande affinité pour l'électron ; pour les métaux, l'affinité pour l'électron est faible voire négative.
Parfois, l'affinité électronique est considérée comme un critère pour les propriétés non métalliques d'un atome, comprenant par elles la capacité d'un atome à accepter un électron : plus E cf est grand, plus les propriétés non métalliques de l'atome sont exprimées.
Ainsi, les propriétés non métalliques et oxydantes des atomes dans l'ensemble des périodes augmentent de gauche à droite et dans les groupes A - de bas en haut.
Exemple 3.2. Selon la position dans le système périodique, indiquez quel atome de quel élément a les propriétés métalliques les plus prononcées, si les configurations électroniques du niveau d'énergie externe des atomes des éléments (état fondamental) :
1) 2s 1;
2) 3s 1 ;
3) 3s 2 3p 1;
4) 3s 2.
Solution. Les configurations électroniques des atomes de Li, Na, Al et Mg sont indiquées. Comme les propriétés métalliques des atomes augmentent de haut en bas dans le groupe A et de droite à gauche au cours de la période, nous arrivons à la conclusion que l'atome de sodium a les propriétés métalliques les plus prononcées.
Réponse : 2).
Électronégativitéχ est une valeur conditionnelle qui caractérise la capacité d'un atome dans une molécule (c'est-à-dire un atome chimiquement lié) à attirer des électrons sur lui-même.
Contrairement à E et et E cf, l'électronégativité n'est pas déterminée expérimentalement, par conséquent, en pratique, un certain nombre d'échelles de valeurs de sont utilisées.
Au cours des périodes 1 à 3, la valeur de de gauche à droite augmente régulièrement et, à chaque période, l'halogène est l'élément le plus électronégatif : parmi tous les éléments, l'atome de fluor a l'électronégativité la plus élevée.
Dans les groupes A, l'électronégativité de haut en bas diminue. La plus petite valeur de est caractéristique des atomes de métaux alcalins.
Pour les atomes d'éléments non métalliques, en règle générale, χ> 2 (exceptions Si, At), et pour les atomes d'éléments métalliques χ< 2.
Une rangée dans laquelle les atomes croissent de gauche à droite - métaux alcalins et alcalino-terreux, métaux des familles p et d, Si, B, H, P, C, S, Br, Cl, N, O, F
Les valeurs d'électronégativité des atomes sont utilisées, par exemple, pour estimer le degré de polarité d'une liaison covalente.
Covalence plus élevée atomes sur la période varie de I à VII (parfois à VIII), et état d'oxydation le plus élevé change de gauche à droite dans une période de +1 à +7 (parfois jusqu'à +8). Cependant, il existe des exceptions :
- le fluor, en tant qu'élément le plus électronégatif, présente un seul état d'oxydation dans les composés, égal à -1 ;
- la covalence la plus élevée des atomes de tous les éléments de la 2ème période est égale à IV;
- pour certains éléments (cuivre, argent, or) l'état d'oxydation le plus élevé dépasse le numéro de groupe ;
- l'état d'oxydation le plus élevé de l'atome d'oxygène est inférieur au numéro de groupe et est égal à +2.
Droit périodique.
Structure de l'atome
L'article contient des items de test sur un sujet de la banque d'items de test, compilés par les auteurs pour le contrôle thématique en 8e année. (La capacité de la banque est de 80 tâches pour chacun des six sujets étudiés en 8e année et de 120 tâches sur le thème "Les principales classes de composés inorganiques.") Actuellement, la chimie en 8e année est enseignée à l'aide de neuf manuels. Par conséquent, à la fin de l'article, il y a une liste d'éléments de connaissances contrôlés, indiquant le nombre de tâches. Cela permettra aux enseignants travaillant dans différents programmes de choisir à la fois la séquence appropriée de devoirs d'un sujet et un ensemble de combinaisons d'items de test de différents sujets, y compris pour le contrôle final.
Les 80 items de test proposés sont regroupés par 20 questions en quatre options, dans lesquelles des tâches similaires sont répétées. Pour compiler plus d'options à partir de la liste des éléments de connaissance, nous sélectionnons (au hasard) les numéros de tâche pour chaque élément étudié conformément à notre planification thématique. Cette présentation des devoirs pour chaque sujet permet une analyse rapide élément par élément des erreurs et leur correction en temps opportun. Utiliser des tâches similaires dans une variante et alterner une ou deux bonnes réponses réduit la probabilité de deviner la réponse. La difficulté des questions, en règle générale, augmente des 1ère et 2ème options aux 3ème et 4ème options.
Il existe une opinion selon laquelle les tests sont un "jeu de devinettes". Nous vous suggérons de vérifier si tel est le cas. Après le test, comparez les résultats avec les notes dans le journal. Si les résultats des tests sont inférieurs, cela peut s'expliquer par les raisons suivantes.
