Kemimanual for ansøgere til universiteter - Khomchenko G.P. Lærebog i kemi 1. kap

Ministeriet for Uddannelse og Videnskab i Den Russiske Føderation Føderale sfor videregående professionel uddannelse

"Vladimir State University opkaldt efter Alexander Grigorievich og Nikolai Grigorievich Stoletov"

UNDERVISNINGSHJÆLP I KEMI FOR STUDENTER I IKKE-KEMISK RETNING

Begyndelsen af ​​generel kemi. Atomets struktur. Løsninger.

Vladimir 2011

UDC 54 (075.8) LBC 24.ya73 U 91

OM. Chernova, V.A. Kuzurman, S.V. Didenko, I.V. Zadorozhny

Anmeldere:

doktor i kemividenskab, professor, leder. Institut for Uorganisk Kemi

Ivanovo State University of Chemical Technology

A.G. Zakharov

Kandidat for teknisk videnskab, lektor Institut for Polymere Materialer, Vladimir State University

E.V. Ermolaeva

Udgivet efter beslutning fra redaktionen for Vladimir State University

Undervisningshjælp i kemi for studerende inden for ikke-kemiske områder. Begyndelsen af ​​generel kemi. Atomets struktur. Løsninger /

På 91 O.B. Chernova [og andre]; Vladim. stat un-t. - Vladimir: Publishing House of Vla-

svag. stat un-ta, 2011. - 122 s. ISBN 978-5-9984-0228-9

Denne manual er begyndelsen på et kursus i generel kemi for studerende inden for ikke-kemiske områder. Den omfatter fire kapitler i den generelle teoretiske del, som omhandler stofstruktur, kemiske bindinger, teori om opløsninger og redoxreaktioner.

Designet til studerende fra højere uddannelsesinstitutioner, der studerer kemi. Anbefales til dannelse af faglige kompetencer iht

i overensstemmelse med Federal State Educational Standard af 3. generation.

Tab. 11. Fig. 23. Bibliografi: 13 titler.

UDC 54 (075.8) BBC 24.ya73

FORORD

På mange universiteter er kemi som akademisk disciplin grundlaget for generel teoretisk og særlig uddannelse af fremtidige specialister. Kemiens rolle og plads i andre videnskabers system er bestemt af det faktum, at en person inden for materialeproduktion altid skal beskæftige sig med materien. Uden at kende dets egenskaber og struktur, kemiske natur, interaktionsmekanismer, er det umuligt at forstå mange fænomener og processer, der forekommer i naturen og omkring os.

At løse problemet med fuldgyldig undervisning i det grundlæggende i moderne kemi er ikke muligt uden oprettelse af nye læremidler, herunder dem, der er beregnet til studerende i ikke-kemiske områder.

Denne lærebog er første del af et kursus med forelæsninger om kemi for studerende fra ikke-kemiske områder af videregående uddannelse. Manualen indeholder fem kapitler, som præsenterer en moderne integreret præsentation af kemiens grundlæggende begreber, termer og love. De introduceres sekventielt i overensstemmelse med disciplinens logik og kursets hovedafsnit.

Det første kapitel er viet til kemiens grundlæggende begreber og love. Der lægges særlig vægt på begreberne muldvarp, ækvivalent samt ækvivalentloven. I andet og tredje kapitel betragtes hovedlovene for strukturen af ​​atomare og molekylære partikler, kemiske bindinger og vekselvirkninger af stoffer på grundlag af den periodiske lov og det periodiske system af D.I. Mendeleev.

Det fjerde kapitel beskriver teorien om den opløste tilstand af stof, overvejer de processer, der forekommer i opløsninger af elektrolytter og ikke-elektrolytter, såvel som karakteristikaene for stærke og svage elektrolytter. Det femte kapitel forklarer principperne for at skrive ligninger for redoxreaktioner. Hvert kapitel afsluttes med et didaktisk materiale, der giver dig mulighed for at tjekke graden af ​​forståelse af det præsenterede materiale.

