Scheikundehandleiding voor aanvragers van universiteiten - Khomchenko G.P. Scheikunde leerboek ch1

Ministerie van Onderwijs en Wetenschappen van de Russische Federatie Federale staatsbegrotingsinstelling voor hoger beroepsonderwijs

"Vladimir State University vernoemd naar Alexander Grigorievich en Nikolai Grigorievich Stoletov"

ONDERWIJSHULP IN CHEMIE VOOR STUDENTEN NIET-CHEMISCHE RICHTING

Begin van de algemene chemie. De structuur van het atoom. Oplossingen.

Vladimir 2011

UDC 54 (075.8) LBC 24.ya73 U 91

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

Beoordelaars:

Doctor in de Chemische Wetenschappen, Professor, Hoofd. Afdeling Anorganische Chemie

Ivanovo Staatsuniversiteit voor Chemische Technologie

AG Zakharov

Kandidaat Technische Wetenschappen, Universitair Hoofddocent Afdeling Polymere Materialen, Vladimir State University

EV Ermolaeva

Gepubliceerd bij besluit van de redactie van Vladimir State University

Onderwijshulp in de chemie voor studenten van niet-chemische vakgebieden. Begin van de algemene chemie. De structuur van het atoom. Oplossingen /

Bij 91 OB Chernova [en anderen]; Vladim. staat. Universiteit - Vladimir: Uitgeverij van Vla-

dim. staat. vn-ta, 2011. - 122 p. ISBN 978-5-9984-0228-9

Deze handleiding is het begin van een cursus algemene chemie voor studenten van niet-chemische vakgebieden. Het omvat vier hoofdstukken van het algemene theoretische deel, die gaan over de structuur van materie, chemische bindingen, de theorie van oplossingen en redoxreacties.

Ontworpen voor: studenten van hoger onderwijsinstellingen die scheikunde studeren. Aanbevolen voor de vorming van beroepscompetenties volgens:

in overeenstemming met de federale staatsonderwijsnorm van de 3e generatie.

Tabblad. 11. Afb. 23. Bibliografie: 13 titels.

UDC 54 (075.8) BBC 24.ya73

VOORWOORD

In veel universiteiten vormt scheikunde als academische discipline de basis voor algemene theoretische en speciale opleiding van toekomstige specialisten. De rol en plaats van chemie in het systeem van andere wetenschappen wordt bepaald door het feit dat op het gebied van materiële productie een mens altijd met materie te maken heeft. Zonder de eigenschappen en structuur, chemische aard, interactiemechanismen te kennen, is het onmogelijk om veel fenomenen en processen te begrijpen die in de natuur en om ons heen plaatsvinden.

Het oplossen van het probleem van een volwaardig onderwijs in de basis van de moderne scheikunde is niet haalbaar zonder het creëren van nieuwe leermiddelen, ook die bedoeld zijn voor studenten in niet-chemische gebieden.

Dit leerboek is het eerste deel van een collegereeks over chemie voor studenten van niet-chemische gebieden van het hoger onderwijs. De handleiding bevat vijf hoofdstukken, die een moderne, geïntegreerde presentatie van de basisconcepten, termen en wetten van de chemie bieden. Ze worden sequentieel geïntroduceerd in overeenstemming met de logica van de discipline en de hoofdsecties van de cursus.

Het eerste hoofdstuk is gewijd aan de basisconcepten en wetten van de chemie. Bijzondere aandacht wordt besteed aan de begrippen mol, equivalent en de wet van equivalenten. In het tweede en derde hoofdstuk worden de belangrijkste wetten van de structuur van atomaire en moleculaire deeltjes, chemische bindingen en interacties van stoffen beschouwd op basis van de periodieke wet en het periodiek systeem van D.I. Mendelejev.

Het vierde hoofdstuk beschrijft de theorie van de opgeloste toestand van materie, behandelt de processen die plaatsvinden in oplossingen van elektrolyten en niet-elektrolyten, evenals de kenmerken van sterke en zwakke elektrolyten. In het vijfde hoofdstuk worden de principes uitgelegd van het schrijven van vergelijkingen voor redoxreacties. Elk hoofdstuk eindigt met een didactisch materiaal waarmee u de mate van begrip van de gepresenteerde stof kunt controleren.

De handleiding is opgesteld in overeenstemming met de 3e generatie van de federale staatsonderwijsnorm en maakt de vorming van professionele competenties mogelijk die zijn gespecificeerd in de normen van niet-chemische gebieden.

