Keemia käsiraamat ülikoolidesse kandideerijatele - Khomchenko G.P. Keemiaõpik ptk1

Vene Föderatsiooni Haridus- ja Teadusministeerium Föderaalne riigieelarveline kõrgharidusasutus

"Aleksander Grigorjevitši ja Nikolai Grigorjevitš Stoletovi nimeline Vladimiri Riiklik Ülikool"

KEEMIA ÕPETUSABI MITTEKEEMIA SUUNDA ÕPILASELE

Üldkeemia algus. Aatomi struktuur. Lahendused.

Vladimir 2011

UDC 54 (075.8) LBC 24.ya73 U 91

KOHTA. Tšernova, V.A. Kuzurman, S.V. Didenko, I.V. Zadorožnõi

Arvustajad:

Keemiateaduste doktor, professor, juhataja. Anorgaanilise keemia osakond

Ivanovo Riiklik Keemiatehnoloogia Ülikool

A.G. Zahharov

tehnikateaduste kandidaat, dotsent Vladimiri Riikliku Ülikooli polümeersete materjalide osakond

E.V. Ermolaeva

Avaldatud Vladimiri Riikliku Ülikooli toimetuskolleegiumi otsusega

Keemia õppevahend mittekeemiaerialade üliõpilastele. Üldkeemia algus. Aatomi struktuur. Lahendused /

Kell 91 O.B. Tšernova [ja teised]; Vladimir. olek un-t. - Vladimir: kirjastus Vla-

hämar. olek un-ta, 2011. - 122 lk. ISBN 978-5-9984-0228-9

See käsiraamat on üldkeemia kursuse algus keemiaväliste valdkondade üliõpilastele. See sisaldab nelja üldteoreetilise osa peatükki, mis käsitlevad aine ehitust, keemilisi sidemeid, lahuste teooriat ja redoksreaktsioone.

Mõeldud kõrgkoolide keemiat õppivatele üliõpilastele. Soovitatav erialaste pädevuste kujundamiseks vastavalt

kooskõlas föderaalse osariigi 3. põlvkonna haridusstandardiga.

Tab. 11. Joon. 23. Bibliograafia: 13 nimetust.

UDC 54 (075.8) BBC 24.ya73

EESSÕNA

Paljudes ülikoolides on keemia kui akadeemiline distsipliin tulevaste spetsialistide üldteoreetilise ja eriväljaõppe aluseks. Keemia rolli ja koha teiste teaduste süsteemis määrab see, et materjali tootmise vallas peab inimene alati tegelema ainega. Teadmata selle omadusi ja struktuuri, keemilist olemust, vastasmõju mehhanisme, on võimatu mõista paljusid looduses ja meie ümber toimuvaid nähtusi ja protsesse.

Kaasaegse keemia aluste täisväärtusliku õpetamise probleemi lahendamine ei ole teostatav ilma uute, sh mittekeemiaalade õpilastele mõeldud õppevahendite loomiseta.

Käesolev õpik on esimene osa kõrghariduse mittekeemiaerialade üliõpilastele mõeldud keemia loengute kursusest. Käsiraamat sisaldab viit peatükki, mis esitavad keemia põhimõistete, terminite ja seaduspärasuste kaasaegse tervikliku esitluse. Neid tutvustatakse järjestikku vastavalt distsipliini loogikale ja kursuse põhiosadele.

Esimene peatükk on pühendatud keemia põhimõistetele ja seadustele. Erilist tähelepanu pööratakse mooli, ekvivalendi, aga ka ekvivalentide seaduse mõistetele. Teises ja kolmandas peatükis käsitletakse aatomi- ja molekulaarosakeste ehituse, keemiliste sidemete ja ainete vastastikmõjude põhiseadusi, lähtudes perioodilisuse seadusest ja perioodilisest süsteemist D.I. Mendelejev.

Neljandas peatükis kirjeldatakse üksikasjalikult aine lahustunud oleku teooriat, käsitletakse elektrolüütide ja mitteelektrolüütide lahustes toimuvaid protsesse, samuti tugevate ja nõrkade elektrolüütide omadusi. Viiendas peatükis selgitatakse redoksreaktsioonide võrrandite kirjutamise põhimõtteid. Iga peatükk lõpeb didaktilise materjaliga, mis võimaldab kontrollida esitatud materjali mõistmise astet.

