Вопросы к экзамену по химии для студентов 1 курса с ответами

Вопросы к экзамену первой части курса «Общая и неорганическая химия»

Экзаменационные
билеты включают два теоретических
вопроса из представленных ниже и одно
практическое задание, подобное тем,
которые разбирались в ходе изучения
дисциплины. При этом вопросы и задание
подобраны таким образом, что все они
относятся к разным темам изучаемой
дисциплины.

1. Атом –
наименьшая частица химического элемента.
Число Авогадро. Относительные массы
атомов. Углеродная шкала атомных масс.
Абсолютные массы атомов.

2. Составные
части атомов – электроны и ядро, их
заряды и массы. Состав атомного ядра –
протоны и нейтроны, их заряд и масса.
Понятие об изотопах и изобарах.

3. Неприменимость законов классической
физики к описанию движения микрочастиц.
Двойственная природа света. Фотоны.
Взаимосвязь массы и энергии. Уравнение
Эйнштейна. Корпускулярно-волновой
дуализм материи. Уравнение де-Бройля.

4. Характеристика
энергетического состояния электрона
в атоме четырьмя квантовыми числами.
Главное квантовое число как основная
энергетическая характеристика электрона
в атоме. Главное квантовое число и
размеры электронного облака.

5. Орбитальное
квантовое число, его физический смысл
и возможные значения. Форма электронного
облака для s-, p- и d-состояний электрона.

6. Магнитное
квантовое число, его физический смысл
и возможные значения. Ориентация p- и
d-электронных облаков в пространстве.

7. Спиновое
квантовое число, его физический смысл
и возможные значения.

8. Многоэлектронные
атомы. Принцип Паули. Максимальное число
электронов в энергетических ячейках
(атомных орбиталях), в электронных
оболочках и слоях. Правило Хунда.

9. Периодическая
система элементов и ее связь со строением
атомов. Периодические и непериодические
свойства элементов. Физический смысл
порядкового номера элемента в системе.
Современная формулировка периодического
закона.

10. Последовательность
заполнения электронных оболочек и слоев
в атомах. Принцип наименьшей энергии,
правило Клечковского. Способы изображения
электронных структур атомов.

11. Периоды,
группы, подгруппы и семейства s-, p-, d- и
f-элементов с точки зрения электронного
строения атомов. Объяснение различной
длины периодов. Длинно- и короткопериодный
варианты системы.

12. Периодические
свойства атомов. Радиусы (размеры) атомов
и ионов и их изменение по периодам и
группам периодической системы. d- и
f-сжатие.

13. Энергия
ионизации атомов и ее изменение по
периодам и группам периодической
системы.

14. Сродство к
электрону, электроотрицательность
атомов, их изменение по периодам и
группам периодической системы.

15. Основные
характеристики химической связи
(энергия, длина, валентные углы).

16.
Основные положения метода валентных
связей (метода ВС). Типы перекрываний
электронных облаков при образовании
-
и -связей.

17.
Донорно-акцепторный механизм образования
ковалентной связи. Строение ионов NH₄⁺
и BF₄^—.
Максимальная ковалентность атомов
элементов II и III периодов периодической
системы и d-элементов.

18.
Направленность ковалентной химической
связи. Образование связей за счет s- и
p-электронных облаков. Строение молекул
H₂S
и PH₃.
Углы связей в этих молекулах.

19.
sp-, sp²
и sp³-гибридизации.
Форма и пространственное расположение
гибридных электронных облаков. Строение
молекул BeH₂,
BF₃,
CH₄.
Углы связей в этих молекулах.

20.
Участие неподеленных электронных пар
в гибридизации. Строение молекул NH₃
и H₂O.
Углы связей в этих молекулах. Гибридизация
с участием d-орбиталей. Строение молекул
PF₅
и SF₆.
Углы связей в этих молекулах.