Hoofdstuk 1 . BASISBEGRIPPEN EN WETTEN VAN DE CHEMIE

1.1. Substantie. Stof formules

Een integraal onderdeel van eenvoudige en complexe lichamen is: chemish element. Het kleinste deeltje van een chemisch element dat al zijn chemische eigenschappen behoudt, is een atoom. Een chemisch element is dus een type atomen dat wordt gekenmerkt door dezelfde nucleaire lading, d.w.z. met hetzelfde aantal protonen in de kern. Alle atomen met een nucleaire lading van +8 zijn bijvoorbeeld atomen van één chemisch element - zuurstof. Momenteel zijn er meer dan 110 chemische elementen bekend. Elk chemisch element heeft een naam, chemisch

calic symbool (teken), atoomnummer (serie), atoommassa,

neemt een bepaalde positie in Periodiek systeem van elementen, waarin de locatie wordt gekenmerkt periodenummer, groepsnummer en zijn subgroep (hoofd - A of secundair - B).

Verschillende chemische elementen hebben verschillende abundanties in de natuur. Natuurlijk voorkomende chemische elementen bestaan ​​meestal uit een mengsel van isotopen (soort atomen met hetzelfde aantal protonen en verschillende aantallen neutronen), waarbij onderscheid wordt gemaakt tussen stabiele en radioactieve isotopen.

Belangrijke kenmerken van een atoom zijn valentie en oxidatie toestand.

Oxidatie toestand- dit is de voorwaardelijke lading die een atoom heeft in een verbinding (molecuul) als gevolg van de verplaatsing van elektronen tijdens de vorming van een chemische binding. De numerieke waarde van de oxidatietoestand wordt uitgedrukt in eenheden van elektronenlading.

De oxidatietoestand is gelijk aan het aantal valentie-elektronen dat wordt overgedragen (of verplaatst) van een atoom met een lagere relatieve elektronegativiteit1 (positieve oxidatietoestand) naar een atoom met een hogere relatieve elektronegativiteit (negatieve oxidatietoestand). Hoogste positieve graad

1 Elektronegativiteit is het vermogen van een atoom om elektronen aan te trekken

Het oxidatiegetal van een atoom in een verbinding is meestal numeriek gelijk aan het groepsnummer van dat element in het periodiek systeem (behalve 8 O,9 F). De oxidatietoestand van een eenvoudige stof is nul.

Het fosforatoom 15 P (subgroep VA) bevat bijvoorbeeld vijf elektronen op het buitenste energieniveau. De maximale oxidatietoestand die fosfor vertoont in verbindingen met meer elektronegatieve elementen is +5.

Inferieur (kleinste) oxidatie toestand atoom in verbindingen van elementen van groepen IVA - VIIA is numeriek gelijk aan het verschil (groepsnummer - 8).

Zo kan fosfor in verbindingen met minder elektronegatieve elementen een oxidatietoestand van -3 vertonen.

De uitzonderingen zijn fluor, zuurstof, ijzer: hun oxidatietoestand wordt uitgedrukt door een getal waarvan de waarde lager is dan het getal van de groep waartoe ze behoren. Voor elementen van de kopersubgroep daarentegen is de hoogste oxidatietoestand groter dan één, hoewel ze tot groep 1 behoren. Opgemerkt moet worden dat voor alle metalen de laagste oxidatietoestand nul is.

Het verschil tussen het concept van oxidatietoestand en valentie in covalente verbindingen kan duidelijk worden geïllustreerd aan de hand van de chloorderivaten van methaan: de valentie van koolstof is overal gelijk aan vier, en de oxidatietoestand (met de oxidatietoestand van waterstof +1 en chloor - 1 in alle verbindingen) is verschillend in elke verbinding:

C-4 H4, C-2 H3 Cl, C0 H2 Cl2, C+2 HCl3, C+4 Cl4

De oxidatietoestand is dus een voorwaardelijk concept en kenmerkt meestal niet de werkelijke valentietoestand van een atoom, maar het is noodzakelijk om de elektronische structuur van een molecuul te begrijpen.

Atomen van een of verschillende elementen zijn op de een of andere manier met elkaar verbonden chemische binding. Als resultaat, chemische bestanddelen van verschillende aard (organisch en anorganisch) en constante (daltonides) of variabele (berthollides) samenstelling.