Manualen blev udarbejdet i overensstemmelse med 3. generation af Federal State Educational Standard og tillader dannelsen af ​​professionelle kompetencer specificeret i standarderne for ikke-kemiske områder.

Kapitel 1 . GRUNDLÆGGENDE KONCEPT OG KEMILOV

1.1. Stof. Stofformler

En integreret del af simple og komplekse kroppe er kemisk element. Den mindste partikel af et kemisk grundstof, der bevarer alle sine kemiske egenskaber, er et atom. Et kemisk grundstof er således en type atomer karakteriseret ved den samme kerneladning, dvs. med det samme antal protoner i kernen. For eksempel er alle atomer med en nuklear ladning på +8 atomer af et kemisk grundstof - oxygen. I øjeblikket er mere end 110 kemiske grundstoffer kendt. Hvert kemisk grundstof har et navn, kemikalie

kalisk symbol (tegn), atomnummer (løbenummer), atommasse,

indtager en bestemt position i Periodisk system af grundstoffer, hvor dens placering er karakteriseret periodenummer, gruppenummer og dens undergruppe (hoved - A eller sekundær - B).

Forskellige kemiske grundstoffer har forskellige overflod i naturen. Naturligt forekommende kemiske grundstoffer består normalt af en blanding af isotoper (en slags atomer med det samme antal protoner og forskellige antal neutroner), blandt hvilke der skelnes mellem stabile og radioaktive isotoper.

Vigtige egenskaber ved et atom er valens og oxidationstilstand.

Oxidationstilstand- dette er den betingede ladning, som et atom har i en forbindelse (molekyle) som følge af forskydning af elektroner under dannelsen af ​​en kemisk binding. Den numeriske værdi af oxidationstilstanden er udtrykt i enheder af elektronladning.

Oxidationstilstanden er lig med antallet af valenselektroner, der passerer (eller skifter) fra et atom med en lavere relativ elektronegativitet1 (positiv oxidationstilstand) til et atom med en højere relativ elektronegativitet (negativ oxidationstilstand). Højeste positive grad

1 Elektronegativitet er et atoms evne til at tiltrække elektroner

Oxidationstallet for et atom i en forbindelse er normalt numerisk lig med gruppenummeret for det element i det periodiske system (undtagen 8 O,9 F). Oxidationstilstanden for et simpelt stof er nul.

For eksempel indeholder fosforatomet 15 P (undergruppe VA) fem elektroner på det ydre energiniveau. Den maksimale oxidationstilstand, som fosfor udviser i forbindelser med flere elektronegative grundstoffer, er +5.

ringere (mindst) oxidationstilstand atom i forbindelser af elementer af grupperne IVA - VIIA er numerisk lig med forskellen (gruppenummer - 8).

For eksempel kan fosfor i forbindelser med færre elektronegative elementer udvise en oxidationstilstand på -3.

Undtagelserne er fluor, oxygen, jern: deres oxidationstilstand er udtrykt ved et tal, hvis værdi er lavere end tallet på den gruppe, de tilhører. For elementer i kobberundergruppen er den højeste oxidationstilstand tværtimod større end én, selvom de tilhører gruppe 1. Det skal bemærkes, at for alle metaller er den laveste oxidationstilstand nul.

Forskellen mellem begrebet oxidationstilstand og valens i kovalente forbindelser kan tydeligt illustreres på chlorderivaterne af metan: kulstofts valens er overalt lig med fire, og dets oxidationstilstand (med oxidationstilstanden for hydrogen +1 og klor - 1 i alle forbindelser) er forskellig i hver forbindelse:

C-4H4, C-2H3Cl, COH2Cl2, C+2HCl3, C+4Cl4

Oxidationstilstanden er således et betinget begreb og karakteriserer oftest ikke et atoms reelle valenstilstand, men den er nødvendig for at forstå den elektroniske struktur af et molekyle.