Käsiraamat on koostatud vastavalt föderaalse osariigi haridusstandardi 3. põlvkonnale ja see võimaldab kujundada mittekeemiliste valdkondade standardites määratletud erialaseid pädevusi.

1. peatükk. KEEMIA PÕHIMÕISTED JA SEADUSED

1.1. Aine. Aine valemid

Lihtsate ja keerukate kehade lahutamatu osa on keemiline element. Keemilise elemendi väikseim osake, mis säilitab kõik oma keemilised omadused, on aatom. Seega on keemiline element teatud tüüpi aatomid, mida iseloomustab sama tuumalaeng, s.t. mille tuumas on sama arv prootoneid. Näiteks kõik aatomid, mille tuumalaeng on +8, on ühe keemilise elemendi – hapniku aatomid. Praegu on teada rohkem kui 110 keemilist elementi. Igal keemilisel elemendil on nimi, kemikaal

kaliinisümbol (märk), aatom (seeria) number, aatommass,

hõivab teatud positsiooni Perioodiline elementide süsteem, milles on iseloomustatud selle asukohta perioodi number, rühma number ja selle alarühm (peamine - A või sekundaarne - B).

Erinevate keemiliste elementide arvukus looduses on erinev. Looduslikult esinevad keemilised elemendid koosnevad tavaliselt isotoopide segust (sama prootonite ja erineva arvu neutronite arvuga aatomid), mille hulgas eristatakse stabiilseid ja radioaktiivseid isotoope.

Aatomi olulised omadused on valents ja oksüdatsiooni olek.

Oksüdatsiooni olek- see on tinglik laeng, mis aatomil on ühendis (molekulis) elektronide nihkumise tulemusena keemilise sideme moodustumisel. Oksüdatsiooniastme arvväärtust väljendatakse elektroni laengu ühikutes.

Oksüdatsiooniaste on võrdne valentselektronide arvuga, mis lähevad (või nihkuvad) madalama suhtelise elektronegatiivsusega1 (positiivne oksüdatsiooniaste) aatomilt kõrgema suhtelise elektronegatiivsusega (negatiivne oksüdatsiooniaste) aatomile. Kõrgeim positiivne aste

1 Elektronegatiivsus on aatomi võime elektrone ligi tõmmata

Aatomi oksüdatsiooniarv ühendis on tavaliselt numbriliselt võrdne selle elemendi rühmanumbriga perioodilises tabelis (välja arvatud 8 O,9 F). Lihtaine oksüdatsiooniaste on null.

Näiteks fosforiaatom 15 P (alarühm VA) sisaldab viit elektroni välisel energiatasemel. Fosfori maksimaalne oksüdatsiooniaste elektronegatiivsemate elementidega ühendites on +5.

Halvem (väikseim) oksüdatsiooni olek aatom rühmade IVA - VIIA elementide ühendites on arvuliselt võrdne erinevusega (rühma number - 8).

Näiteks vähem elektronegatiivsete elementidega ühendites sisalduva fosfori oksüdatsiooniaste võib olla -3.

Erandiks on fluor, hapnik, raud: nende oksüdatsiooniastet väljendatakse arvuga, mille väärtus on madalam selle rühma arvust, kuhu nad kuuluvad. Vastupidi, vase alarühma elementide puhul on kõrgeim oksüdatsiooniaste suurem kui üks, kuigi need kuuluvad rühma 1. Tuleb märkida, et kõigi metallide madalaim oksüdatsiooniaste on null.

Kovalentsete ühendite oksüdatsiooniastme ja valentsi kontseptsiooni erinevust saab selgelt illustreerida metaani kloori derivaatidel: süsiniku valents on kõikjal võrdne neljaga ja selle oksüdatsiooniaste (vesiniku oksüdatsiooniastmega +1 ja klooriga - 1 kõigis ühendites) on igas ühendis erinev:

C-4H4, C-2H3Cl, C0H2Cl2, C+2HCl3, C+4Cl4

Seega on oksüdatsiooniaste tinglik mõiste ja enamasti ei iseloomusta aatomi tegelikku valentsolekut, vaid see on vajalik molekuli elektronstruktuuri mõistmiseks.