Een chemische verbinding kan in verschillende vormen voorkomen. Afhankelijk van de samenstelling kunnen stoffen eenvoudig en complex zijn. Een eenvoudige stof is een stof waarvan het molecuul is

uit atomen van één element. Bijvoorbeeld: zuurstof (O2), ozon (O3), aluminium (Al), fosfor (P), enz. Enkele atomen van inerte gassen worden ook wel eenvoudige stoffen genoemd. Een stof waarvan het molecuul wordt gevormd door atomen van verschillende elementen, is complex. Bijvoorbeeld: water (H20), ammoniak (NH3), salpeterzuur (HNO3), methaan (CH4). Een complexe stof kan worden ontleed in eenvoudige stoffen.

Water kan bijvoorbeeld worden ontleed in waterstof en zuurstof:

2H 2 O ¾ elektrolyse ¾¾¾® 2H 2 + O 2

De samenstelling van een stof wordt weergegeven met behulp van de chemische symbolen van de elementen en numerieke indexen, d.w.z. formules van chemische verbindingen

nee:

Dus, in het H2O-watermolecuul, laat de chemische formule zien dat er één zuurstofatoom is voor twee waterstofatomen, of dat één mol water wordt gevormd uit twee mol waterstofatomen en één mol zuurstofatomen.

De belangrijkste soorten chemische formules zijn a) empirische of totale (bruto) formule en b) structurele (structurele grafische weergave) (Fig. 1).

Rijst. 1. Chemische formules: a - empirisch; b - structureel.

Het vermogen van een atoom om een ​​ander aantal chemische bindingen te vormen, wordt valentie genoemd ( stoichiometrische valent-

heid). Het wordt bepaald door het aantal waterstofatomen dat kan worden bevestigd of vervangen door één atoom van een bepaald element. In chemische verbindingen is de valentie van waterstof altijd gelijk aan één. Als het element geen verbinding vormt met waterstof, overweeg dan:

de combinatie met zuurstof, die in chemische verbindingen een constante stoichiometrische valentie gelijk aan twee vertoont.

Veel elementen vertonen verschillende valenties, dat wil zeggen dat ze met een ander element verschillende verbindingen van verschillende stoichiometrische samenstelling kunnen vormen. Om deze verbindingen in hun naam te beschrijven, is het noodzakelijk om de valentie aan te geven met een Romeins cijfer zonder teken, bijvoorbeeld

Cu20 - koper (I) oxide; CuO - koper (II) oxide.

Opgemerkt moet worden dat stoichiometrische valentie niets zegt over het type chemische binding en de structuur van moleculen. Dit concept houdt echter rechtstreeks verband met de structuur van het atoom, namelijk het aantal zogenaamde externe (deelnemen aan de vorming van een chemische binding) elektronen. Voor veel elementen wordt de stoichiometrische valentie bepaald door de positie in het periodiek systeem.

De relatie tussen de valentie van een element en zijn positie in het periodiek systeem wordt weergegeven in tabel. 1. De hoogste waarde van de stoichiometrische valentie van een element van de hoofdsubgroep is in de regel gelijk aan het groepsnummer.

Momenteel zijn de triviale en rationele nomenclatuur

tours, en in de laatste zijn er drie varianten: Russisch,

internationale (semi-systematische) en systematische nomenclatuur.

De triviale nomenclatuur, hoewel als achterhaald beschouwd, wordt veel gebruikt in veel gebieden van technologie, chemische productie, in educatieve en wetenschappelijke literatuur over chemie. Bijvoorbeeld: Na2 CO3 - soda, K2 CO3 - potas, HC1 - zoutzuur, KOH - kaliloog, NaCl - keukenzout, CaO - ongebluste kalk, NH4 OH - ammoniak, enz.

Volgens de internationale nomenclatuur (semi-systematisch) worden bij het samenstellen van de namen van chemische verbindingen woorden uit een vreemde taal gebruikt: meestal de wortels van de woorden van de Latijnse namen van chemische elementen. Bij het schrijven van de namen van oxiden, basen en zouten na de woorden oxide, hydroxide of namen zuur residu geven meestal in Romeinse cijfers de waarde van de valentie van een atoom van een chemisch element aan, als het variabel is.

De naam van metaalverbindingen met niet-metalen N, P, As, C, Si, B, S, Cl, F, Br, die het elektronegatieve deel vormen, wordt gevormd uit de naam van het elektronegatieve deel met toevoeging van het achtervoegsel " id" en de Russische naam van het elektropositieve deel in de genitief:

Ca3 N2 - calciumnitride, Mg3 P2 - magnesiumfosfide,

en Cu 3 As - koper (I) arsenide, CaC2 - calciumcarbide, Mg2 Si - magnesiumsilicide, Al2 S3 - aluminiumsulfide, KCl - kaliumchloride,

LiF - lithiumfluoride,

en FeBr2-ijzer(II)bromide.