Atomer af et eller forskellige grundstoffer er forbundet med hinanden på en eller anden måde kemisk binding. Som resultat, kemiske forbindelser af forskellig art (organisk og uorganisk) og konstant (daltonider) eller variabel (berthollider) sammensætning.

En kemisk forbindelse kan eksistere i forskellige former. Afhængigt af sammensætningen kan stoffer være enkle og komplekse. Et simpelt stof er et stof, hvis molekyle er

fra atomer af et grundstof. For eksempel: ilt (O2), ozon (O3), aluminium (Al), fosfor (P) osv. Enkelte atomer af inerte gasser omtales også som simple stoffer. Et stof, hvis molekyle er dannet af atomer af forskellige grundstoffer, er komplekst. For eksempel: vand (H2O), ammoniak (NH3), salpetersyre (HNO3), methan (CH4). Et komplekst stof kan nedbrydes til simple stoffer.

For eksempel kan vand nedbrydes til brint og oxygen:

2H 2 O ¾ elektrolyse ¾¾¾® 2H 2 + O 2

Sammensætningen af ​​et stof er afbildet ved hjælp af grundstoffernes kemiske symboler og numeriske indeks, dvs. formler for kemiske forbindelser

ny:

I H2O-vandmolekylet viser dets kemiske formel således, at der er et oxygenatom for to brintatomer, eller at et mol vand er dannet af to mol hydrogenatomer og et mol oxygenatomer.

De vigtigste typer af kemiske formler er a) empirisk eller total (brutto) formel og b) strukturel (strukturel grafik) (fig. 1).

Ris. 1. Kemiske formler: a - empirisk; b - strukturel.

Et atoms evne til at danne et andet antal kemiske bindinger kaldes valens ( støkiometrisk valent-

ness). Det bestemmes af antallet af brintatomer, der kan bindes til eller erstattes af et atom af et givet grundstof. I kemiske forbindelser er valensen af ​​brint altid lig med én. Hvis grundstoffet ikke danner en forbindelse med brint, så overvej

dets kombination med oxygen, som i kemiske forbindelser udviser en konstant støkiometrisk valens lig med to.

Mange grundstoffer udviser forskellige valenser, det vil sige, at de kan danne flere forbindelser af forskellig støkiometrisk sammensætning med et andet grundstof. For at beskrive disse forbindelser i deres navne er det nødvendigt at angive valensen med et romertal uden et tegn, f.eks.

Cu2O - kobber(I)oxid; CuO - kobber(II)oxid.

Det skal bemærkes, at støkiometrisk valens ikke siger noget om typen af ​​kemisk binding og strukturen af ​​molekyler. Dette koncept er dog direkte relateret til atomets struktur, nemlig antallet af såkaldte eksterne (deltager i dannelsen af ​​en kemisk binding) elektroner. For mange grundstoffer er den støkiometriske valens bestemt af positionen i det periodiske system.

Forholdet mellem et grundstofs valens og dets position i det periodiske system er præsenteret i tabel. 1. Den højeste værdi af den støkiometriske valens af et element i hovedundergruppen er som regel lig med gruppenummeret.

På nuværende tidspunkt er det trivielle og rationel nomenklatur

ture, og i sidstnævnte er der tre varianter: russisk,

international (semi-systematisk) og systematisk nomenklatur.

Den trivielle nomenklatur, selvom den anses for forældet, er meget udbredt inden for mange områder af teknologi, kemisk produktion, i uddannelsesmæssig og videnskabelig litteratur om kemi. For eksempel: Na2 CO3 - sodavand, K2 CO3 - kaliumchlorid, HC1 - saltsyre, KOH - kaustisk kaliumchlorid, NaCl - bordsalt, CaO - brændt kalk, NH4 OH - ammoniak mv.