Ühe või erinevate elementide aatomid on omavahel mingil viisil seotud keemiline side. Tulemusena, keemilised ühendid erineva iseloomuga (orgaaniline ja anorgaaniline) ja konstantse (daltoniidid) või muutuva (bertoliidide) koostisega.

Keemiline ühend võib esineda erinevates vormides. Sõltuvalt koostisest võivad ained olla lihtsad ja keerulised. Lihtaine on aine, mille molekul on

ühe elemendi aatomitest. Näiteks: hapnik (O2), osoon (O3), alumiinium (Al), fosfor (P) jne. Inertgaaside üksikuid aatomeid nimetatakse ka lihtaineteks. Aine, mille molekuli moodustavad erinevate elementide aatomid, on kompleksne. Näiteks: vesi (H2 O), ammoniaak (NH3), lämmastikhape (HNO3), metaan (CH4). Keerulist ainet saab lagundada lihtaineteks.

Näiteks võib vesi laguneda vesinikuks ja hapnikuks:

2H 2 O ¾ elektrolüüs ¾¾¾® 2H 2 + O 2

Aine koostise kujutamisel kasutatakse elementide keemilisi sümboleid ja arvindekseid, s.o. keemiliste ühendite valemid

ny:

Seega näitab H2O veemolekulis selle keemiline valem, et kahe vesinikuaatomi kohta on üks hapnikuaatom või üks mool vett moodustub kahest moolist vesinikuaatomist ja ühest moolist hapnikuaatomist.

Peamised keemiliste valemite liigid on a) empiiriline ehk kogu (bruto)valem ja b) struktuurne (struktuurgraafiline) (joonis 1).

Riis. 1. Keemilised valemid: a - empiiriline; b - struktuurne.

Aatomi võimet moodustada erinev arv keemilisi sidemeid nimetatakse valentsiks ( stöhhiomeetriline valent-

ness). Selle määrab vesinikuaatomite arv, mida saab antud elemendi ühe aatomiga kinnitada või asendada. Keemilistes ühendites on vesiniku valents alati võrdne ühega. Kui element ei moodusta vesinikuga ühendit, siis kaaluge

selle kombinatsioon hapnikuga, millel on keemilistes ühendites konstantne stöhhiomeetriline valents, mis on võrdne kahega.

Paljudel elementidel on erinev valents, see tähendab, et nad võivad mõne teise elemendiga moodustada mitu erineva stöhhiomeetrilise koostisega ühendit. Nende ühendite kirjeldamiseks nende nimedes on vaja valents märkida rooma numbriga ilma märgita, näiteks

Cu2 O - vase(I)oksiid;CuO-vask(II)oksiid.

Tuleb märkida, et stöhhiomeetriline valents ei ütle midagi keemilise sideme tüübi ja molekulide struktuuri kohta. See mõiste on aga otseselt seotud aatomi struktuuriga, nimelt nn väliste (keemilise sideme moodustamises osalevate) elektronide arvuga. Paljude elementide stöhhiomeetrilise valentsi määrab asukoht perioodilises tabelis.

Seos elemendi valentsi ja selle positsiooni vahel perioodilises süsteemis on toodud tabelis. 1. Põhialarühma elemendi stöhhiomeetrilise valentsi suurim väärtus on reeglina võrdne rühma numbriga.

Praegu on triviaalne ja ratsionaalne nomenklatuur

ekskursioonid ja viimases on kolm sorti: vene,

rahvusvaheline (poolsüstemaatiline) ja süstemaatiline nomenklatuur.

Kuigi triviaalset nomenklatuuri peetakse aegunuks, kasutatakse seda laialdaselt paljudes tehnoloogiavaldkondades, keemiatootmises, keemiaalases õppe- ja teaduskirjanduses. Näiteks: Na2 CO3 - sooda, K2 CO3 - kaaliumkloriid, HC1 - vesinikkloriidhape, KOH - kaaliumkloriid, NaCl - lauasool, CaO - kustutamata lubi, NH4 OH - ammoniaak jne.

