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Chimie. Jouez aux machines à sous gratuitement et sans inscription en ligne. Les atomes de calcium et de scandium diffèrent les uns des autres

Loi périodique.

Structure atomique

L'article fournit tâches de test sur le sujet de la banque de tâches de test compilées par les auteurs pour le contrôle thématique en 8e année. (La capacité de la banque est de 80 tâches pour chacune des six matières étudiées en 8e année et de 120 tâches sur le thème « Cours de base des composés inorganiques ».) Actuellement, la chimie en 8e année est enseignée à l'aide de neuf manuels. Par conséquent, à la fin de l'article se trouve une liste d'éléments de connaissances contrôlés indiquant les numéros de tâches.

Cela permettra aux enseignants travaillant dans différents programmes de choisir à la fois la séquence appropriée de tâches sur un sujet et un ensemble de combinaisons de tâches de test sur différents sujets, y compris pour le contrôle final.

Les 80 tâches de test proposées sont regroupées en 20 questions en quatre versions, dans lesquelles des tâches similaires sont répétées. Pour compiler un plus grand nombre d'options dans la liste des éléments de connaissances, nous sélectionnons (au hasard) des numéros de tâches pour chaque élément étudié conformément à notre planification thématique. Cette présentation des tâches pour chaque sujet permet une analyse rapide élément par élément des erreurs et leur correction en temps opportun. Utiliser des tâches similaires dans une version et alterner une ou deux réponses correctes réduit la probabilité de deviner la réponse. En règle générale, la complexité des questions 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 invitons à vérifier si cela est vrai. Après le test, comparez les résultats avec les marques du journal. Si les résultats des tests sont inférieurs, cela peut être dû aux raisons suivantes.

Premièrement, cette forme de contrôle (test) est inhabituelle pour les étudiants. Deuxièmement, l'enseignant met l'accent différemment lors de l'étude du sujet (en déterminant l'essentiel dans le contenu de l'éducation et les méthodes d'enseignement).

1. Option 1

1) 25; 2) 22; 3) 24; 4) 34.

2. Missions.

1) 3; 2) 12; 3) 2; 4) 24.

3. Dans la 4ème période, groupe VIa il y a un élément avec un numéro de série :

Un élément de charge nucléaire atomique +12 a le numéro atomique :

Le numéro de série d'un élément correspond aux caractéristiques suivantes :

1) charge du noyau atomique ;

4. Six électrons dans le niveau d'énergie externe des atomes d'éléments avec numéro de groupe :

1)II ; 2) III ; 3)VI; 4) IV.

5. Formule supérieure d'oxyde de chlore :

1) Cl2O; 2) Cl2O3;

3) Cl2O5; 4) Cl2O7.

6. La valence d'un atome d'aluminium est :

1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.

7. Formule générale des composés hydrogènes volatils des éléments du groupe VI :

1) EN 4 ; 2) EN 3 ;

3) NE ; 4) N2E.

8. Nombre de couches électroniques externes dans l'atome de calcium :

1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.

9.

1) Li ; 2) Na ; 3) K ; 4) Cs.

10. Préciser les éléments métalliques :

1)K ; 2) Cu; 3) O; 4)N.

11. Où dans le tableau de D.I. Mendeleïev se trouvent les éléments dont les atomes sont en réactions chimiques Est-ce qu'ils abandonnent simplement des électrons ?

1) Dans le groupe II ;

2) au début de la 2ème période ;

3) au milieu de la 2ème période ;

4) dans le groupe VIa.

12.

2) Soyez, Mg; Al ;

3) Mg, Ca, Sr ;

13. Spécifiez les éléments non métalliques :

1) Cl ; 2) S ; 3) Mn; 4) mg.

14. Les propriétés non métalliques augmentent dans l'ordre suivant :

15. Quelle caractéristique d’un atome change périodiquement ?

1) Charge du noyau d'un atome ;

2) numéro niveaux d'énergie dans un atome ;

3) le nombre d'électrons au niveau d'énergie externe ;

4) nombre de neutrons.

16.

1)K ; 2) Al ; 3)P ; 4) Cl.

17. Dans la période où la charge nucléaire augmente, les rayons des atomes des éléments :

1) diminuer ;

2) ne changez pas ;

3) augmenter ;

4) changer périodiquement.

18. Les isotopes des atomes d'un même élément diffèrent par :

1) le nombre de neutrons ;

Le numéro de série d'un élément correspond aux caractéristiques suivantes :

3) le nombre d'électrons de valence ;

4) position dans le tableau de D.I. Mendeleev.