Ifølge den internationale nomenklatur (semi-systematisk), når man sammensætter navnene på kemiske forbindelser, bruges ord af fremmedsprog oprindelse: oftest rødderne af ordene i de latinske navne på kemiske elementer. Når du skriver navnene på oxider, baser og salte efter ordene oxid, hydroxid eller navne syrerest angiver normalt i romertal værdien af ​​valensen af ​​et atom i et kemisk grundstof, hvis den er variabel.

Navnet på metalforbindelser med ikke-metaller N, P, As, C, Si, B, S, Cl, F, Br, der udgør den elektronegative del, er dannet ud fra navnet på den elektronegative del med tilføjelse af suffikset " id" og det russiske navn på den elektropositive del i det genitive kasus:

Ca3 N2 - calciumnitrid, Mg3 P2 - magnesiumphosphid,

og Cu 3 As - kobber (I) arsenid, CaC2 - calciumcarbid, Mg2 Si - magnesium silicid, Al2 S3 - aluminiumsulfid, KCl - kaliumchlorid,

LiF - lithiumfluorid,

og FeBr2 - jern(II)bromid.

Oxider er forbindelser af to grundstoffer, hvoraf det ene er oxygen, som er en elektronegativ del (undtagelsen er F2 O, hvor den er elektropositiv):

NO2 - nitrogenoxid (IV),

N2 O5 - nitrogenoxid (V),

og K2O - kaliumoxid.

Peroxider er forbindelser, i hvis molekyler oxygenatomerne er bundet til hinanden for at danne O2-2 anionen, dvs. ind i peroxidgruppen - O - O - :

H2O2 er hydrogenperoxid, Na2O2 er natriumperoxid.

Hydroxider er forbindelser, der indeholder atomer af et grundstof og hydroxylgrupper. Disse omfatter både baser og syrer. Navnet på basen består af to dele: navnet på den elektronegative del "hydroxid" og navnet på grundstoffet i genitiv kasus:

Fe (OH)2 er jern(II)hydroxid, Cu(OH)2 er kobber(II)hydroxid, men NaOH er natriumhydroxid.

Syrer opdeles i iltfri og iltholdig. Navnet på iltfrie syrer er opbygget af et adjektiv dannet af navnet på hydrogenforbindelsen af ​​et syredannende grundstof med endelsen "ay" og ordet "syre":

HCl er saltsyre, HBr er hydrogenbromidsyre, H2S er hydrosulfidsyre.

Navnet på oxygenholdige syrer dannes ved at tilføje et adjektiv til ordet "syre", der har en rod med det russiske navn på det syredannende middel og suffikset "aya", "bomuld", "staya", "vatistaya". ". For at genkende syrer, der adskiller sig i vandindhold, bruges præfikserne "ortho" og "meta" (H3 PO4 - orthophosphorsyre, HBO2 - metaborsyre).

H2 SO4 - svovlsyre, H2 SO3 - svovlsyre, H2 CrO4 - chromsyre, H2 Cr2 O7 - dikrominsyre, HClO2 - klorsyre, HClO3 - klorsyre.

For at angive den laveste grad af oxidation af et syredannende grundstof, bruges præfikset "hypo" nogle gange (KClO - kaliumhypochlorit), for at angive den højeste grad af oxidation - "per" (KClO4 - kaliumperchlorat)

I tabel. 2 viser navnene på de vigtigste syrer og de tilsvarende anioner ifølge den internationale nomenklatur.

Navn: En manual om kemi for ansøgere til universiteter. 2002.

Manualen dækker alle spørgsmål om optagelsesprøver i kemi. For bedre assimilering af kemikurset gives nogle yderligere informationer. Til sidst i hvert kapitel gives typiske opgaver med løsninger og opgaver til selvstændigt arbejde.

Bogen henvender sig til universitetsstuderende. Det kan også anbefales til undervisere i kemi at forberede eleverne til de afsluttende eksamener til et gymnasieforløb.