Premièrement, cette forme (test) de contrôle est inhabituelle pour les étudiants. Deuxièmement, l'enseignant met l'accent d'une manière différente lors de l'étude d'un sujet (détermination de l'essentiel dans le contenu de l'éducation et des méthodes d'enseignement).
Option 1
Tâches.
1. En 4ème période, le groupe VIa contient un élément avec un numéro de série :
1) 25; 2) 22; 3) 24; 4) 34.
2. Un élément avec une charge nucléaire de +12 a un numéro de série :
1) 3; 2) 12; 3) 2; 4) 24.
3. Le numéro de série de l'élément correspond aux caractéristiques suivantes :
1) la charge du noyau atomique ;
2) le nombre de protons ;
3) le nombre de neutrons ;
4. Six électrons au niveau d'énergie externe pour les atomes d'éléments avec un numéro de groupe :
1) II ; 2) III ; 3) VI ; 4) IV.
5. Formule supérieure d'oxyde de chlore :
1) Cl20; 2) Cl 2 O 3;
3) Cl 2 O 5; 4) Cl 2 O 7.
6. La valence d'un atome d'aluminium est :
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
7. Formule générale des composés hydrogénés volatils des éléments du groupe VI :
1) EN 4 ; 2) EN 3 ;
3) NE ; 4) H2E.
8. Le nombre de la couche électronique externe dans l'atome de calcium :
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
9.
1) Li ; 2) Na; 3) K ; 4) Cs.
10. Spécifiez les éléments métalliques :
1) K ; 2) Cu ; 3) Ah ; 4) N.
11. Où dans le tableau de D.I. Mendeleev se trouvent les éléments dont les atomes dans les réactions chimiques ne cèdent que des électrons ?
1) Dans le groupe II ;
2) au début de la 2e période ;
3) au milieu de la 2e période ;
4) dans le groupe VIa.
12.
2) être, mg; Al;
3) Mg, Ca, Sr;
13. Spécifiez les éléments non métalliques :
1) Cl; 2) S ; 3) manganèse ; 4) mg.
14. Les propriétés non métalliques augmentent dans l'ordre suivant :
15. Quelle caractéristique d'un atome change périodiquement ?
1) La charge du noyau atomique ;
2) le nombre de niveaux d'énergie dans l'atome ;
3) le nombre d'électrons au niveau d'énergie externe ;
4) le nombre de neutrons.
16.
1 À ; 2) Al; 3) P; 4) Cl.
17. Dans la période d'augmentation de la charge nucléaire, les rayons des atomes des éléments sont:
1) diminuer ;
2) ne changez pas;
3) augmenter ;
4) changer périodiquement.
18. Les isotopes des atomes d'un élément diffèrent par :
1) le nombre de neutrons ;
2) le nombre de protons ;
3) le nombre d'électrons de valence ;
4) la position dans le tableau de D.I. Mendeleev.
19. Le nombre de neutrons dans le noyau d'un atome 12 C :
1) 12; 2) 4; 3) 6; 4) 2.
20. Répartition des électrons par niveaux d'énergie dans un atome de fluor :
1) 2, 8, 4; 2) 2,6;
3) 2, 7; 4) 2, 8, 5.
Option 2
Tâches. Choisissez une ou deux bonnes réponses.
21. L'élément avec le numéro atomique 35 est dans :
1) 7ème période, groupe IVa ;
2) 4ème période, groupe VIIa ;
3) 4ème période, groupe VIIb ;
4) 7e période, groupe IVb.
22. Un élément avec une charge nucléaire de +9 a un numéro de série :
1) 19; 2) 10; 3) 4; 4) 9.
23. Le nombre de protons dans un atome neutre est le même que :
1) le nombre de neutrons ;
2) masse atomique ;
3) numéro de série ;
4) le nombre d'électrons.
24. Cinq électrons au niveau d'énergie externe pour les atomes d'éléments avec un numéro de groupe :
1) je; 2) III ; 3) V; 4) VII.
25. Formule supérieure d'oxyde nitrique :
1) N20; 2) N 2 O 3;
3) N 2 O 5; 4) NON ;
26. La valence de l'atome de calcium dans son hydroxyde supérieur est égale à :
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
27. La valence de l'atome d'arsenic dans son composé hydrogène est :
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
28. Le nombre de la couche électronique externe dans l'atome de potassium:
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
29. Le plus grand rayon d'un atome pour un élément :
1) B ; 2) O; 3) C ; 4) N.
30. Spécifiez les éléments métalliques :
1 À ; 2) H ; 3) F; 4) Cu.
31. Les atomes des éléments capables à la fois d'accepter et de donner des électrons sont localisés :
1) dans le groupe Ia ;
2) dans le groupe VIa ;
3) au début de la 2e période ;
4) à la fin de la 3ème période.
32.
1) Na, K, Li; 2) Al, Mg, Na;
3) P, S, Cl; 4) Na, Mg, Al.