21.
Одинарные и кратные химические связи.
-
и -связи.
Строение молекул C₂H₆,
C₂H₄,
C₂H₂,
N₂.
Влияние кратности связи на ее энергию
и межъядерное расстояние.

22. Ионная
химическая связь. Ненаправленность и
ненасыщаемость ионной связи. Структура
ионных соединений. Простейшие типы
взаимной координации ионов в кристаллах.

23. Ковалентная
химическая связь. Неполярная ковалентная
связь и ионная связь как крайние случаи
полярной ковалентной связи.

24. Металлическая
связь. Межмолекулярное взаимодействие
(ориентационное, индукционное,
дисперсионное). Примеры.

25. Водородная
связь как особый случай межмолекулярного
взаимодействия.

26. Энергетика
химических процессов. Внутренняя энергия
и энтальпия. Тепловой эффект реакции.
Теплота (энтальпия) образования
химического соединения. Закон Гесса и
следствия из него.

27. Понятие об
энтропии. Изменение энтропии при фазовых
превращениях (испарении, конденсации,
плавлении, кристаллизации) и в химических
реакциях.

28. Понятие о
свободной энергии Гиббса
(изобарно-изотермическом потенциале).
Связь свободной энергии Гиббса с тепловым
эффектом реакции и изменением энтропии.
Критерии возможности и невозможности
протекания химической реакции.

29. Химическая
кинетика. Скорость химической реакции.
Средняя и истинная (мгновенная) скорость.
Единицы измерения. Факторы, влияющие
на скорость химической реакции.

30. Зависимость
скорости химической реакции от
концентраций реагирующих веществ. Закон
действия масс. Константа скорости
реакции. Молекулярность и порядок
реакции. Влияние давления на скорость
реакции.

31. Зависимость
скорости химической от температуры.
Правило Вант-Гоффа. Температурный
коэффициент скорости реакции. Энергия
активации. Уравнение Аррениуса.

32. Явление
катализа. Катализаторы и ингибиторы.
Механизм гомогенного катализа (теория
образования промежуточных соединений).

33.
Обратимые и необратимые реакции.
Химическое равновесие. Константа
равновесия. Вывод выражения для К_р
и ее физический смысл. Равновесные
концентрации компонентов, их расчет.

34. Сдвиг (смещение) химического
равновесия. Принцип Ле-Шателье, его
формулировка и применение для объяснения
смещения химического равновесия при
изменении концентраций веществ,
температуры и давления.

35. Степень
диссоциации электролита и ее зависимость
от природы электролита, концентрации
раствора и температуры. Сильные и слабые
электролиты.

36. Диссоциация
слабых электролитов. Константа
диссоциации. Закон разбавления Оствальда.
Ступенчатая диссоциация. Влияние
одноименного иона на диссоциацию слабого
электролита.

37. Электролитическая
диссоциация молекул воды. Ионное
произведение воды. Нейтральные, кислые
и щелочные растворы. Водородный и
гидроксильный показатели рН и рОН.
Буферные растворы.

38. Гетерогенные
равновесия в растворах электролитов.
Произведение растворимости малорастворимого
электролита. Расчет ПР по растворимости
и наоборот. Влияние одноименного иона
на растворимость малорастворимого
электролита. Условие образования и
растворения осадков.

39. Гидролиз
солей. Типичные случаи гидролиза
(привести примеры). Степень гидролиза
соли, ее зависимость от природы соли,
концентрации раствора и температуры.

40. Особые случаи
гидролиза солей (полный гидролиз,
совместный гидролиз двух солей). Привести
примеры.

41. Константа
гидролиза соли и ее выражение через
ионное произведение воды и константы
диссоциации слабых кислот и оснований.
Связь константы гидролиза со степенью
гидролиза соли и концентрацией раствора.

42.
Окислительно-восстановительные реакции.
Степень окисления атомов в соединениях,
ее вычисление. Процессы окисления и
восстановления. Окислители и восстановители
и их классификация.