19. Nombre de neutrons dans le noyau d'un atome de 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

Premièrement, cette forme de contrôle (test) est inhabituelle pour les étudiants. Deuxièmement, l'enseignant met l'accent différemment lors de l'étude du sujet (en déterminant l'essentiel dans le contenu de l'éducation et les méthodes d'enseignement). Choisissez une ou deux bonnes réponses.

21. L'élément portant le numéro de série 35 se trouve dans :

1) 7ème période, groupe IV ;

2) 4ème période, groupe VIIa ;

3) 4ème période, groupe VIIb ;

4) 7ème période, groupe IVb.

22. Un élément de charge nucléaire atomique +9 a le numéro atomique :

1) 19; 2) 10; 3) 4; 4) 9.

23. Le nombre de protons dans un atome neutre coïncide avec :

1) le nombre de neutrons ;

2) masse atomique ;

3) numéro de série ;

4) le nombre d'électrons.

24. Cinq électrons dans le niveau d'énergie externe des atomes d'éléments avec numéro de groupe :

1) Moi ; 2) III ; 3) V ; 4) VII.

25. Formule suprême d'oxyde nitrique :

1) N2O; 2) N2O3;

3) N2O5; 4) NON ;

26. La valence de l'atome de calcium dans son hydroxyde supérieur est :

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. Numéro de la couche électronique externe dans l'atome de potassium :

1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.

29. Le plus grand rayon atomique d'un élément est :

1)B ; 2) O; 3) C ; 4)N.

30. Préciser les éléments métalliques :

1)K ; 2) H ; 3) F ; 4) Cu.

31. Les atomes d'éléments qui peuvent à la fois accepter et donner des électrons sont localisés :

1) dans le groupe Ia ;

2) dans le groupe VIa ;

3) au début de la 2ème 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) Na ; 2) mg; 3) Si ; 4)P.

34.

35. Principales caractéristiques de l'élément chimique :

1) masse atomique ;

2) charge nucléaire ;

3) nombre de niveaux d'énergie ;

4) 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 système périodique des éléments chimiques, avec une charge nucléaire croissante, 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 :

1) nombre d'électrons ;

Le numéro de série d'un élément correspond aux caractéristiques suivantes :

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

Premièrement, cette forme de contrôle (test) est inhabituelle pour les étudiants. Deuxièmement, l'enseignant met l'accent différemment lors de l'étude du sujet (en déterminant l'essentiel dans le contenu de l'éducation et les méthodes d'enseignement). Choisissez une ou deux bonnes réponses.

41. Indiquez le numéro d'ordre 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 égale à :

1) +27; 2) +14; 3) +13; 4) +3.

43. Le nombre d’électrons dans un atome est :

1) le nombre de neutrons ;

Le numéro de série d'un élément correspond aux caractéristiques suivantes :

3) masse atomique ;

4) numéro de série.

44. Pour les atomes des éléments du groupe IVa, le nombre d'électrons de valence est égal à :

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 hydrogènes 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 égal à :

1) 1; 2) 2; 3) 3; 4) 4.

49. Le plus grand rayon atomique d'un élément est :

1) Li ; 2) Na ; 3) mg;

50. Préciser les éléments métalliques :

1) Na ; 2) mg; 3) Si ; 4)P.

51. Les atomes de quels éléments cèdent 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) Na ; 2) mg; 3) N ; 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 charge croissante du noyau atomique, 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) Na ; 2) Al ; 3) N ; 4) S.

57. La fréquence des changements dans les propriétés des éléments et de leurs composés s'explique :

1) répétition de la structure de la couche électronique externe ;

2) augmenter le nombre de couches électroniques ;

3) une augmentation du nombre de neutrons ;

4) 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. En quoi les atomes d’isotopes d’un même élément diffèrent-ils ?

1) Le nombre de protons ;

2) le nombre de neutrons ;

3) nombre d'électrons ;

4) charge nucléaire.

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

Premièrement, cette forme de contrôle (test) est inhabituelle pour les étudiants. Deuxièmement, l'enseignant met l'accent différemment lors de l'étude du sujet (en déterminant l'essentiel dans le contenu de l'éducation et les méthodes d'enseignement). Choisissez une ou deux bonnes réponses.

61. L'élément portant le numéro de série 29 se trouve dans :

1) 4ème période, groupe Ia ;

2) 4ème période, groupe Ib ;

3) 1ère période, groupe Ia ;

4) 5ème période, groupe Ia.

62. La charge du noyau d'un atome de l'élément n°15 est :

1) +31; 2) 5; 3) +3; 4) +15.

63. La charge du noyau d'un atome est déterminée par :

1) le numéro de série de l'élément ;

2) numéro de groupe ;

3) numéro de période ;

4) masse atomique.