Indhold
Forord
Introduktion
§ 1. Faget kemi
§ 2. Kemiens rolle i industri og landbrug.
§ 3. Kemi og økologi
DEL 1. GENEREL KEMI.
Kapitel 1. Grundlæggende begreber og love for kemi
§ 1.1. Atommolekylær doktrin i kemi
§ 1.2. Kemiske grundstoffer
§ 1.3. Simple og komplekse stoffer. Allotropi
§ 1.4. Relativ atommasse
§ 1.5. Relativ molekylvægt
§ 1.6. Møl. Molar masse
§ 1.7. Kemiske tegn, formler og ligninger
§ 1.8. Kemiske reaktioner. Reaktionsklassificering
§ 1.9. Loven om bevarelse af massen af ​​stoffer
§ 1.10. Loven om konstanthed i stofsammensætningen
§ 1.11. gaslovgivning. Avogadros lov. Molært volumen af ​​gas
§ 1.12. Løsning af typiske opgaver
Kapitel 2. Periodisk lov for D. I. Mendeleev og atomernes struktur
§ 2.1. D. I. Mendeleevs opdagelse af den periodiske lov
§ 2.2. Periodisk system af elementer af D. I. Mendeleev
§ 2.3. Nuklear model af atomers struktur
§ 2.4. Sammensætning af atomkerner. Nukleare reaktioner
§ 2.5. Moderne model af en elektrons tilstand i et atom
§ 2.6. Strukturen af ​​atomernes elektronskaller
§ 2.7. Elektroniske formler af D. I. Mendeleev
§ 2.9. Den periodiske lov og det periodiske system af grundstoffer i lyset af læren om atomernes struktur
§ 2.10. Periodiske egenskaber af atomer
§ 2.11. Værdien af ​​den periodiske lov og teorien om atomernes struktur
§ 2.12. Løsning af typiske opgaver
Kapitel 3
§ 3.1. kovalent binding
§ 3.2. Egenskaber for en kovalent binding
§ 3.3. Ionisk binding
§ 3.4. Polære og ikke-polære molekyler
§ 3.6. hydrogenbinding
§ 3.7. Typer af krystalgitre
§ 3.8. Strukturelle formler
§ 3.9. Oxidationstilstand
§ 3.10. Kemisk binding og valens
§ 3.11. Løsning af typiske opgaver
Kapitel 4 Kemisk ligevægt
§ 4.1. Hastigheden af ​​kemiske reaktioner
§ 4.2. Faktorer, der påvirker reaktionshastigheden
§ 4.3. Aktiveringsenergi
§ 4.4. Begrebet katalyse og katalysatorer
§ 4.5. Irreversible og reversible reaktioner
§ 4.6. Kemisk ligevægt
§ 4.7. Le Chateliers princip
§ 4.8. Løsning af typiske opgaver
Kapitel 5. Løsninger. Teori om elektrolytisk dissociation
§ 5.1. Numerisk udtryk for sammensætningen af ​​opløsninger
§ 5.2. Opløselighed af stoffer i vand
§ 5.3. Termiske fænomener under opløsning
§ 5.4. Elektrolytter og ikke-elektrolytter
§ 5.5. Teori om elektrolytisk dissociation
§ 5.6. Dissociationsmekanisme
§ 5.7. Ionhydrering
§ 5.8. Dissociationer af syrer, baser og salte i vandige opløsninger
§ 5.9. Grad af dissociation
§5.10. Stærke og svage elektrolytter
§5.11. Ionbytningsreaktioner
§ 5.12. dissociation af vand. pH
§ 5.13. Protolytisk teori om syrer og baser
§ 5.14. Løsning af typiske opgaver
Kapitel 6
§ 6.1. oxider
§ 6.2. syrer
§ 6.3. Fundamenter
§ 6.4. salt
§ 6.5. Salthydrolyse
§ 6.6. Forholdet mellem klasser af uorganiske forbindelser