33. Spécifiez les éléments non métalliques :
1) Non ; 2) mg ; 3) Si; 4) P.
34.
35. La caractéristique principale d'un élément chimique :
1) masse atomique ;
2) la charge du noyau ;
3) le nombre de niveaux d'énergie ;
4) le nombre de neutrons.
36. Symbole d'un élément dont les atomes forment un oxyde amphotère :
1) N ; 2) K ; 3) S ; 4) Zn.
37. Dans les principaux sous-groupes (a) du tableau périodique des éléments chimiques, avec une augmentation de la charge nucléaire, le rayon de l'atome est :
1) augmente ;
2) diminue;
3) ne change pas;
4) change périodiquement.
38. Le nombre de neutrons dans le noyau d'un atome est égal à :
1) le nombre d'électrons ;
2) le nombre de protons ;
3) la différence entre la masse atomique relative et le nombre de protons ;
4) masse atomique.
39. Les isotopes de l'hydrogène diffèrent en nombre :
1) électrons ;
2) les neutrons ;
3) protons ;
4) position dans le tableau.
40. Répartition des électrons par niveaux d'énergie dans l'atome de sodium :
1) 2, 1; 2) 2, 8, 1;
3) 2, 4; 4) 2, 5.
Option 3
Tâches. Choisissez une ou deux bonnes réponses.
41. Indiquez le numéro ordinal de l'élément, qui est dans le groupe IVa, la 4ème période du tableau de D.I. Mendeleev :
1) 24; 2) 34; 3) 32; 4) 82.
42. La charge du noyau d'un atome de l'élément n° 13 est :
1) +27; 2) +14; 3) +13; 4) +3.
43. Le nombre d'électrons dans un atome est égal à :
1) le nombre de neutrons ;
2) le nombre de protons ;
3) masse atomique ;
4) numéro de série.
44. Le nombre d'électrons de valence dans les atomes des éléments du groupe IVa est :
1) 5; 2) 6; 3) 3; 4) 4.
45. Les oxydes de formule générale R 2 O 3 forment des éléments de la série :
1) Na, K, Li; 2) Mg, Ca, Be;
3) B, Al, Ga; 4) C, Si, Ge.
46. La valence de l'atome de phosphore dans son oxyde supérieur est :
1) 1; 2) 3; 3) 5; 4) 4.
47. Composés hydrogénés des éléments du groupe VIIa :
1) HClO 4; 2) HCl;
3) HBrO; 4) HBr.
48. Le nombre de couches électroniques dans un atome de sélénium est :
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
49. Le plus grand rayon d'un atome pour un élément :
1) Li ; 2) Na; 3) mg;
50. Spécifiez les éléments métalliques :
1) Non ; 2) mg ; 3) Si; 4) P.
51. Les atomes de quels éléments donnent facilement des électrons ?
1) K ; 2) Cl; 3) Na; 4) S.
52. Un certain nombre d'éléments dans lesquels les propriétés métalliques augmentent :
1) C, N, B, F ;
2) Al, Si, P, Mg;
53. Spécifiez les éléments non métalliques :
1) Non ; 2) mg ; 3) H ; 4) S.
54. Un certain nombre d'éléments dans lesquels les propriétés non métalliques augmentent :
1) Li, Na, K, H;
2) Al, Si, P, Mg;
3) C, N, O, F;
4) Na, Mg, Al, K.
55. Avec une augmentation de la charge du noyau atomique, les propriétés non métalliques des éléments :
1) changer périodiquement ;
2) intensifier;
3) ne changez pas;
4) affaiblir.
56. Symbole de l'élément dont les atomes forment un hydroxyde amphotère :
1) Non ; 2) Al; 3) N ; 4) S.
57. La fréquence des changements dans les propriétés des éléments et de leurs composés s'explique par :
1) répétition de la structure de la couche électronique externe ;
2) une augmentation du nombre de couches électroniques ;
3) une augmentation du nombre de neutrons ;
4) une augmentation de la masse atomique.
58. Le nombre de protons dans le noyau d'un atome de sodium est :
1) 23; 2) 12; 3) 1; 4) 11.
59. Quelle est la différence entre les atomes des isotopes d'un élément ?
1) Le nombre de protons ;
2) le nombre de neutrons ;
3) le nombre d'électrons ;
4) la charge du noyau.
60. Répartition des électrons par niveaux d'énergie dans un atome de lithium :
1) 2, 1; 2) 2, 8, 1;
3) 2, 4; 4) 2, 5;
Option 4
Tâches. Choisissez une ou deux bonnes réponses.
61. L'élément avec le numéro atomique 29 est dans :
1) 4ème période, Ia groupe ;
2) 4ème période, groupe Ib ;
3) 1ère période, Ia groupe ;
4) 5ème période, Ia groupe.