Vastavalt rahvusvahelisele nomenklatuurile (poolsüstemaatiline) kasutatakse keemiliste ühendite nimetuste koostamisel võõrkeelset päritolu sõnu: kõige sagedamini keemiliste elementide ladinakeelsete nimetuste sõnade tüvesid. Kui kirjutate oksiidide, aluste ja soolade nimetusi sõnade oksiid, hüdroksiid või nimede järele happejääk tähistavad tavaliselt rooma numbritega keemilise elemendi aatomi valentsi väärtust, kui see on muutuv.

Elektronegatiivse osa moodustavate mittemetallidega N, P, As, C, Si, B, S, Cl, F, Br metalliühendite nimetus moodustatakse elektronegatiivse osa nimest, millele on lisatud järelliide " id" ja elektropositiivse osa venekeelne nimi genitiivis:

Ca3 N2 - kaltsiumnitriid, Mg3 P2 - magneesiumfosfiid,

ja Cu 3 As - vask (I) arseniid, CaC2 - kaltsiumkarbiid, Mg2 Si - magneesiumsilitsiid, Al2 S3 - alumiiniumsulfiid, KCl - kaaliumkloriid,

LiF - liitiumfluoriid,

ja FeBr2 - raud(II)bromiid.

Oksiidid on kahe elemendi ühendid, millest üks on hapnik, mis on elektronegatiivne osa (erandiks on F2O, kus see on elektropositiivne):

NO2 – lämmastikoksiid (IV),

N2O5 – lämmastikoksiid (V),

ja K2O - kaaliumoksiid.

Peroksiidid on ühendid, mille molekulides on hapnikuaatomid omavahel seotud, moodustades O2-2 aniooni, s.o. peroksiidrühma - O - O -:

H2O2 on vesinikperoksiid, Na2O2 on naatriumperoksiid.

Hüdroksiidid on ühendid, mis sisaldavad elemendi aatomeid ja hüdroksüülrühmi. Nende hulka kuuluvad nii alused kui ka happed. Aluse nimi koosneb kahest osast: elektronegatiivse osa nimetusest "hüdroksiid" ja elemendi nimest genitiivis:

Fe (OH) 2 on raud (II) hüdroksiid, Cu (OH) 2 on vask (II) hüdroksiid, aga NaOH on naatriumhüdroksiid.

Happed jagunevad hapnikuvabadeks ja hapnikku sisaldavateks. Hapnikuvabade hapete nimetus koosneb omadussõnast, mis on moodustatud hapet moodustava elemendi vesinikuühendi nimest lõpuga "ay" ja sõnaga "hape":

HCl on vesinikkloriidhape, HBr on vesinikbromiidhape, H2S on vesiniksulfiidhape.

Hapnikku sisaldavate hapete nimetus saadakse, lisades sõnale "hape" omadussõna, millel on hapet moodustava aine venekeelne nimi ja järelliide "aya", "cotton", "staya", "vatistaya". ". Veesisalduse poolest erinevate hapete äratundmiseks kasutatakse eesliiteid "orto" ja "meta" (H3 PO4 - ortofosforhape, HBO2 - metaboorhape).

H2 SO4 - väävelhape, H2 SO3 - väävelhape, H2 CrO4 - kroomhape, H2 Cr2 O7 - dikroomhape, HClO2 - kloorhape, HClO3 - kloorhape.

Hapet moodustava elemendi madalaima oksüdatsiooniastme tähistamiseks kasutatakse mõnikord eesliidet "hypo" (KClO - kaaliumhüpoklorit), mis näitab kõrgeimat oksüdatsiooniastet - "per" (KClO4 - kaaliumperkloraat)

Tabelis. 2 on toodud olulisemate hapete ja vastavate anioonide nimetused rahvusvahelise nomenklatuuri järgi.

Nimi: Keemia käsiraamat ülikoolidesse kandideerijatele. 2002.

Käsiraamat hõlmab kõiki keemia sisseastumiseksamite küsimusi. Keemiakursuse paremaks omandamiseks on antud veidi lisateavet. Iga peatüki lõpus on toodud tüüpilised ülesanded koos lahendustega ja ülesanded iseseisvaks tööks.