§ 6.7. Løsning af typiske opgaver
Kapitel 7 Elektrolyse
§ 7.1. Teori om redoxreaktioner
§ 7.2. De vigtigste reduktionsmidler og oxidationsmidler
§ 7.4. Miljøets indflydelse på reaktionernes karakter
§ 7.5. Klassificering af redoxreaktioner
§ 7.6. Essensen af ​​elektrolyse
§ 7.7. Elektrolyse af vandige opløsninger af elektrolytter
§ 7.8. Anvendelse af elektrolyse
§ 7.9. Løsning af typiske opgaver
DEL 2. UORGANISK KEMI.
Kapitel 8 Halogener
§ 8.1. Ikke-metallers generelle egenskaber
§ 8.2. Brint
§ 8.3. Vand
§ 8.4. Tungt vand
§ 8.5. Generelle karakteristika for halogenundergruppen
§ 8.6. Klor
§ 8.7. Hydrogenchlorid og saltsyre
§ 8.8. Salte af saltsyre
§ 8.9. Kort information om fluor, brom og jod
Kapitel 9
§ 9.1. Generelle karakteristika for iltundergruppen
§ 9.2. Ilt og dets egenskaber
§ 9.3. Svovl og dets egenskaber
§ 9.4. Svovlbrinte og sulfider
§ 9.5. Svovloxid (IV). svovlsyrling
§ 9.6. Svovl(VI)oxid. Svovlsyre
§ 9.7. Svovlsyres egenskaber og dens praktiske betydning
§ 9.8. Salte af svovlsyre
Kapitel 10
§ 10.1. Generelle karakteristika for nitrogenundergruppen
§ 10.2. Nitrogen. Sigma- og pi-bindinger
§ 10.3. Ammoniak
§ 10.4. Kemiske baser for ammoniakproduktion
§ 10.5. ammoniumsalte
§ 10.7. salpetersyre
§ 10.9. Salte af salpetersyre
§ 10.10. Fosfor
§ 10.11. Fosforoxider og fosforsyrer
§ 10.12. Mineralsk gødning
Kapitel 11
§ 11.1. Generelle karakteristika for kulstofundergruppen
§ 11.2. Kulstof og dets egenskaber
§ 11.3. Oxider af kulstof. Kulsyre
§ 11.4. Salte af kulsyre
§ 11.5. Silicium og dets egenskaber
§ 11.6. Silicium(IV)oxid og kiselsyre
§ 11.7. Begrebet kolloide løsninger
§ 11.8. Kiselsyresalte
§ 11.9. Indhentning af glas og cement
§ 11.10. Løsning af typiske opgaver
Kapitel 12
§ 12.1. Metallers position i det periodiske system af elementer fra D. I. Mendeleev
§ 12.2. Metallers fysiske egenskaber
§ 12.3. Metallers kemiske egenskaber
§ 12.4. Metaller og legeringer i teknik
§ 12.5. En række standardelektrodepotentialer
§ 12.6. De vigtigste metoder til at opnå metaller
§ 12.7. Korrosion af metaller
§ 12.8. Korrosionsbeskyttelse
Kapitel 13
§ 13.1. Generelle karakteristika for lithium-undergruppen
§ 13.2. natrium og kalium
§ 13.3. Kaustiske alkalier
§ 13.4. Salte af natrium og kalium
§ 13.5. Generelle karakteristika for beryllium-undergruppen
§ 13.6. Kalk
§ 13.7. Calciumoxid og hydroxid
§ 13.8. Calciumsalte
§ 13.9. Vandets hårdhed og måder at fjerne det på
§ 13.10. Generelle karakteristika for borundergruppen
§ 13.11. Aluminium
§ 13.12. aluminiumoxid og hydroxid
§ 13.13. Brugen af ​​aluminium og dets legeringer
Kapitel 14
§ 14.1. Generelle karakteristika for chrom-undergruppen
§ 14.2. Chrom
§ 14.3. Oxider og hydroxider af chrom
§ 14.4. Kromater og dichromater