64. Pour les 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) DONC 3 ; 4) DONC 2.

66. Formule d'oxyde de phosphore supérieur :

1) R2O3; 2) H3PO4;

3) NRO 3 ; 4) R2O5.

67. Valence de l'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. Mendeleïev correspond à la caractéristique suivante de l'atome :

1) le nombre d'électrons de valence ;

2) valence plus élevée en combinaison avec l'oxygène ;

3) le nombre total d'électrons ;

4) le nombre de niveaux d'énergie.

69. Le plus grand rayon atomique d'un élément est :

1) Cl ; 2) Br; 3) Moi ; 4)F.

70. Préciser les éléments métalliques :

1) mg; 2) Li; 3) H ; 4) S.

71. Quel élément cède un électron le plus facilement ?

1) Sodium ; 2) césium ;

3) potassium ; 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) N ; 4) Cr.

74. Propriétés non métalliques dans 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) charge nucléaire ;

3) le nombre de niveaux d'énergie dans un atome ;

4) le nombre d'électrons au niveau externe.

76. Les atomes de quel élément forment un oxyde amphotère ?

1)K ; 2) Être ; 3) C ; 4) Sa.

77. Au cours de 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 un atome.

79. Le nombre de neutrons dans le noyau d’un atome de 16 O est :

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 éléments de connaissances contrôlés sur le sujet
" Loi périodique. Structure de l'atome"

(les numéros de tâches de bout en bout sont indiqués entre parenthèses)

Le numéro atomique (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 le atome.

Numéro de groupe, nombre d'électrons dans le niveau d'énergie externe (4, 24, 44, 64), formules de l'oxyde supérieur (5, 25, 45, 65), valence la plus élevéeélément (6, 26, 46, 66), formules de composés hydrogènes (7, 27, 47, 67).

Numéro de période, nombre de niveaux électroniques (8, 28, 48, 68).

Changement de rayon atomique (9, 17, 29, 37, 49, 67, 69).

La position dans le tableau de D.I. Mendeleïev des éléments métalliques (10, 30, 50, 70) et des éléments non métalliques (13, 33, 53, 73).

La capacité des atomes à donner et à accepter 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).

Modifications périodiques 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).

Nombre de masse, nombre de protons et de neutrons dans un atome, isotopes (18, 19, 38, 39, 58, 59, 78, 79).

Répartition des électrons par niveaux d'énergie dans un atome (20, 40, 60, 80).

Réponses aux tâches de test sur le sujet
" Loi périodique. Structure de l'atome"

Option 1 Option 2 Option 3 Option 4
Numéro de travail Répondez non. Numéro de travail Répondez non. Numéro de travail Répondez non. Numéro de travail Répondez 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.. Tests et tests en chimie. M. : Aquarium, 1997 ; Sorokin V.V., Zlotnikov E.G.. Tests de chimie. M. : Éducation, 1991.

Nous avons parlé plus haut (p. 172) 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 les changements sont caractérisés par la périodicité. Ces propriétés incluent la taille (rayon) d'un 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 basés sur les équations de la mécanique quantique ont également été réalisés. Sur la fig. 5.10 pré-

Riz. 5.10. Périodicité des changements dans les rayons atomiques

une courbe d'évolution des rayons atomiques en fonction de la charge du noyau est tracée.

De l’hydrogène à l’hélium le rayon diminue puis augmente fortement pour le lithium. Ceci s'explique par l'apparition d'un électron au deuxième niveau d'énergie. Dans la deuxième période, du lithium au néon, à mesure que la charge nucléaire 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, vers 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, cela se reproduit forte augmentation rayon de potassium. Une courbe caractéristique en dents de scie périodique est obtenue. Chaque section de la courbe d'un métal alcalin à un gaz rare caractérise un changement de rayon au cours d'une période : une diminution du rayon est observée lors du déplacement de gauche à droite. Il est également intéressant de connaître la nature du changement de rayon dans les groupes d'éléments. Pour ce faire, vous devez tracer une ligne passant par les éléments d'un groupe. De la position des maxima dans les métaux alcalins, il est immédiatement clair que les rayons des atomes augmentent lorsqu'ils se déplacent de haut en bas dans un groupe. Cela est dû à une augmentation du nombre de couches électroniques.

tâche 5.17. Comment les rayons des atomes changent-ils de F à Br ? Déterminez-le à partir de la Fig. 5.10.

De nombreuses autres propriétés des atomes, tant physiques que chimiques, dépendent des rayons. Par exemple, une augmentation des rayons atomiques peut expliquer la 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 l’atome perd facilement un électron. En même temps, il se transforme en une charge positive ion.