62. La charge du noyau d'un atome de l'élément 15 est égale à :
1) +31; 2) 5; 3) +3; 4) +15.
63. La charge du noyau atomique est déterminée par :
1) le numéro ordinal de l'élément ;
2) numéro de groupe ;
3) numéro de période ;
4) masse atomique.
64. Aux atomes des éléments du groupe III, le nombre d'électrons de valence est égal à :
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 5.
65. L'oxyde de soufre supérieur a la formule :
1) H2SO3; 2) H2SO4;
3) SO 3; 4) AINSI 2.
66. Formule d'oxyde de phosphore supérieur :
1) R 2 O 3; 2) H3PO4;
3) NRO 3 ; 4) 2 5.
67. La valence d'un atome d'azote dans son composé hydrogène :
1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.
68. Le numéro de période dans le tableau de D. I. Mendeleev correspond à la caractéristique suivante de l'atome :
1) le nombre d'électrons de valence ;
2) la valence la plus élevée en conjonction avec l'oxygène;
3) le nombre total d'électrons ;
4) le nombre de niveaux d'énergie.
69. Le plus grand rayon d'un atome pour un élément :
1) Cl; 2) Br ; 3) je ; 4) F.
70. Spécifiez les éléments métalliques :
1) mg ; 2) Li ; 3) H ; 4) S.
71. Quel élément est l'atome le plus facile à donner un électron ?
1) Sodium ; 2) césium;
3) potasse; 4) lithium.
72. Les propriétés métalliques augmentent dans l'ordre suivant :
1) Na, Mg, Al; 2) Na, K, Rb;
3) Rb, K, Na; 4) P, S, Cl.
73. Spécifiez les éléments non métalliques :
1) Cu ; 2) Br ; 3) H ; 4) Cr.
74. Propriétés non métalliques de la série N – P – As – Sb :
1) diminuer ;
2) ne changez pas;
3) augmenter ;
4) diminuer puis augmenter.
75. Quelles caractéristiques d'un atome changent périodiquement ?
1) Masse atomique relative ;
2) la charge du noyau ;
3) le nombre de niveaux d'énergie dans l'atome ;
4) le nombre d'électrons au niveau externe.
76. Quels éléments forment l'oxyde amphotère ?
1 À ; 2) être ; 3) C ; 4) env.
77. Dans la période d'augmentation de la charge du noyau atomique, l'attraction des électrons vers le noyau et les propriétés métalliques augmentent :
1) intensifier;
2) changer périodiquement ;
3) affaiblir;
4) ne changez pas.
78. La masse atomique relative d'un élément est numériquement égale à :
1) le nombre de protons dans le noyau ;
2) le nombre de neutrons dans le noyau ;
3) le nombre total de neutrons et de protons ;
4) le nombre d'électrons dans l'atome.
79. Le nombre de neutrons dans le noyau d'un atome 16 O est égal à :
1) 1; 2) 0; 3) 8; 4) 32.
80. Répartition des électrons par niveaux d'énergie dans un atome de silicium :
1) 2, 8, 4; 2) 2, 6;
3) 2, 7; 4) 2, 8, 5.
Liste des connaissances contrôlées sur le sujet
« Loi périodique. La structure de l'atome "
(les numéros des tâches continues sont indiqués entre parenthèses)
Le nombre ordinal de l'élément (1, 3, 21, 41, 61), la charge du noyau atomique (2, 22, 42, 62, 63), le nombre de protons (23) et le nombre d'électrons (43 ) dans l'atome.
Numéro de groupe, nombre d'électrons au niveau d'énergie externe (4, 24, 44, 64), formules d'oxyde supérieur (5, 25, 45, 65), valence supérieure d'un élément (6, 26, 46, 66), formules de composés hydrogénés (7, 27, 47, 67).
Numéro de période, nombre de niveaux électroniques (8, 28, 48, 68).
Modification du rayon d'un atome (9, 17, 29, 37, 49, 67, 69).
La position dans le tableau de D.I. Mendeleev des éléments métalliques (10, 30, 50, 70) et des éléments non métalliques (13, 33, 53, 73).
La capacité des atomes à donner et à recevoir des électrons (11, 31, 51, 71).
Modifications des propriétés des substances simples : par groupes (12, 14, 34, 52, 54, 74) et périodes (32, 72, 77).
Modification périodique de la structure électronique des atomes et des propriétés des substances simples et de leurs composés (15, 35, 55, 57, 75, 77).
Oxydes et hydroxydes amphotères (16, 36, 56, 76).
Le nombre de masse, le nombre de protons et de neutrons dans un atome, les isotopes (18, 19, 38, 39, 58, 59, 78, 79).
Répartition des électrons par niveaux d'énergie dans l'atome (20, 40, 60, 80).