Raamat on mõeldud üliõpilastele. Seda võib soovitada ka keemiaõpetajatele õpilaste ettevalmistamisel gümnaasiumikursuse lõpueksamiteks.

Sisu
Eessõna
Sissejuhatus
§ 1. Keemia aine
§ 2. Keemia roll tööstuses ja põllumajanduses.
§ 3. Keemia ja ökoloogia
1. OSA. ÜLDKEEMIA.
1. peatükk. Keemia põhimõisted ja seadused
§ 1.1. Aatom-molekulaarne õpetus keemias
§ 1.2. Keemilised elemendid
§ 1.3. Lihtsad ja keerulised ained. Allotroopia
§ 1.4. Suhteline aatommass
§ 1.5. Suhteline molekulmass
§ 1.6. Moth. Molaarmass
§ 1.7. Keemilised märgid, valemid ja võrrandid
§ 1.8. Keemilised reaktsioonid. Reaktsiooni klassifikatsioon
§ 1.9. Ainete massi jäävuse seadus
§ 1.10. Aine koostise püsivuse seadus
§ 1.11. gaasiseadused. Avogadro seadus. Gaasi molaarmaht
§ 1.12. Tüüpiliste ülesannete lahendamine
2. peatükk. D. I. Mendelejevi perioodiline seadus ja aatomite ehitus
§ 2.1. D. I. Mendelejevi perioodilise seaduse avastus
§ 2.2. D. I. Mendelejevi elementide perioodiline süsteem
§ 2.3. Aatomite ehituse tuumamudel
§ 2.4. Aatomituumade koostis. Tuumareaktsioonid
§ 2.5. Kaasaegne mudel elektroni olekust aatomis
§ 2.6. Aatomite elektronkestade struktuur
§ 2.7. D. I. Mendelejevi elektroonilised valemid
§ 2.9. Perioodiline seadus ja elementide perioodiline süsteem aatomite ehituse õpetuse valguses
§ 2.10. Aatomite perioodilised omadused
§ 2.11. Perioodilise seaduse väärtus ja aatomite ehituse teooria
§ 2.12. Tüüpiliste ülesannete lahendamine
3. peatükk
§ 3.1. kovalentne side
§ 3.2. Kovalentse sideme omadused
§ 3.3. Iooniline side
§ 3.4. Polaarsed ja mittepolaarsed molekulid
§ 3.6. vesinikside
§ 3.7. Kristallvõrede tüübid
§ 3.8. Struktuurivalemid
§ 3.9. Oksüdatsiooni olek
§ 3.10. Keemiline side ja valents
§ 3.11. Tüüpiliste ülesannete lahendamine
4. peatükk Keemiline tasakaal
§ 4.1. Keemiliste reaktsioonide kiirus
§ 4.2. Reaktsioonikiirust mõjutavad tegurid
§ 4.3. Aktiveerimisenergia
§ 4.4. Katalüüsi ja katalüsaatorite mõiste
§ 4.5. Pöördumatud ja pöörduvad reaktsioonid
§ 4.6. Keemiline tasakaal
§ 4.7. Le Chatelier’ põhimõte
§ 4.8. Tüüpiliste ülesannete lahendamine
Peatükk 5. Lahendused. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria
§ 5.1. Lahuste koostise arvuline väljendus
§ 5.2. Ainete lahustuvus vees
§ 5.3. Soojusnähtused lahustumisel
§ 5.4. Elektrolüüdid ja mitteelektrolüüdid
§ 5.5. Elektrolüütilise dissotsiatsiooni teooria
§ 5.6. Dissotsiatsioonimehhanism
§ 5.7. Ioonide hüdratsioon
§ 5.8. Hapete, aluste ja soolade dissotsiatsioonid vesilahustes
§ 5.9. Dissotsiatsiooni aste
§5.10. Tugevad ja nõrgad elektrolüüdid
§5.11. Ioonivahetusreaktsioonid
§ 5.12. vee dissotsiatsioon. pH
§ 5.13. Hapete ja aluste protolüütiline teooria
§ 5.14. Tüüpiliste ülesannete lahendamine
Peatükk 6
§ 6.1. oksiidid
§ 6.2. happed