Oxiden zijn verbindingen van twee elementen, waarvan er één zuurstof is, wat een elektronegatief deel is (de uitzondering is F2O, waar het elektropositief is):

NO2 - stikstofmonoxide (IV),

N2 O5 - stikstofmonoxide (V),

en K20 - kaliumoxide.

Peroxiden zijn verbindingen in de moleculen waarvan de zuurstofatomen aan elkaar zijn gebonden om het 02-2-anion te vormen, d.w.z. in de peroxidegroep - O - O -:

H202 is waterstofperoxide, Na2O2 is natriumperoxide.

Hydroxiden zijn verbindingen die atomen van een element en hydroxylgroepen bevatten. Deze omvatten zowel basen als zuren. De naam van de basis bestaat uit twee delen: de naam van het elektronegatieve deel "hydroxide" en de naam van het element in de genitief:

Fe (OH) 2 is ijzer (II) hydroxide, Cu (OH) 2 is koper (II) hydroxide, maar NaOH is natriumhydroxide.

Zuren zijn onderverdeeld in zuurstofvrij en zuurstofhoudend. De naam van zuurstofvrije zuren bestaat uit een bijvoeglijk naamwoord gevormd uit de naam van de waterstofverbinding van een zuurvormend element met de uitgang "ay" en het woord "zuur":

HCl is zoutzuur, HBr is waterstofbromide, H2S is waterstofsulfidezuur.

De naam van zuurstofhoudende zuren wordt gevormd door een bijvoeglijk naamwoord toe te voegen aan het woord "zuur", dat een wortel heeft met de Russische naam van het zuurvormende middel en het achtervoegsel "aya", "katoenwol", "stistaya", "vatistaya". Om zuren te herkennen die verschillen in watergehalte, worden de voorvoegsels "ortho" en "meta" gebruikt (H3 PO4 - orthofosforzuur, HBO2 - metaboorzuur).

H2 SO4 - zwavelzuur, H2 SO3 - zwavelig zuur, H2 CrO4 - chroomzuur, H2 Cr2 O7 - dichroomzuur, HClO2 - chloorig zuur, HClO3 - chloorzuur.

Om de laagste oxidatiegraad van een zuurvormend element aan te geven, wordt soms het voorvoegsel "hypo" gebruikt (KClO - kaliumhypochloriet), om de hoogste oxidatiegraad aan te geven - "per" (KClO4 - kaliumperchloraat)

In tafel. 2 toont de namen van de belangrijkste zuren en de bijbehorende anionen volgens de internationale nomenclatuur.

Naam: Een handleiding over chemie voor aanvragers van universiteiten. 2002.

De handleiding behandelt alle vragen van toelatingsexamens in de chemie. Voor een betere assimilatie van het vak scheikunde wordt nog wat bijkomende informatie gegeven. Aan het einde van elk hoofdstuk worden typische taken met oplossingen en taken voor zelfstandig werk gegeven.

Het boek is bedoeld voor universiteitsstudenten. Het kan ook worden aanbevolen aan scheikundeleraren bij het voorbereiden van studenten op de eindexamens van een middelbare schoolcursus.