Réponses aux tâches de test sur le sujet
« Loi périodique. La structure de l'atome "
| Option 1 | Option 2 | Option 3 | Option 4 | ||||
|---|---|---|---|---|---|---|---|
| N° d'emploi | Réponse Non. | N° d'emploi | Réponse Non. | N° d'emploi | Réponse Non. | N° d'emploi | Réponse Non. |
| 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 |
Littérature
Gorodnicheva I.N.... Travaux de contrôle et de vérification en chimie. M. : Aquarium, 1997 ; Sorokin V.V., Zlotnikov E.G.... Essais de chimie. M. : Éducation, 1991.
Le numéro atomique de l'élément indique :
a) le nombre de particules élémentaires dans l'atome ; b) le nombre de nucléons dans l'atome ;
c) le nombre de neutrons dans l'atome ; d) le nombre de protons dans l'atome.
La plus correcte est l'affirmation selon laquelle les éléments chimiques du PES sont classés par ordre croissant :
a) la masse absolue de leurs atomes ; b) masse atomique relative ;
c) le nombre de nucléons dans les noyaux atomiques ; d) la charge du noyau atomique.
La périodicité de la modification des propriétés des éléments chimiques est le résultat de :
a) une augmentation du nombre d'électrons dans les atomes ;
b) une augmentation des charges des noyaux atomiques ;
c) une augmentation de la masse atomique ;
d) la périodicité du changement des structures électroniques des atomes.
Parmi les caractéristiques suivantes des atomes d'éléments, elles changent périodiquement à mesure que le nombre ordinal de l'élément augmente :
a) le nombre de niveaux d'énergie dans l'atome ;
b) masse atomique relative ;
c) le nombre d'électrons au niveau d'énergie externe ;
d) la charge du noyau atomique.
Choisissez des paires dans lesquelles chaque caractéristique d'un atome change périodiquement avec une augmentation de la valeur du nombre de protons d'un élément :
a) énergie d'ionisation et énergie d'affinité électronique ;
b) rayon et masse ;
c) électronégativité et nombre total d'électrons ;
d) les propriétés métalliques et le nombre d'électrons de valence.
Choisissez la bonne déclaration pour les articlesVEt les groupes :
a) tous les atomes ont le même nombre d'électrons ;
b) tous les atomes ont le même rayon ;
c) tous les atomes ont le même nombre d'électrons sur la couche externe ;
d) tous les atomes ont une valence maximale égale au numéro de groupe.
Certains éléments ont la configuration électronique suivante :ns 2 (m-1) ré 10 np 4 ... Dans quel groupe du tableau périodique se trouve cet élément ?
a) groupe IVB ; b) le groupe VIB ; c) groupe IVA ; d) Groupe VIA.
Dans les périodes de PES avec une augmentation des charges des noyaux atomiquesne pas changements: a) la masse des atomes ; b) le nombre de couches électroniques ; c) le nombre d'électrons dans la couche électronique externe ; d) le rayon des atomes. |
|
Dans quelle rangée se trouvent les éléments chimiques dans l'ordre croissant de leur rayon atomique ? a) Li, Be, B, C ; b) Be, Mg, Ca, Sr; c) N, O, F, Ne ; d) Na, Mg, Al, Si. |
|
L'énergie d'ionisation la plus faible parmi les atomes stables est possédée par : a) le lithium ; b) baryum ; c) le césium ; d) sodium. |
|
L'électronégativité des éléments augmente dans la série : a) P, Si, S, O ; b) Cl, F, S, O; c) Te, Se, S, O; d) O, S, Se, Te. |
|
Dans une rangée d'élémentsN / A mg Al Si P S Clde gauche à droite: a) l'électronégativité augmente ; b) l'énergie d'ionisation diminue ; c) le nombre d'électrons de valence augmente ; d) les propriétés métalliques diminuent. |
|
Indiquez le métal le plus actif de la quatrième période : a) le calcium ; b) potasse; c) chromées ; d) zinc. |
|
Indiquez le métal le plus actif du groupe IIA : a) le béryllium ; b) baryum ; c) magnésium; d) le calcium. |
|
Spécifiez le non-métal du groupe VIIA le plus actif : a) l'iode ; b) le brome ; c) fluor; d) chlore. |
|
Choisissez les affirmations correctes : a) seuls les éléments s- et b) dans les groupes IВ – VIIIВ, il n'y a que des éléments d ; c) tous les éléments d sont des métaux ; d) le nombre total d'éléments s dans le PES est de 13. |
|
Avec une augmentation du numéro atomique d'un élément du groupe VA, les éléments suivants augmentent : a) propriétés métalliques ; b) le nombre de niveaux d'énergie ; c) le nombre total d'électrons ; d) le nombre d'électrons de valence. |
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Les éléments p comprennent : a) potasse ; b) le sodium ; c) magnésium; d) l'arsenic. |
|
A quelle famille d'éléments appartient l'aluminium ? a) éléments s ; b) éléments p; c) les éléments d ; d) éléments f. |