§ 6.3. Vundamendid
§ 6.4. soola
§ 6.5. Soola hüdrolüüs
§ 6.6. Anorgaaniliste ühendite klasside vaheline seos
§ 6.7. Tüüpiliste ülesannete lahendamine
7. peatükk Elektrolüüs
§ 7.1. Redoksreaktsioonide teooria
§ 7.2. Olulisemad redutseerijad ja oksüdeerivad ained
§ 7.4. Keskkonna mõju reaktsioonide olemusele
§ 7.5. Redoksreaktsioonide klassifikatsioon
§ 7.6. Elektrolüüsi olemus
§ 7.7. Elektrolüütide vesilahuste elektrolüüs
§ 7.8. Elektrolüüsi rakendamine
§ 7.9. Tüüpiliste ülesannete lahendamine
2. OSA. ANORGAANILINE KEEMIA.
8. peatükk Halogeenid
§ 8.1. Mittemetallide üldised omadused
§ 8.2. Vesinik
§ 8.3. Vesi
§ 8.4. Raske vesi
§ 8.5. Halogeenide alarühma üldised omadused
§ 8.6. Kloor
§ 8.7. Vesinikkloriid ja vesinikkloriidhape
§ 8.8. Vesinikkloriidhappe soolad
§ 8.9. Lühiteave fluori, broomi ja joodi kohta
9. peatükk
§ 9.1. Hapniku alarühma üldised omadused
§ 9.2. Hapnik ja selle omadused
§ 9.3. Väävel ja selle omadused
§ 9.4. Vesiniksulfiid ja sulfiidid
§ 9.5. Vääveloksiid (IV). väävelhape
§ 9.6. Väävel(VI)oksiid. Väävelhape
§ 9.7. Väävelhappe omadused ja praktiline tähendus
§ 9.8. Väävelhappe soolad
10. peatükk
§ 10.1. Lämmastiku alarühma üldised omadused
§ 10.2. Lämmastik. Sigma ja pi sidemed
§ 10.3. Ammoniaak
§ 10.4. Ammoniaagi tootmise keemilised alused
§ 10.5. ammooniumisoolad
§ 10.7. lämmastikhape
§ 10.9. Lämmastikhappe soolad
§ 10.10. Fosfor
§ 10.11. Fosforoksiidid ja fosforhapped
§ 10.12. Mineraalväetised
11. peatükk
§ 11.1. Süsiniku alarühma üldised omadused
§ 11.2. Süsinik ja selle omadused
§ 11.3. Süsiniku oksiidid. Süsinikhape
§ 11.4. Süsihappe soolad
§ 11.5. Räni ja selle omadused
§ 11.6. Räni(IV)oksiid ja ränihape
§ 11.7. Kolloidsete lahuste mõiste
§ 11.8. Ränihappe soolad
§ 11.9. Klaasi ja tsemendi saamine
§ 11.10. Tüüpiliste ülesannete lahendamine
12. peatükk
§ 12.1. Metallide asukoht D. I. Mendelejevi elementide perioodilises süsteemis
§ 12.2. Metallide füüsikalised omadused
§ 12.3. Metallide keemilised omadused
§ 12.4. Metallid ja sulamid masinaehituses
§ 12.5. Standardsete elektroodide potentsiaalide vahemik
§ 12.6. Peamised meetodid metallide saamiseks
§ 12.7. Metallide korrosioon
§ 12.8. Korrosioonikaitse
13. peatükk
§ 13.1. Liitiumi alamrühma üldised omadused
§ 13.2. naatrium ja kaalium
§ 13.3. Söövitavad leelised
§ 13.4. Naatriumi ja kaaliumi soolad
§ 13.5. Berülliumi alarühma üldised omadused
§ 13.6. Kaltsium
§ 13.7. Kaltsiumoksiid ja hüdroksiid
§ 13.8. Kaltsiumi soolad
§ 13.9. Vee karedus ja selle kõrvaldamise viisid
§ 13.10. Boori alarühma üldised omadused
§ 13.11. Alumiinium
§ 13.12. alumiiniumoksiid ja hüdroksiid
§ 13.13. Alumiiniumi ja selle sulamite kasutamine
14. peatükk
§ 14.1. Kroomi alarühma üldised omadused
§ 14.2. Kroom
§ 14.3. Kroomi oksiidid ja hüdroksiidid