Inhoud
Voorwoord
Invoering
§ 1. Het vak scheikunde
§ 2. De rol van chemie in industrie en landbouw.
§ 3. Chemie en ecologie
DEEL 1. ALGEMENE CHEMIE.
Hoofdstuk 1. Basisconcepten en wetten van de chemie
1.1. Atomaire-moleculaire doctrine in de chemie
1.2. Chemische elementen
1.3. Eenvoudige en complexe stoffen. allotropie
1.4. Relatieve atoommassa
1.5. Relatief molecuulgewicht
1.6. Mot. Molaire massa
1.7. Chemische tekens, formules en vergelijkingen
1.8. Chemische reacties. Reactie classificatie
1.9. De wet van behoud van massa van stoffen
1.10. De wet van constantheid van de samenstelling van materie
1.11. gas wetten. Wet van Avogadro. Molair gasvolume
1.12. Oplossing van typische taken
Hoofdstuk 2. Periodieke wet van D.I. Mendelejev en de structuur van atomen
2.1. D. I. Mendelejev's ontdekking van de periodieke wet
2.2. Periodiek systeem van elementen van D. I. Mendelejev
2.3. Nucleair model van de structuur van atomen
2.4. Samenstelling van atoomkernen. Kernreacties
2.5. Modern model van de toestand van een elektron in een atoom
2.6. De structuur van de elektronenschillen van atomen
2.7. Elektronische formules van D. I. Mendelejev
2.9. De periodieke wet en het periodiek systeem van elementen in het licht van de leer van de structuur van atomen
§ 2.10. Periodieke eigenschappen van atomen
§ 2.11. De waarde van de periodieke wet en de theorie van de structuur van atomen
§ 2.12. Oplossing van typische taken
Hoofdstuk 3
3.1. covalente binding
3.2. Eigenschappen van een covalente binding
3.3. Ionbinding
3.4. Polaire en niet-polaire moleculen
3.6. waterstofbinding
3.7. Soorten kristalroosters
3.8. Structuurformules
3.9. Oxidatie toestand
§ 3.10. Chemische binding en valentie
§ 3.11. Oplossing van typische taken
Hoofdstuk 4 Chemisch equilibrium
4.1. De snelheid van chemische reacties
4.2. Factoren die de reactiesnelheid beïnvloeden
4.3. activeringsenergie
4.4. Het concept van katalyse en katalysatoren
4.5. Onomkeerbare en omkeerbare reacties
4.6. Chemisch equilibrium
4.7. Het principe van Le Chatelier
4.8. Oplossing van typische taken
Hoofdstuk 5. Oplossingen. Theorie van elektrolytische dissociatie
5.1. Numerieke uitdrukking van de samenstelling van oplossingen
§ 5.2. Oplosbaarheid van stoffen in water
5.3. Thermische verschijnselen tijdens oplossen
5.4. Elektrolyten en niet-elektrolyten
5.5. Theorie van elektrolytische dissociatie
5.6. Dissociatiemechanisme:
5.7. Hydratatie van ionen
5.8. Dissociaties van zuren, basen en zouten in waterige oplossingen
5.9. Mate van dissociatie
§5.10. Sterke en zwakke elektrolyten
§5.11. Ionenuitwisselingsreacties
§ 5.12. dissociatie van water. pH
§ 5.13. Protolytische theorie van zuren en basen
§ 5.14. Oplossing van typische taken
Hoofdstuk 6
6.1. oxiden
6.2. zuren
6.3. Stichtingen
6.4. zout
6.5. Zout hydrolyse
6.6. Verband tussen klassen van anorganische verbindingen
6.7. Oplossing van typische taken
hoofdstuk 7 elektrolyse
7.1. Theorie van redoxreacties
7.2. De belangrijkste reductiemiddelen en oxidatiemiddelen
7.4. De invloed van de omgeving op de aard van de reacties
7.5. Classificatie van redoxreacties
7.6. De essentie van elektrolyse
7.7. Elektrolyse van waterige oplossingen van elektrolyten
7.8. Toepassing van elektrolyse
7.9. Oplossing van typische taken
DEEL 2. ANORGANISCHE CHEMIE.
Hoofdstuk 8 Halogenen
§ 8.1. Algemene eigenschappen van niet-metalen
8.2. Waterstof
8.3. Water
8.4. Zwaar water
8.5. Algemene kenmerken van de halogeensubgroep
8.6. Chloor
8.7. Waterstofchloride en zoutzuur
§ 8.8. Zouten van zoutzuur
§ 8.9. Korte informatie over fluor, broom en jodium
Hoofdstuk 9