43. Составление
уравнений окислительно-восстановительных
реакций методом электронного баланса.
Реакции в кислых, нейтральных и щелочных
растворах. Составление уравнений
окислительно-восстановительных реакций
методом электронного баланса. Привести
примеры.

44. Типы
окислительно-восстановительных реакций
(межмолекулярного окисления-восстановления,
диспропорционирования, внутримолекулярного
окисления-восстановления). Привести
примеры.

45. Полимеры и
олигомеры. Методы получения полиэтилена,
полистирола, фенолформальдегидных
полимеров, каучуков.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Билет №1 (3)

Выведите молекулярную формулу вещества, если массовая доля углерода в нём составляет 82,75%, водорода 17,25%. Относительная плотность паров по воздуху равна 2.

Дано:	Решение:
Dвозд(CxHy) = 2 ω(C) = 82,75% ω(H) = 17,25%	Mвозд = 29 г/моль M(CxHy) = 29 г/моль ∙ 2 = 58 г/моль Пусть ν(CxHy) = 1 моль, тогда m(CxHy) = 58 г m(C) = 0,8275 ∙ 58г = 47,995 ≈ 48г m(H) = 0,1725 ∙ 58г = 10,005 ≈ 10г ν(C) : ν(H) =  = 4 : 10 ⇒ С4Н10 M(C4H10) = 48 + 10 = 58 г/моль
CxHy – ?	Ответ: С4Н10

Билет №2 (3)

Осуществить превращения:

Натрий → гидроксид натрия → карбонат натрия → хлорид натрия → нитрат натрия

Na NaOH  Na2CO3  NaCl  NaNO3

      0         +1   -2                    +1   -2  +1             0

1. 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑

  в-ль            ок-ль

Na0 – 1e— → Na+1        | 2

2H+1 + 2e— → H2        | 1

1. 2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O

2Na+ + 2OH– + CO2 → 2Na+ + CO32– + H2O

2OH– + CO2 → CO32– + H2O

1. Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2↑ + H2O

2Na+ + CO32– + 2H+ + 2Cl– → 2Na+ + 2Cl– + CO2↑ + H2O

CO32– + 2H+ → CO2↑ + H2O

1. NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl↓

Na+ + Cl– + Ag+ + NO3– → Na+ + NO3– + AgCl↓

Cl– + Ag+ → AgCl↓

Билет №3 (3)

Какой объём хлора прореагирует с натрием массой 34,5г. Определить массу хлорида натрия.

Дано:	Решение:
m(Na) = 34,5г	34,5 г     x л           y л   2Na + Cl2 → 2NaCl 2 моль 1 моль     2 моль   46 г    22,4 л       117 г m = M ∙ ν            V = Vm ∙ ν M(Na) = 23 г/моль M(NaCl) = 58,5 г/моль m(Na) = 23 г/моль ∙ 2 моль = 46 г m(NaCl) = 58,5 г/моль ∙ 2 моль = 117 г Vm = 22,4 л/моль V(Cl2) = 22,4 л/моль ∙ 1 моль = 22,4 л
V(Cl2) – ? m(NaCl) – ?	Ответ: V(Cl2) = 16,8 л; m(NaCl) = 87,8 г

Билет №4 (3)

Осуществить превращения:

Магний → хлорид магния → гидроксид магния → оксид магния → сульфат магния

Mg MgCl2  Mg(OH)2  MgO  MgSO4

      0         +1  -1                            +2   -1                   0

1. Mg + 2HCl  MgCl2 + H2↑

  в-ль         ок-ль

Mg0 – 2e— → Mg+2        | 1

2H+ + 2e— → H20        | 1

1. MgCl2 + 2NaOH → Mg(OH)2↓ + 2NaCl

Mg2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– → Mg(OH)2↓ + 2Na+  + 2Cl–

Mg2+ + 2OH– → Mg(OH)2↓

1. Mg(OH)2  MgO + H2O

1. MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O

MgO + 2H+ + SO42– → Mg2+ + SO42– + H2O

MgO + 2H+ → Mg2+ + H2O

Билет №5 (3)

Какой объём хлора прореагирует с железом массой 400г, если массовая доля примесей в нём 20%?