Un ion est l'un des états possibles d'un atome dans lequel il a charge électrique en raison de la perte ou du gain d’électrons.

La capacité d’un atome à se transformer en un ion chargé positivement est caractérisée par énergie d'ionisation E I. Il s'agit de l'énergie minimale requise pour retirer un électron externe d'un atome à l'état gazeux :

L'ion positif résultant peut également perdre des électrons, devenant doublement chargé, triplement chargé, etc. Dans ce cas, l'énergie d'ionisation augmente considérablement.

L'énergie d'ionisation des atomes augmente au cours d'une période lorsqu'ils se déplacent de gauche à droite et diminue par groupes lorsqu'ils se déplacent de haut en bas.

De nombreux atomes, mais pas tous, sont capables d’ajouter un électron supplémentaire, devenant ainsi un ion chargé négativement A~. Cette propriété se caractérise énergie d'affinité électronique EÉpouser Il s’agit de l’énergie libérée lorsqu’un électron s’attache à un atome à l’état gazeux :

L’énergie d’ionisation et l’énergie d’affinité électronique sont généralement appelées 1 mole d’atomes et exprimer en kJ/mol. Considérons l'ionisation de l'atome de sodium résultant de l'ajout et de la perte d'un électron (Fig. 5.11) . D'après la figure, il est clair que pour retirer un électron d'un atome de sodium, il faut 10 fois plus d’énergie que celle libérée lorsqu’un électron est ajouté. L'ion sodium négatif est instable et n'apparaît presque jamais dans les substances complexes.

Riz. 5.11. Ionisation de l'atome de sodium

L'énergie d'ionisation des atomes change en périodes et en groupes dans le sens opposé au changement du rayon des atomes. Le changement d'énergie d'affinité électronique sur une période est plus complexe, puisque les éléments IIA- et VIIIA-rpynn n'ont pas d'affinité électronique. On peut supposer approximativement que l’énergie d’affinité électronique est similaire à Ek, augmente en périodes (jusqu'au groupe VII inclus) et diminue en groupes de haut en bas (Fig. 5.12).

exercice 5 .18. Les atomes de magnésium et d’argon peuvent-ils former des ions chargés négativement à l’état gazeux ?

Les ions porteurs de charges positives et négatives s'attirent, ce qui entraîne diverses transformations. Le cas le plus simple est la formation de liaisons ioniques, c’est-à-dire la combinaison d’ions en une substance sous l’influence d’une attraction électrostatique. Apparaît alors une structure cristalline ionique, caractéristique de sel de table NaCl et bien d'autres sels. Mais peut-être

Riz. 5.12. La nature des changements dans l'énergie d'ionisation et l'énergie d'affinité électronique dans les groupes et les périodes

de sorte que l'ion négatif ne tient pas très fermement son électron supplémentaire, et l'ion positif, au contraire, s'efforce de restaurer sa neutralité électrique. L’interaction entre les ions peut alors conduire à la formation de molécules. Il est évident que les ions signe différent les charges C1 + et C1~ s'attirent. Mais du fait qu'il s'agit d'ions d'atomes identiques, 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. Calculez les fractions massiques des isotopes dans la nature.

3. Quelle quantité d'énergie est libérée lors de la formation de 16 G oxygène par réaction coulant au fond des étoiles ?

4. Calculez 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 Ba et de l'ion Ba 2.

8. Construisez des diagrammes énergétiques des atomes de phosphore et d’arsenic.

9. Construisez des diagrammes énergétiques complets des atomes de zinc et de gallium.

10. Disposez les atomes suivants par ordre de rayon croissant : 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. Suggérer la nature possible du changement du rayon des atomes lors d'une transition dans le système périodique dans le sens diagonal, par exemple Li - Mg - Sc.

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3. Loi périodique et système 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 une répétition périodique à travers certain nombreéléments structurels 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 par ses propriétés chimiques de l'azote, de l'arsenic et du bismuth (la similitude des propriétés ne signifie cependant pas leur identité !). Rappelons que la périodicité des changements de propriétés (caractéristiques) signifie leur affaiblissement et leur renforcement périodiques (ou, à l'inverse, 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'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 rédox; covalence plus élevée et diplôme le plus élevé oxydation; configuration électronique.

Les tendances d'évolution de ces caractéristiques sont plus prononcées dans les groupes A et les petites périodes.

Le rayon atomique r est la distance entre le centre du noyau atomique et la couche électronique externe.