|
Indiquez la ligne dans laquelle il n'y a queré-éléments: a) Al, Se, La; b) Ti, Ge, Sn; c) Ti, V, Cr; d) La, Ce, Hf. |
Dans quelle rangée les symboles des familles s, p et d sont-ils indiqués ? a) H, He, Li ; b) H, Ba, Al; c) Être, C, F; d) Mg, P, Cu. |
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Quel atome de période IV contient le plus grand nombre d'électrons ? a) le zinc ; b) chromées ; c) le brome ; d) le krypton. |
|
Dans l'atome de quel élément, les électrons du niveau d'énergie externe sont le plus fermement liés au noyau ? a) potasse ; b) carbone ; c) fluor; d) francium. |
|
La force d'attraction des électrons de valence vers le noyau d'un atome diminue dans un certain nombre d'éléments : a) Na, Mg, Al, Si ; b) Rb, K, Na, Li; c) Sr, Ca, Mg, Be; d) Li, Na, K, Rb. |
|
L'élément de numéro atomique 31 se trouve : a) dans le groupe III ; b) une petite période ; c) une longue période ; d) dans le groupe A. |
|
Parmi les formules électroniques ci-dessous, sélectionnez celles qui correspondent aux p-élémentsVpériode: 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. |
|
Parmi les formules électroniques données, sélectionnez celles qui correspondent aux éléments chimiques qui forment l'oxyde supérieur de composition E 2 ô 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. |
|
Déterminez l'élément dont l'atome contient 4 électrons au sous-niveau 4p. Dans quelle période et dans quel groupe est-il ? a) arsenic, période IV, groupe VА ; b) tellure, période V, groupe VIA ; c) sélénium, période IV, groupe VIA ; d) tungstène, période VI, groupe VIB. |
Les atomes de calcium et de scandium diffèrent les uns des autres : a) le nombre de niveaux d'énergie ; b) rayon ; c) le nombre d'électrons de valence ; d) la formule de l'oxyde supérieur. |
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Pour les atomes de soufre et de chrome c'est la même chose : a) le nombre d'électrons de valence ; b) le nombre de niveaux d'énergie ; c) la valence la plus élevée ; d) formule d'oxyde plus élevée. |
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Les atomes d'azote et de phosphore ont : a) le même nombre de couches électroniques ; b) le même nombre de protons dans le noyau ; c) le même nombre d'électrons de valence ; d) les mêmes rayons. |
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La formule pour un oxyde supérieur d'un élément de période III, dont l'atome contient trois électrons non appariés dans l'état fondamental : a) E 2 O 3; b) OE 2; c) E 2 O 5; d) E 2 O 7. |
|
Formule de l'oxyde le plus élevé de l'élément EO 3. Indiquer la formule de son composé hydrogène : a) EN 2 ; b) FR ; c) EN 3 ; d) FR 4. |
|
Le caractère des oxydes de basique à acide change dans les rangées suivantes : 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. |
|
Sélectionnez les lignes dans lesquelles les formules sont classées par ordre croissant des propriétés acides des composés : 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. |
|
Indiquez la rangée dans laquelle les hydroxydes sont classés par ordre croissant de leurs propriétés principales : a) LiOH, KOH, NaOH ; c) LiOH, Ca(OH) 2, Al(OH) 3; b) LiOH, NaOH, Mg(OH) 2; d) LiOH, NaOH, KOH. |
Tâches
L'échantillon de phosphore contient deux nucléides : le phosphore-31 et le phosphore-33. La fraction molaire du phosphore-33 est de 10 %. Calculer la masse atomique relative du phosphore dans cet échantillon.
Le cuivre naturel est constitué de nucléides Cu 63 et Cu 65. Le rapport du nombre d'atomes de Cu 63 au nombre d'atomes de Cu 65 dans le mélange est de 2,45:1,05. Calculer la masse atomique relative du cuivre.
La masse atomique relative moyenne du chlore naturel est de 35,45. Calculez les fractions molaires de ses deux isotopes si l'on sait que leurs nombres de masse sont 35 et 37.
Un échantillon d'oxygène contient deux nucléides : 16 O et 18 O, dont les masses sont respectivement de 4,0 g et 9,0 g Déterminer la masse atomique relative de l'oxygène dans cet échantillon.
Un élément chimique est constitué de deux nucléides. Le noyau du premier nucléide contient 10 protons et 10 neutrons. Dans le noyau du deuxième nucléide, il y a 2 autres neutrons. Pour 9 atomes d'un nucléide plus léger, il y a un atome d'un nucléide plus lourd. Calculer la masse atomique moyenne de l'élément.
Quelle masse atomique relative aurait l'oxygène s'il y avait 3 atomes d'oxygène-17 et 1 atome d'oxygène-18 pour 4 atomes d'oxygène-16 dans le mélange naturel ?