Дано:	Решение:
mобр(Fe) = 400 г ωприм = 20%	320 г     x л    2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3  2 моль  3 моль     112 г   67,2 л mприм = 0,2 ∙ 400 г = 80 г m(Fe) = mобр – mприм = 400 г – 80 г = 320 г M(Fe) = 56 г/моль; m(Fe) = 56 г/моль ∙ 2 моль = 112 г Vm = 22,4 л/моль V(Cl2) = Vm ∙ ν = 22,4 л/моль ∙ 3 моль = 67,2 л
V(Cl2) – ?	Ответ: V(Cl2) = 192 л

Билет №6 (3)

Осуществить превращения:

Медь → хлорид меди (II) → гидроксид меди (II) → оксид меди (II) → медь

Cu CuCl2 Cu(OH)2  CuO  Cu

      0        0               +2  –1

1. Cu + Cl2 → CuCl2

 в-ль    ок-ль

Cu0 – 2e— → Cu+2        | 1

Cl2 + 2e— → 2Cl–        | 1

1. CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl

Cu2+ + 2Cl– + 2Na+ + 2OH– → Cu(OH)2↓ + 2Na+ + 2Cl–

Cu2+ + 2OH– → Cu(OH)2↓

1. Cu(OH)2  CuO + H2O

 +2  –2             0        t          0                 +1 –2

1. CuO + H2  Cu + H2O

 ок-ль       в-ль

Cu+2 + 2e— → Cu0        | 1

H20 – 2e— → 2H+1        | 1

Билет №7 (3)

При прокаливании 300 г известняка, содержащего 10% примесей, получено 75 г негашеной извести. Найти массовую долю выхода продукта реакции от теоретически возможного.

Дано:	Решение:
mобр(CaCO3) = 300г ωприм = 10% mпракт(CaO) = 75г	270 г                x г CaCO3  CaO + CO2 1 моль            1 моль   100 г               56 г mприм = 300 г ∙ 0,1 = 30 г m(CaCO3) = 300 г – 30 г = 270 г  = 151,2 г — mтеор(CaO)  = 0,496 = = 49,6%
η(CaO) – ?	Ответ: η(CaO)  = 49,6 %

Билет №8 (3)

Какова масса соли, получившейся в результате взаимодействия 100 г соляной кислоты с 14 г оксида кальция?

Дано:	Решение:
m(HCl) = 100 г m(CaO) = 14 г	0,25 моль                   х моль     CaO + 2HCl → CaCl2 + H2O     1 моль   2 моль     1 моль m = M ∙ ν M(CaCl2) = 40 + 71 = 111 г/моль m(CaCl2) = 111 г/моль ∙ 0,25 моль = 27,75 г ≈ 27,8 г
m(CaCl2) – ?	Ответ: m(CaCl2) = 27,8 г

Билет №9 (3)

Какой объём ацетилена необходимо сжечь для получения 24 л оксида углерода (IV)?

Дано:	Решение:
V(CO2) = 24 л	x л                       24 л 2C2H2 + 5O2 → 4CO2 + 2H2O     2V                        4V
V(C2H2) – ?	Ответ: V(C2H2) = 12 л

Билет №10 (3)

Осуществить превращения:

Гидроксид меди (II) → сульфат меди (II) → медь →

→ оксид меди (II) → нитрат меди (II)