Le rayon atomique des groupes A augmente de haut en bas à mesure que le nombre de couches électroniques augmente. Le rayon d'un atome diminue à mesure qu'il se déplace de gauche à droite sur une période, puisque le nombre de couches reste le même, mais la charge du noyau augmente, ce qui conduit à une compression de la couche électronique (les électrons sont plus fortement attirés vers le noyau). L'atome He a le plus petit rayon, l'atome Fr a 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 différents éléments ont la même configuration électronique (et donc le même nombre de couches électroniques), alors le rayon est plus petit pour la 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 + dans une rangée à mesure que leurs rayons augmentent. Solution. Le rayon d'une particule est affecté principalement par le nombre de couches électroniques, puis par la charge du noyau : plus grand nombre

couches d'électrons et plus la charge du noyau est petite (!), 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 diminue de prochaine commande

: Ca, K, Ar, S. Par conséquent, la série requise ressemble à ceci :< r (K +) < r (Ar) < r (S 2−).

r(Ca2+)

Réponse : Ca 2+, K +, Ar, S 2−.Énergie d'ionisation

E et est l'énergie minimale qui doit être dépensée pour éliminer l'électron le plus faiblement lié au noyau d'un atome isolé :

E + E u = E + + e.

L'énergie d'ionisation est calculée expérimentalement et est généralement mesurée en kilojoules par mole (kJ/mol) ou en électronvolts (eV) (1 eV = 96,5 kJ).

Dans les périodes de gauche à droite, l'énergie d'ionisation augmente généralement. Cela s'explique par une diminution constante du rayon des atomes et une augmentation de la charge nucléaire. Les deux facteurs conduisent au fait que l'énergie de liaison de l'électron avec le noyau augmente.

Dans les groupes A, à mesure que le numéro atomique d'un élément augmente, E et, en règle générale, diminue, car 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 rares, dans lesquels les couches électroniques externes sont complètes, est particulièrement élevée.

L'énergie d'ionisation peut servir de mesure des propriétés réductrices d'un atome isolé : plus elle est faible, plus il est facile d'arracher 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 de l'atome à céder un électron : plus E et plus les propriétés métalliques de l'atome sont prononcées.

Ainsi, les propriétés métalliques et réductrices des atomes isolés augmentent dans les groupes A de haut en bas et par périodes de droite à gauche.

L'affinité électronique Eav est le changement d'énergie lors de l'ajout d'un électron à un atome neutre :

L'affinité électronique est également une caractéristique mesurée expérimentalement d'un atome isolé, qui peut servir de mesure de ses propriétés oxydantes : plus E moy est élevé, plus propriétés oxydantes atome. En général, tout au long de la période, de gauche à droite, l'affinité électronique augmente et dans les groupes A, elle diminue de haut en bas. Les atomes d'halogène sont caractérisés par l'affinité électronique la plus élevée ; pour les métaux, l'affinité électronique est faible, voire négative.

Parfois, l'affinité électronique est considérée comme un critère pour les propriétés non métalliques d'un atome, c'est-à-dire la capacité d'un atome à accepter un électron : plus E moy est grand, plus les propriétés non métalliques de l'atome sont prononcées.

Ainsi, les propriétés non métalliques et oxydantes des atomes dans leur ensemble augmentent de gauche à droite et dans les groupes A - de bas en haut.

Exemple 3.2.

Selon la position dans le tableau périodique, indiquer quel atome de l'élément possède 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 Li, Na, Al et Mg sont indiquées. Puisque 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 possède les propriétés métalliques les plus prononcées.

Réponse : 2).Électronégativité

χ est une valeur conditionnelle caractérisant la capacité d'un atome dans une molécule (c'est-à-dire un atome chimiquement lié) à attirer des électrons. Contrairement à E et et E moy, l'électronégativité n'est pas déterminée expérimentalement

, donc en pratique, un certain nombre d'échelles de valeurs χ sont utilisées.

Dans les périodes 1 à 3, la valeur de χ augmente naturellement de gauche à droite, et dans chaque période, l'élément le plus électronégatif est l'halogène : parmi tous les éléments, l'atome de fluor a l'électronégativité la plus élevée. Dans les groupes A, l'électronégativité diminue de haut en bas. Valeur la plus basse

χ est caractéristique des atomes de métaux alcalins.< 2.

Pour les atomes d'éléments non métalliques, en règle générale, χ > 2 (exceptions Si, At) et pour les atomes d'éléments métalliques χ

Une série dans laquelle le χ des atomes augmente 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 atomique sont utilisées, par exemple, pour estimer le degré de polarité d'une liaison covalente. Covalence la plus élevée les atomes varient en période de I à VII (parfois jusqu'à VIII), et varie de gauche à droite sur une période de +1 à +7 (parfois jusqu'à +8). Il existe cependant 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 IV ;
  • pour certains éléments (cuivre, argent, or), le degré d'oxydation le plus élevé dépasse le numéro de groupe ;
  • Le degré d'oxydation le plus élevé d'un atome d'oxygène est inférieur au numéro de groupe et est égal à +2.