Réponses:1. 31,2. 2. 63,6. 3. 35 Cl : 77,5 % et 37 Cl : 22,5 %. 4. 17,3. 5. 20,2. 6. 16,6.
Liaison chimique
Le volume principal du matériel de formation :
La nature et les types de liaisons chimiques. Les principaux paramètres de la liaison chimique : énergie, longueur.
Une liaison covalente. Mécanismes d'échange et donneur-accepteur de la formation de liaisons covalentes. Direction et saturation de la liaison covalente. Polarité et polarisabilité d'une liaison covalente. Valence et état d'oxydation. Possibilités de valence et états de valence des atomes d'éléments des groupes A. Liens simples et multiples. Réseaux cristallins atomiques. Concept d'hybridation orbitale atomique. Les principaux types d'hybridation. Lier les angles. La structure spatiale des molécules. Formules empiriques, moléculaires et structurelles (graphiques) des molécules.
Liaison ionique... Réseaux cristallins ioniques. Formules chimiques de substances à structure moléculaire, atomique et ionique.
Liaison métallique... Réseaux cristallins de métaux.
Interaction intermoléculaire. Réseau cristallin moléculaire. L'énergie de l'interaction intermoléculaire et l'état d'agrégation des substances.
Liaison hydrogène. La valeur des liaisons hydrogène dans les objets naturels.
À la suite de l'étude du sujet, les étudiants doivent savoir :
qu'est-ce qu'une liaison chimique ;
les principaux types de liaisons chimiques ;
mécanismes de formation de liaisons covalentes (échange et donneur-accepteur) ;
principales caractéristiques d'une liaison covalente (saturation, directionnalité, polarité, multiplicité, liaisons s et p);
propriétés de base des liaisons ioniques, métalliques et hydrogène;
les principaux types de réseaux cristallins;
comment la réserve d'énergie et la nature du mouvement des molécules changent au cours du passage d'un état d'agrégation à un autre ;
quelle est la différence entre les substances à structure cristalline et les substances à structure amorphe.
À la suite de l'étude du sujet, les étudiants devraient acquérir des compétences:
déterminer le type de liaison chimique entre les atomes dans divers composés;
comparaison de la force des liaisons chimiques par leur énergie;
détermination des états d'oxydation selon les formules de diverses substances;
établir la forme géométrique de certaines molécules sur la base de la théorie de l'hybridation des orbitales atomiques ;
prédire et comparer les propriétés des substances en fonction de la nature des liaisons et du type de réseau cristallin.
Après avoir terminé l'étude du sujet, les étudiants devraient avoir une idée de:
- sur la structure spatiale des molécules (direction des liaisons covalentes, angle de liaison) ;
- sur la théorie de l'hybridation des orbitales atomiques (sp 3 -, sp 2 -, sp-hybridation)
Après avoir étudié le sujet, les élèves doivent se rappeler :
éléments avec un état d'oxydation constant;
les composés d'hydrogène et d'oxygène, dans lesquels ces éléments ont des états d'oxydation qui ne leur sont pas typiques ;
la valeur de l'angle entre les liaisons dans une molécule d'eau.
Section 1. Nature et types de liaisons chimiques
Formules données des substances : 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. Sélectionnez les connexions :
structure moléculaire et non moléculaire;
uniquement avec des liaisons polaires covalentes ;
uniquement avec des liaisons non polaires covalentes ;
uniquement avec des liaisons ioniques;
combiner des liaisons ioniques et covalentes dans la structure ;
combiner des liaisons covalentes polaires et covalentes non polaires dans la structure ;
capable de former des liaisons hydrogène;
avoir des liaisons dans la structure formée par le mécanisme donneur-accepteur ;
Comment la polarité des liaisons change-t-elle dans les rangées ?
a) H 2 O; H2S; H2Se; H 2 Te b) PH 3; H2S; HCl.
Dans quel état - basique ou excité - se trouvent les atomes des éléments sélectionnés dans les composés suivants :
B Cl 3; P Cl 3; Si 02; Être F2; H2 S; C H4; H Cl O 4 ?
Quelle paire de ces éléments au cours de l'interaction chimique a la tendance maximale à former une liaison ionique :
Ca, C, K, O, I, Cl, F ?
Dans lequel des produits chimiques proposés ci-dessous, la rupture des liaisons sera le plus susceptible de se produire avec la formation d'ions, et dans laquelle avec la formation de radicaux libres : NaCl, CS 2, CH 4, K 2 O, H 2 SO 4 , KOH, Cl 2 ?
Les halogénures d'hydrogène indiqués sont : HF, HCl, HBr, HI. Sélectionnez l'halogénure d'hydrogène :
dont une solution aqueuse est l'acide le plus fort (acide le plus faible) ;
avec la liaison la plus polaire (liaison la moins polaire);
avec la longueur de connexion la plus longue (avec la longueur de connexion la plus courte);
avec le point d'ébullition le plus élevé (avec le point d'ébullition le plus bas).