CuO  CuSO4  Cu  CuO  Cu(NO3)2

1. CuO + H2SO4 → CuSO4 + H2O

CuO + 2H+ + SO42– → Cu2+ + SO42– + H2O

CuO + 2H+ → Cu2+ + H2O

 +2  +6 –2          0           +2 +6 –2            0  

1. CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu

     ок-ль                 в-ль

Cu2+ + 2e– → Cu0        | 1

Fe0 – 2e– → Fe2+        | 1

       0           0       t         +2  –2

1. 2Cu + O2 → 2CuO

  в-ль      ок-ль

Cu0 – 2e– → Cu+2        | 2

O20 + 4e– → 2O–2        | 1

1. CuO + 2HNO3 → Cu(NO3)2 + H2O

CuO +2H+ + 2NO3– → Cu2+ + 2NO3– + H2O

CuO +2H+ → Cu2+ + H2O

Билет №11 (3)

Какой объём ацетилена можно получить из образца карбида кальция массой 100 г, если массовая доля примесей в нём 15%?

Дано:	Решение:
mобр(CaC2) = 100 г ωприм = 15%	85 г                          x г CaC2 + 2H2O → C2H2 + Ca(OH)2 1 моль                    1 моль   64 г                       22,4 л mприм = 0,15 ∙ 100 г = 15 г m(CaC2) = mобр – mприм = 100 г – 15 г = 85 г M(CaC2) = 40 + 24 = 64 г/моль m(CaC2) = 64 г/моль ∙ 1 моль = 64 г Vm = 22,4 л/моль V(C2H2) = Vm ∙ ν = 22,4 л/моль ∙ 1 моль = 22,4 л
V(C2H2) – ?	Ответ: V(C2H2) = 29,8 л

Билет №12 (3)

Осуществить превращения:

Железо → хлорид железа (II) → гидроксид железа (II) → сульфат железа (II) → хлорид железа (II)

Fe  FeCl2  Fe(OH)2  FeSO4  FeCl2

   0          +1   –1              +2  –1          0

1. Fe + 2HCl → FeCl2 + H2

в-ль        ок-ль

Fe0 – 2e– → Fe+2        | 1

2H+1 + 2e– → H20        | 1

1. FeCl2 + 2KOH → Fe(OH)2↓ + 2KCl

Fe2+ + 2Cl– + 2K+ + 2OH– → Fe(OH)2↓ + 2K+ + 2Cl–

Fe2+ + 2OH– → Fe(OH)2↓

1. Fe(OH)2 + H2SO4 → FeSO4 + 2H2O

Fe(OH)2 + 2H+ + SO42– → Fe2+ + SO42– + 2H2O

Fe(OH)2 + 2H+ → Fe2+ + 2H2O

1. FeSO4 + BaCl2 → FeCl2 + BaSO4↓

Fe2+ + SO42– + Ba2+ + 2Cl– → Fe2+ + 2Cl– + BaSO4↓

SO42– + Ba2+ → BaSO4↓

Билет №13 (3)

Вычислите массу соли, образованной при взаимодействии уксусной кислоты массой 120 г и гидроксида натрия массой 60 г?

Дано:	Решение:
m(CH3COOH) = 120 г m(NaOH) = 60 г	1,5 моль                                  х моль CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O     1 моль            1 моль             1 моль = 2 моль в избытке M(CH3COOH) = 60 г/моль M(NaOH) = 40 г/моль = 1,5 моль в недостатке m = M ∙ ν M(CH3COONa) = 82 г/моль m(CH3COONa) = 82 г/моль ∙ 1,5 моль = 123 г
m(CH3COONa) – ?	Ответ: m(CH3COONa) = 123 г

Билет №14 (3)

Какой объём ацетилена можно получить из карбида кальция массой 38,4 г

Дано:	Решение:
m(CaC2) = 38,4 г	38,4 г                         x г CaC2 + 2H2O → C2H2 + Ca(OH)2 1 моль                     1 моль    64 г                       22,4 л m = M ∙ ν M(CaC2) = 40 + 24 = 64 г/моль m(CaC2) = 64 г/моль ∙ 1 моль = 64 г Vm = 22,4 л/моль V(C2H2) = Vm ∙ ν = 22,4 л/моль ∙ 1 моль = 22,4 л
V(C2H2) – ?	Ответ: V(C2H2) = 13,4 л

Билет №15 (3)

Какая масса раствора с массовой долей гидроксида натрия 4% расходуется на нейтрализацию соляной кислоты массой 73 г?