§ 14.4. Kromaadid ja dikromaadid
§ 14.5. Raua perekonna üldised omadused
§ 14.6. Raud
§ 14.7. Rauaühendid
§ 14.8. domeeni protsess
§ 14.9. Malm ja teras
§ 14.10. Tüüpiliste ülesannete lahendamine
3. OSA. ORGAANILINE KEEMIA.
15. peatükk
§ 15.1. Orgaanilise keemia aine
§ 15.2. Orgaaniliste ühendite omadused
§ 15.3. isomeeria
§ 15.4. Orgaaniliste ühendite keemilise struktuuri teooria A. M. Butlerova
§ 15.5. Orgaaniliste ühendite homoloogne seeria
§ 15.6. Orgaaniliste ühendite klassifikatsioon
§ 15.7. Orgaaniliste reaktsioonide tüübid
16. peatükk
§ 16.1. Piirata süsivesinikke (alkaane)
§ 16.2. Alkaanide ja nende derivaatide nomenklatuur
§ 16.3. Metaani ja selle homoloogide keemilised omadused
§ 16.4. Tsükloalkaanid
§ 16.5. Küllastumata süsivesinikud
§ 16.6. Etüleen ja selle homoloogid
§ 16.7. polümerisatsioonireaktsioonid. Polüetüleen
§ 16.8. Atsetüleen ja selle homoloogid
§ 16.9. dieeni süsivesinikud
§ 16.10. Looduslikud ja sünteetilised kummid
§16.11. aromaatsed süsivesinikud (areenid
§ 16.12. Benseen ja selle homoloogid
§ 16.13. Nafta ja selle töötlemine
§ 16.14. Maagaasid ja nende kasutusalad
§ 16.15. Tüüpiliste ülesannete lahendamine
17. peatükk
§ 17.1. Piirata alkoholi
§ 17.2. Metanool ja etanool
§ 17.3. Etüleenglükool ja glütseriin
§ 17.4. Fenoolid
§ 17.5. Aldehüüdid
§ 17.6. Formaldehüüd
§ 17.7. Atseetaldehüüd
§ 17.8. Polükondensatsiooni reaktsioonid
§ 17.9. Ketoonid
§ 17.10. karboksüülhapped
§ 17.11. Sipelghape
§ 17.12. Äädikhape
§ 17.13. Komplekssed eetrid. Esterdamis- ja seebistumisreaktsioonid
§ 17.14. Rasvad
§ 17.15. Seebid ja muud pesuvahendid
§ 17.16. Süsivesikud
§ 17.17. Monosahhariidid ja disahhariidid
§ 17.18. Polüsahhariidid
§ 17.19. Küllastumata, kahealuselised ja heterofunktsionaalsed happed
§ 17.20. Tüüpiliste ülesannete lahendamine
18. peatükk
§ 18.1. Nitroühendid
§ 18.2. Amiinid
§ 18.3. Aniliin
§ 18.4. Aminohapped
§ 18.5. Happe amiidid
§ 18.6. Oravad
§ 18.7. Heterotsüklilised ühendid
§ 18.8. Nukleiinhapped
§ 18.9. Tüüpiliste ülesannete lahendamine
RAKENDUSED
Õppeaine register.

D.I. avastamine. Mendelejevi perioodiline seadus.
Perioodilise seaduse avastamine ja perioodilise elementide süsteemi ülesehitamine D. I. Mendelejevi poolt oli tema pika ja intensiivse teadusliku töö tulemus. Perioodiline seadus ja elementide perioodiline süsteem on keemiateaduse suurim saavutus, kaasaegse keemia alus.

Perioodilise süsteemi ülesehituses aatomi peamiseks tunnuseks võeti selle aatommass. D. I. Mendelejev kirjutas oma raamatus „Keemia alused”: „Aine mass on just selline aine omadus, millest peavad sõltuma kõik muud omadused... Seetõttu on kõige lähedasem või loomulikum otsida seost aine vahel. elementide omadused ja sarnasused ühelt poolt ning nende aatomkaalud (massid) teiselt poolt.