Lorsqu'une seule liaison chimique fluor-fluor est formée, 2,64 ´
10-19 Joules d'énergie. Calculez la quantité chimique de molécules de fluor qui doit être formée pour libérer 1,00 kJ d'énergie.
ESSAI 6.
Lorsqu'une molécule est formée de deux atomes isolés, l'énergie dans le système est : a) augmente ; b) diminue ; c) ne change pas ; d) une diminution et une augmentation de l'énergie sont possibles. |
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Indiquez dans quelle paire de substances les paires d'électrons communs sont déplacées vers l'atome d'oxygène : a) OF 2 et CO ; b) Cl 2 O et NO; c) H 2 O et N 2 O 3; d) H 2 O 2 et O 2 F 2. |
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Indiquer les composés avec une liaison non polaire covalente : a) 02; b) N2; c) Cl 2; d) PCl 5. |
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Indiquer les composés avec une liaison polaire covalente : a) H 2 O; b) Br2; c) Cl20; d) SO2. |
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Choisissez une paire de molécules dont toutes les liaisons sont covalentes : a) NaCl, HCl; b) CO 2 , Na 2 O; c) CH 3 Cl, CH 3 Na; d) SO 2, NON 2. |
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Les composés avec des liaisons covalentes polaires et covalentes non polaires sont respectivement : a) de l'eau et du sulfure d'hydrogène ; b) bromure de potassium et azote ; c) l'ammoniac et l'hydrogène ; d) l'oxygène et le méthane. |
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Aucune des liaisons covalentes n'est formée par le mécanisme donneur-accepteur dans la particule : a) CO 2 ; b) monoxyde de carbone ; c) BF 4 - ; d) NH4+. |
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Au fur et à mesure que la différence d'électronégativité des atomes liés augmente, il se produit ce qui suit : a) diminution de la polarité de la connexion ; b) renforcer la polarité de la connexion ; c) une augmentation du degré d'ionicité de la liaison ; d) une diminution du degré d'ionicité de la liaison. |
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Dans quelle rangée se trouvent les molécules dans l'ordre de polarité croissante des liaisons ? 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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L'énergie de liaison la plus élevée dans une molécule : a) H2Te; b) H2Se; c) H2S; d) H 2 O. |
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La liaison chimique est la moins forte dans la molécule : a) le bromure d'hydrogène ; b) chlorure d'hydrogène; c) l'iodure d'hydrogène ; d) fluorure d'hydrogène. |
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La longueur de liaison augmente dans un certain nombre de substances avec les formules : 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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Nombre maximals-les liaisons qui peuvent exister entre deux atomes dans une molécule : a) 1 ; b) 2 ; à 3; d) 4. |
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Une triple liaison entre deux atomes comprend : a) 2 liaisons s et 1 liaison π ; b) 3 liaisons s ; c) 3 liaisons ; d) liaisons 1s et liaisons 2π. |
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Molécule de CO 2 contient des liaisons chimiques : a) 1s et 1π ; b) 2s et 2π ; c) 3s et 1π ; d) 4s. |
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Sommes- etπ- Connexions (s + π) dans une moléculeDONC 2 Cl 2 est égal à: a) 3 + 3 ; b) 3 + 2 ; c) 4 + 2 ; d) 4 + 3. |
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Spécifiez les composés avec des liaisons ioniques : a) chlorure de sodium ; b) monoxyde de carbone (II); c) l'iode ; d) nitrate de potassium. |
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Seules les liaisons ioniques soutiennent la structure d'une substance : a) le peroxyde de sodium ; b) chaux éteinte ; c) sulfate de cuivre; d) sylvinite. |
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Indiquez quel atome de quel élément peut participer à la formation de liaisons métalliques et ioniques : a) Comme ; b) Fr. ; c) K ; d) Se. |
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Le caractère le plus prononcé de la liaison ionique dans le composé : a) chlorure de calcium ; b) fluorure de potassium; c) fluorure d'aluminium; d) chlorure de sodium. |
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Indiquer les substances dont l'état d'agrégation dans des conditions normales est déterminé par des liaisons hydrogène entre molécules : a) l'hydrogène ; b) chlorure d'hydrogène; c) fluorure d'hydrogène liquide; d) l'eau. |
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Quelle est la liaison hydrogène la plus forte : a) –N .... H– ; b) –O .... H–; c) –Cl .... H–; d) –S .... H–. |
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Quelle est la liaison chimique la moins forte ? a) métal ; b) ionique; c) l'hydrogène ; d) covalente. |
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Précisez le type de liaison dans la molécule NF 3 : a) ionique ; b) covalent non polaire; c) covalent polaire; d) l'hydrogène. |
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Liaison chimique entre les atomes d'éléments de numéros atomiques 8 et 16 : a) ionique ; b) polaire covalente ; c) non polaire covalente; d) l'hydrogène. |
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