Leçon 2

Les nombres quantiques évoqués ci-dessus peuvent sembler des concepts abstraits et éloignés de la chimie. En effet, ils ne peuvent être utilisés pour calculer la structure d’atomes et de molécules réels qu’avec une formation mathématique spéciale et un ordinateur puissant. Cependant, si nous ajoutons un principe supplémentaire aux concepts schématiques de la mécanique quantique, les nombres quantiques « prennent vie » pour les chimistes.

En 1924, Wolfgang Pauli formula l'un des postulats les plus importants de la physique théorique, qui ne découlait pas de lois connues : dans une orbitale (dans une état énergétique) il ne peut y avoir plus de deux électrons en même temps, et encore seulement si leurs spins sont dans des directions opposées. Autres formulations : deux particules identiques ne peuvent pas être dans le même état quantique ; Un atome ne peut pas avoir deux électrons avec les mêmes valeurs des quatre nombres quantiques.

Essayons de « créer » les couches électroniques des atomes en utilisant la dernière formulation du principe de Pauli.

La valeur minimale du nombre quantique principal n est 1. Elle correspond à une seule valeur du nombre orbital l, égale à 0 (s-orbitale). La symétrie sphérique des orbitales s s'exprime dans le fait qu'à l = 0 dans un champ magnétique, il n'y a qu'une seule orbitale avec m l = 0. Cette orbitale peut contenir un électron avec n'importe quelle valeur de spin (hydrogène) ou deux électrons avec un spin opposé. valeurs (hélium) . Ainsi, avec n = 1, il ne peut y avoir plus de deux électrons.

Commençons maintenant à remplir les orbitales avec n = 2 (il y a déjà deux électrons au premier niveau). La valeur n = 2 correspond à deux valeurs du nombre orbital : 0 (s-orbital) et 1 (p-orbital). À l = 0, il y a une orbitale, à l = 1, il y a trois orbitales (avec m l valeurs : -1, 0, +1). Chaque orbitale ne peut contenir plus de deux électrons, donc la valeur n = 2 correspond à un maximum de 8 électrons. Nombre total les électrons à un niveau avec un n donné peuvent ainsi être calculés à l'aide de la formule 2n 2 :

Notons chaque orbitale par une cellule carrée, les électrons par des flèches de direction opposée. Pour une « construction » plus poussée des coques électroniques des atomes, il est nécessaire d'utiliser une règle supplémentaire, formulée en 1927 par Friedrich Hund (Hund) : les états les plus stables pour un l donné sont ceux avec le spin total le plus grand, c'est-à-dire le nombre d'orbitales remplies à un sous-niveau donné doit être maximum (un électron par orbitale).

Le début du tableau périodique ressemblera à ceci :

Schéma de remplissage du niveau externe des éléments des 1ère et 2ème périodes avec des électrons.

En poursuivant la « construction », vous pouvez atteindre le début de la troisième période, mais vous devrez alors introduire l'ordre de remplissage des orbitales d et f comme postulat.

À partir du diagramme construit sur la base d’hypothèses minimales, il est clair que les objets quantiques (atomes d’éléments chimiques) seront liés différemment aux processus de transmission et de réception d’électrons. Les objets He et Ne seront indifférents à ces processus en raison d’une couche électronique entièrement occupée. L'objet F acceptera très probablement activement l'électron manquant, et l'objet Li sera plus susceptible d'abandonner l'électron.

L'objet C doit avoir des propriétés uniques : il a le même nombre d'orbitales et le même nombre d'électrons. Peut-être qu'il s'efforcera d'établir des liens avec lui-même en raison d'une si grande symétrie du niveau externe.

Il est intéressant de noter que les concepts des quatre principes de construction du monde matériel et du cinquième qui les relie sont connus depuis au moins 25 siècles. DANS Grèce antique et la Chine ancienne, les philosophes parlaient de quatre principes premiers (à ne pas confondre avec les objets physiques) : « feu », « air », « eau », « terre ». Le principe de liaison en Chine était le « bois », en Grèce c'était la « quintessence » (cinquième essence). La relation du « cinquième élément » avec les quatre autres est démontrée dans le film de science-fiction du même nom.

Jeu "Monde Parallèle"

Afin de mieux comprendre le rôle des postulats « abstraits » dans le monde qui nous entoure, il est utile de passer au « Monde Parallèle ». Le principe est simple : la structure des nombres quantiques est légèrement déformée, puis à partir de leurs nouvelles valeurs on construit un système périodique d'un monde parallèle. Le jeu réussira si un seul paramètre change, ce qui ne nécessite pas d'hypothèses supplémentaires sur la relation entre les nombres quantiques et les niveaux d'énergie.