§ 14.5. Generelle karakteristika for jernfamilien
§ 14.6. Jern
§ 14.7. Jernforbindelser
§ 14.8. domæneproces
§ 14.9. Støbejern og stål
§ 14.10. Løsning af typiske opgaver
DEL 3. ORGANISK KEMI.
Kapitel 15
§ 15.1. Fag for organisk kemi
§ 15.2. Funktioner af organiske forbindelser
§ 15.3. isomerisme
§ 15.4. Teori om den kemiske struktur af organiske forbindelser A. M. Butlerova
§ 15.5. Homolog serie af organiske forbindelser
§ 15.6. Klassificering af organiske forbindelser
§ 15.7. Typer af organiske reaktioner
Kapitel 16
§ 16.1. Begræns kulbrinter (alkaner)
§ 16.2. Nomenklatur for alkaner og deres derivater
§ 16.3. Kemiske egenskaber af metan og dets homologer
§ 16.4. Cykloalkaner
§ 16.5. Umættede kulbrinter
§ 16.6. Ethylen og dets homologer
§ 16.7. polymerisationsreaktioner. Polyethylen
§ 16.8. Acetylen og dets homologer
§ 16.9. dien carbonhydrider
§ 16.10. Naturlige og syntetiske gummier
§16.11. aromatiske kulbrinter (arenaer
§ 16.12. Benzen og dets homologer
§ 16.13. Olie og dens forarbejdning
§ 16.14. Naturgasser og deres anvendelse
§ 16.15. Løsning af typiske opgaver
Kapitel 17
§ 17.1. Begræns alkoholer
§ 17.2. Methanol og ethanol
§ 17.3. Ethylenglycol og glycerin
§ 17.4. Fenoler
§ 17.5. Aldehyder
§ 17.6. Formaldehyd
§ 17.7. Acetaldehyd
§ 17.8. Polykondensationsreaktioner
§ 17.9. Ketoner
§ 17.10. carboxylsyrer
§ 17.11. Myresyre
§ 17.12. Eddikesyre
§ 17.13. Komplekse ethere. Forestrings- og forsæbningsreaktioner
§ 17.14. Fedtstoffer
§ 17.15. Sæber og andre rengøringsmidler
§ 17.16. Kulhydrater
§ 17.17. Monosakkarider og disakkarider
§ 17.18. Polysaccharider
§ 17.19. Umættede, dibasiske og heterofunktionelle syrer
§ 17.20. Løsning af typiske opgaver
Kapitel 18
§ 18.1. Nitroforbindelser
§ 18.2. Aminer
§ 18.3. Anilin
§ 18.4. Aminosyrer
§ 18.5. Syreamider
§ 18.6. Egern
§ 18.7. Heterocykliske forbindelser
§ 18.8. Nukleinsyrer
§ 18.9. Løsning af typiske opgaver
APPS
Emneindeks.

Opdagelsen af ​​D.I. Mendeleevs periodiske lov.
D. I. Mendeleevs opdagelse af den periodiske lov og konstruktionen af ​​det periodiske system af grundstoffer var resultatet af hans lange og intense videnskabelige arbejde. Den periodiske lov og det periodiske system af grundstoffer er kemisk videnskabs største bedrift, grundlaget for moderne kemi.

Som hovedkarakteristikken for et atom i konstruktionen af ​​det periodiske system blev dets atommasse taget. I sin bog Fundamentals of Chemistry skrev D. I. Mendeleev: "Et stofs masse er netop sådan en egenskab ved det, som alle andre egenskaber må afhænge af ... Derfor er det nærmest eller mest naturligt at lede efter en sammenhæng mellem de egenskaber og ligheder mellem grundstoffer på den ene side og deres atomvægte (masser) på den anden side.