Дано:	Решение:
m (HCl) = 73 г ω(NaOH) = 4%	2 моль   x моль HCl + NaOH → NaCl + H2O 1 моль  1 моль m(NaOH) = M ∙ ν = 40 г/моль ∙ 2 моль = 80 г
mр-ра(NaOH) – ?	Ответ: mр-ра(NaOH) = 2000 г

Билет №16 (3)

Выведите молекулярную формулу вещества, содержащего 80% углерода и 20% водорода, если плотность по водороду равна 15.

Дано:	Решение:
DH2(CxHy) = 15 ω(C) = 80% ω(H) = 20%	M(H2) = 2 г/моль M(CxHy) = 2 г/моль ∙ 15 = 30 г/моль m(C) = 0,8 ∙ 30 г/моль = 24 г m(H) = 0,2 ∙ 30 г/моль = 6 г ν(C) : ν(H) =  = 2 : 6 ⇒ С2Н6 M(C2H6) = 24 + 6 = 30 г/моль
CxHy – ?	Ответ: С2Н6

Билет №17 (3)

Осуществить превращения:

Метан → хлорметан → этан → этилен → этанол

CH4  CH3Cl  C2H6  C2H4  C2H5OH

1. CH4 + Cl2  CH3Cl + HCl
2. 2CH3Cl + 2Na  CH3–CH3 + 2NaCl
3. CH3–CH3  CH2=CH2 + H2
4. CH2=CH2 + H2O  CH3–CH2OH

Билет №18 (3)

Осуществить превращения:

Этен → этан → хлорэтан → этанол → этен

CH2=CH2  CH3–CH3  CH3CH2Cl  CH3CH2OH  CH2=CH2

1. CH2=CH2 + H2  CH3–CH3
2. CH3–CH3 + Cl2  CH3CH2Cl + HCl
3. CH3CH2Cl + KOH(водный р-р) → CH3CH2OH + KCl
4. CH3CH2OH  CH2=CH2 + H2O

19. Оксид кальция, полученный при прокаливании 20г карбоната кальция, обработали водой. Вычислите массу полученного продукта.

Дано:                           20 г             t          X г

                                 CaCO3   →       CaO + CO2

m(CaCO3) = 20г        1 моль             1 моль

                                   100г                        56г

m(Ca(OH)2) — ?          

                                    x = 20 г * 56 г  = 11,2г

                                             100г

                                                      11,2г                                          Yг

                                                    CaO + H2O  →   Ca(OH)2

                                                    1 моль                                     1 моль  

                                   56г                                             84г

                                                      y = 11,2г * 84г = 16,8г

                                                                     56г

Ответ: m(Ca(OH)2) = 16,8 г

                                                      y = 11,2г * 84г = 16,8г

                                                                     56г

Ответ: m(Ca(OH)2) = 16,8 г

20. Относительная плотность паров органического соединения по водороду равна 71. При сжигании 2,84г этого вещества образуется 4,48л углекислого газа и 3,96г воды. Выведите молекулярную формулу этого соединения.

Дано:                                

DH2(CxHy)= 71                                                        

m(CxHy)=2,84г                                                  

m(СO2)=4,48 л                                            

m(H2O)=3,96 г

CxHy      —  ?