Pour la première fois, un jeu-problème similaire a été proposé aux écoliers lors de l'Olympiade de toute l'Union en 1969 (9e année) :

« À quoi ressemblerait un système périodique d'éléments si le nombre maximum d'électrons dans une couche était déterminé par la formule 2n 2 -1 et que le niveau externe ne pouvait pas avoir plus de sept électrons ? Dessinez un tableau d'un tel système pour le ? quatre premières périodes (désignant les éléments par leur numéro atomique). Quels états d'oxydation l'élément N 13 pourrait-il présenter ? Quelles propriétés de la substance simple correspondante et des composés de cet élément pourriez-vous supposer ?

Cette tâche est trop difficile. Dans la réponse, il est nécessaire d'analyser plusieurs combinaisons de postulats établissant les valeurs des nombres quantiques avec des postulats sur la relation entre ces valeurs. Après une analyse détaillée de ce problème, nous sommes arrivés à la conclusion que les distorsions dans le « monde parallèle » sont trop importantes et que nous ne pouvons pas prédire correctement les propriétés des éléments chimiques de ce monde.

Au Centre de recherche scientifique de l'Université d'État de Moscou, nous utilisons généralement un problème plus simple et plus visuel, dans lequel les nombres quantiques du « monde parallèle » ne sont presque pas différents des nôtres. Dans ce monde parallèle vivent des analogues de personnes - homozoïdes(la description des homozoïdes eux-mêmes ne doit pas être prise au sérieux).

Loi périodique et structure atomique

Tâche 1.

Les homozoïdes vivent dans un monde parallèle avec l’ensemble de nombres quantiques suivant :

n = 1, 2, 3, 4, ...
je= 0, 1, 2, ... (n – 1)
m l = 0, +1, +2,...(+ je)
ms = ± 1/2

Construisez les trois premières périodes de leur tableau périodique, en gardant nos noms pour les éléments avec les numéros correspondants.

1. Comment les homozoïdes se lavent-ils ?
2. De quoi s'enivrent les homozoïdes ?
3. Écrivez l'équation de la réaction entre leur acide sulfurique et l'hydroxyde d'aluminium.

Analyse des solutions

À proprement parler, vous ne pouvez pas modifier l’un des nombres quantiques sans affecter les autres. Par conséquent, tout ce qui est décrit ci-dessous n’est pas la vérité, mais une tâche éducative.

La distorsion est presque imperceptible : le nombre quantique magnétique devient asymétrique. Cependant, cela signifie l’existence d’aimants unipolaires dans un monde parallèle et d’autres conséquences graves. Mais revenons à la chimie. Dans le cas des électrons s, aucun changement ne se produit ( je= 0 et m1 = 0). Par conséquent, l’hydrogène et l’hélium y sont identiques. Il est utile de rappeler que selon toutes les données, l'hydrogène et l'hélium sont les éléments les plus courants dans l'Univers. Cela nous permet de supposer l'existence de tels mondes parallèles. Cependant, pour les électrons p, la situation change. À je= 1 on obtient deux valeurs au lieu de trois : 0 et +1. Par conséquent, il n’existe que deux orbitales p pouvant accueillir 4 électrons. La durée de la période a diminué. Nous construisons des « cellules fléchées » :

Construction du tableau périodique d'un monde parallèle :

Les périodes, naturellement, sont devenues plus courtes (dans le premier il y a 2 éléments, dans le deuxième et le troisième - 6 au lieu de 8. Les rôles modifiés des éléments sont perçus très gaiement (nous gardons délibérément les noms derrière les chiffres) : inerte gaz O et Si, métal alcalin F. Pour ne pas se tromper, nous désignerons leur les éléments ne sont que des symboles, et notre- en mots.

L'analyse des questions problématiques permet d'analyser le sens de la répartition des électrons au niveau externe pour propriétés chimiquesélément. La première question est simple : hydrogène = H, et C devient oxygène. Tout le monde s'accorde immédiatement sur le fait que le monde parallèle ne peut exister sans halogènes (N, Al, etc.). La réponse à la deuxième question est liée à la résolution du problème : pourquoi le carbone est pour nous un « élément de vie » et quel sera son analogue parallèle. Au cours de la discussion, nous découvrons qu'un tel élément devrait donner les liaisons « les plus covalentes » avec des analogues de l'oxygène, de l'azote, du phosphore et du soufre. Il faut aller un peu plus loin et analyser les notions d'hybridation, d'états fondamentaux et excités. Ensuite, l'élément vie devient un analogue de notre carbone en symétrie (B) - il a trois électrons sur trois orbitales. Le résultat de cette discussion est un analogue de l'alcool éthylique BH 2 BHCH.

Dans le même temps, il devient évident que dans le monde parallèle, nous avons perdu les analogues directs de nos 3e et 5e (ou 2e et 6e) groupes. Par exemple, les éléments de la période 3 correspondent à :

États d'oxydation maximaux : Na (+3), Mg (+4), Al (+5) ; cependant, la priorité est donnée aux propriétés chimiques et à leur changement périodique, et la durée de la période a diminué.

Ensuite, la réponse à la troisième question (s'il n'y a pas d'analogue de l'aluminium) :

Acide sulfurique + hydroxyde d'aluminium = sulfate d'aluminium + eau

H 2 MgC 3 + Ne(CH) 2 = NeMgC 3 + 2 H 2 C

Ou en option (il n'existe pas d'analogue direct du silicium) :

H 2 MgC 3 + 2 Na(CH) 3 = Na 2 (MgC 3) 3 + 6 H 2 C

Le résultat principal du « voyage vers monde parallèle" - la compréhension que la diversité infinie de notre monde ne vient pas très grand ensemble des lois relativement simples. Un exemple de telles lois sont les postulats analysés de la mécanique quantique. Même un petit changement dans l’un d’eux modifie radicalement les propriétés du monde matériel.

Testez-vous

Sélectionnez la ou les bonnes réponses

Structure atomique, loi périodique

1. Éliminez le concept inutile :

1) proton ; 2) neutrons ; 3) électron ; 4) ion

2. Le nombre d'électrons dans un atome est égal à :

1) le nombre de neutrons ; 2) le nombre de protons ; 3) numéro de période ; 4) numéro de groupe ;

3. Parmi les éléments suivants, les caractéristiques des atomes des éléments changent périodiquement à mesure que le numéro atomique de l'élément augmente :

1) le nombre de niveaux d'énergie dans un atome ; 2) masse atomique relative ;

3) le nombre d'électrons au niveau d'énergie externe ;

4) charge du noyau atomique

4. Au niveau externe d’un atome d’un élément chimique, il y a 5 électrons à l’état fondamental. De quel élément peut-il s'agir :

1) bore ; 2) azote ; 3) soufre ; 4) l'arsenic

5. L'élément chimique se situe dans la 4ème période, groupe IA. La répartition des électrons dans un atome de cet élément correspond à une série de nombres :

1) 2, 8, 8, 2 ; 2) 2, 8, 18, 1 ; 3) 2, 8, 8, 1 ; 4) 2, 8, 18, 2

6. Les éléments P comprennent :

1) potassium ; 2) sodium ; 3) magnésium ; 4) aluminium

7. Les électrons de l’ion K+ peuvent-ils se trouver sur les orbitales suivantes ?

1) 15p ; 2) 2f ; 3) 4s ; 4) 16h

8. Sélectionnez les formules des particules (atomes, ions) avec la configuration électronique 1s 2 2s 2 2p 6 :

1)Na+ ; 2)K+ ; 3) Non ; 4)F-

9. Combien d'éléments y aurait-il dans la troisième période si le nombre quantique de spin avait une valeur unique de +1 (les nombres quantiques restants ont des valeurs ordinaires) ?

1) 4 ; 2) 6 ; 3) 8 ; 4) 18

10. Dans quelle rangée éléments chimiques disposés par ordre croissant de leur rayon atomique ?

1) Li, Be, B, C ;

2) Be, Mg, Ca, Sr ;

3) N, O, F, Ne;

4) Na, Mg, Al, Si

© V.V.Zagorsky, 1998-2004

RÉPONSES

  1. 4) ion
  2. 2) nombre de protons
  3. 3) le nombre d'électrons dans le niveau d'énergie externe
  4. 2) azote ; 4) l'arsenic
  5. 3) 2, 8, 8, 1
  6. 4) aluminium
  7. 1) 15p ; 3) 4s ; 4) 16h
  8. 1)Na+ ; 3) Non ; 4)F-
  9. 2) Être, Mg, Ca, Sr
  • Zagorski V.V. Une version de la présentation à l'école de physique et de mathématiques du sujet « Structure de l'atome et loi périodique », Russian Chemical Journal (ZhRKhO du nom de D.I. Mendeleev), 1994, v. 38, N 4, p.
  • Zagorski V.V. La structure de l'atome et la loi périodique / "Chimie" N 1, 1993 (supplément au journal "Premier Septembre")