М(CxHy) = DH2(CxHy) * М(H2) = 71*2г/моль=142г/моль

                       Х2                    4,48л

               C             CO2                   x = 12г *  4,48л  = 2,4г                         

                        12г                   22,4л                               22,4л

                        Y2                   3,96г

              2Н            Н2О            y =  2г * 36г =0,44г

                     2г                      18г                                  18г

             х + у = m(С) + m(H) = 2,4г + 0,44г = 2,84г

         V(С) :V(H) =  2,4г   :   0,44г  = 0,2 : 0,44= 10 :22

                                12г/моль    1г/моль

  C10H22-простейшая формула

    М(C10H22)=120+22=142 г/моль

Ответ: C10H22

Ответы на популярные вопросы

Отзывы студентов

Добавляйте материалы
и зарабатывайте!

Продажи идут автоматически

Обучение Подробнее

Экзаменационные билеты по химии.

Билет №1

Вопрос №1.  Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки.

В 1869 году  Д.И. Менделеев сформулировал Периодический закон:

Свойства химических элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра.

На основании закона Д.И. Менделеев создал таблицу химических элементов. Таблица  Менделеева по горизонтали делится на семь периодов. Период – это горизонтальный ряд элементов, который начинается щелочным  металлом и заканчивается инертным газом.

Пример. 2 период начинается щелочным металлом литием  Li  и заканчивается инертным газом неоном  Ne.

 1,2, 3 периоды называются малыми. 4,5,6 периоды – большие периоды. 7 период – незавершенный.

По вертикали таблица делится на восемь групп. Группа – это вертикальный ряд элементов с одинаковой валентностью. Группа делится на главную и побочную подгруппы. Главную подгруппу  составляют элементы малых и больших периодов. Побочную подгруппу составляют элементы только больших периодов. В подгруппе элементы имеют общие химические свойства.

Пример. 1 группа главная подгруппа – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr – щелочные металлы, растворяются в воде, сильные восстановители. 1 группа  побочная подгруппа – Cu, Ag, Au – неактивные металлы, не взаимодействуют с водой и кислородом.

На пересечении периода и группы образуется клетка. В ней указан символ элемента, название элемента, порядковый номер элемента, относительная атомная масса элемента.

Пример. Кислород. Символ – О. Порядковый номер – 8. относительная атомная масса – 16.

Порядковый номер равен заряду ядра, числу электронов, числу протонов.

Вопрос №2. Предельные углеводороды. Метан: строение, получение, применение.

Предельными углеводородами называют углеводороды с незамкнутыми цепями, одинарными связями с общей формулой    С_n H_{2n + 2.}

_{ГОМОЛОГИЧЕСКИЙ  РЯД  ПРЕДЕЛЬНЫХ УГЛЕВОДОРОДОВ.}

С Н₄ – метан С₂Н₆ —  этанС ₃ Н_{8  —} пропанС₄ Н₁₀ – бутан

С₅ Н ₁₂ – пентанС₆ Н ₁₄ – гексанС₇ Н ₁₆ – гептан

С₈ Н₁₈ – октанС₉ Н ₂₀ – нонанС₁₀ Н₂₂ – декан

Метан, этан, пропан и бутан – газы без цвета и запаха. От пентана до С₁₇ Н₃₆ – жидкости с характерным запахом бензина. Начиная с  С₁₈ Н₃₈ – твердые вещества белого цвета, жирные на ощупь. Газообразные и жидкие  углеводороды образуют взрывоопасные смеси с воздухом. Все предельные углеводороды горят, нерастворимы в воде. В промышленности предельные углеводороды получают из нефти и природного газа. Основным компонентом природного газа  является метан – от 70 до 98%. При сгорании метана выделяется большое количество теплоты, поэтому метан является самым эффективным и дешевым топливом для теплоэлектростанций, котельных установок, доменных и стекловаренных печах, для двигателей внутреннего сгорания и дизельных двигателей. При сгорании метана воздух практически  не загрязняется вредными веществами.

Применение. Метан является важным сырьем для химической промышленности. Из метана  получают ацетилен, водород, сажу. Смесь твердых  и жидких предельных углеводородов называют вазелином и применяют в парфюмерии, медицине и технике. Смесь твердых углеводородов называют парафином, используют для изготовления свечей и спичек.