§ 9.1. Algemene kenmerken van de zuurstofsubgroep
9.2. Zuurstof en zijn eigenschappen
9.3. Zwavel en zijn eigenschappen
9.4. Waterstofsulfide en sulfiden
9.5. Zwaveloxide (IV). zwaveligzuur
§ 9.6. Zwavel(VI)oxide. Zwavelzuur
9.7. Eigenschappen van zwavelzuur en de praktische betekenis ervan
§ 9.8. Zouten van zwavelzuur
Hoofdstuk 10
§ 10.1. Algemene kenmerken van de stikstofsubgroep
§ 10.2. Stikstof. Sigma- en pi-bindingen
§ 10.3. Ammoniak
§ 10.4. Chemische basen van ammoniakproductie
§ 10.5. ammoniumzouten
§ 10.7. salpeterzuur
§ 10.9. Zouten van salpeterzuur
§ 10.10. Fosfor
§ 10.11. Fosforoxiden en fosforzuren
§ 10.12. Minerale meststoffen
Hoofdstuk 11
§ 11.1. Algemene kenmerken van de koolstofsubgroep
§ 11.2. Koolstof en zijn eigenschappen
§ 11.3. Oxiden van koolstof. Koolzuur
§ 11.4. Zouten van koolzuur
§ 11.5. Silicium en zijn eigenschappen
§ 11.6. Silicium(IV)oxide en kiezelzuur
§ 11.7. Het concept van colloïdale oplossingen
§ 11.8. Kiezelzuurzouten
§ 11.9. Glas en cement verkrijgen
§ 11.10. Oplossing van typische taken
Hoofdstuk 12
§ 12.1. De positie van metalen in het periodiek systeem van elementen van D. I. Mendeleev
§ 12.2. Fysische eigenschappen van metalen
§ 12.3. Chemische eigenschappen van metalen
§ 12.4. Metalen en legeringen in de techniek
§ 12.5. Een reeks standaard elektrodepotentialen
§ 12.6. De belangrijkste methoden voor het verkrijgen van metalen
§ 12.7. Corrosie van metalen
§ 12.8. Corrosiebescherming
Hoofdstuk 13
§ 13.1. Algemene kenmerken van de lithiumsubgroep
§ 13.2. natrium en kalium
§ 13.3. Bijtende alkaliën
§ 13.4. Zouten van natrium en kalium
§ 13.5. Algemene kenmerken van de beryllium-subgroep
§ 13.6. Calcium
§ 13.7. Calciumoxide en hydroxide
§ 13.8. Calciumzouten
§ 13.9. Waterhardheid en manieren om het te elimineren
§ 13.10. Algemene kenmerken van de boorsubgroep
§ 13.11. Aluminium
§ 13.12. aluminiumoxide en hydroxide
§ 13.13. Het gebruik van aluminium en zijn legeringen
Hoofdstuk 14
§ 14.1. Algemene kenmerken van de chroomsubgroep
§ 14.2. Chroom
§ 14.3. Oxiden en hydroxiden van chroom
14.4. Chromaten en dichromaten
§ 14.5. Algemene kenmerken van de ijzerfamilie
§ 14.6. Ijzer
§ 14.7. IJzerverbindingen
§ 14.8. domein proces
§ 14.9. Gietijzer en staal
§ 14.10. Oplossing van typische taken
DEEL 3. ORGANISCHE CHEMIE.
Hoofdstuk 15
§ 15.1. Onderwerp van organische chemie
§ 15.2. Kenmerken van organische verbindingen
§ 15.3. isomerie
§ 15.4. Theorie van de chemische structuur van organische verbindingen A. M. Butlerova
§ 15.5. Homologe reeks organische verbindingen
§ 15.6. Classificatie van organische verbindingen
15.7. Soorten organische reacties
Hoofdstuk 16
§ 16.1. Beperk koolwaterstoffen (alkanen)
§ 16.2. Nomenclatuur van alkanen en hun derivaten
§ 16.3. Chemische eigenschappen van methaan en zijn homologen
§ 16.4. Cycloalkanen
16.5. onverzadigde koolwaterstoffen
§ 16.6. Ethyleen en zijn homologen
§ 16.7. polymerisatie reacties. Polyethyleen
§ 16.8. Acetyleen en zijn homologen
§ 16.9. dieen koolwaterstoffen
§ 16.10. Natuurlijke en synthetische rubbers
§16.11. aromatische koolwaterstoffen (arenas
§ 16.12. Benzeen en zijn homologen
§ 16.13. Olie en de verwerking ervan
§ 16.14. Aardgassen en hun toepassingen
§ 16.15. Oplossing van typische taken
Hoofdstuk 17
§ 17.1. Beperk alcoholen
§ 17.2. Methanol en ethanol
§ 17.3. Ethyleenglycol en glycerine
§ 17.4. fenolen
§ 17.5. Aldehyden
§ 17.6. Formaldehyde
§ 17.7. Aceetaldehyde
§ 17.8. Polycondensatiereacties
§ 17.9. ketonen
§ 17.10. carbonzuren
§ 17.11. mierenzuur
§ 17.12. Azijnzuur
§ 17.13. Complexe ethers. Veresterings- en verzepingsreacties
§ 17.14. vetten
§ 17.15. Zepen en andere wasmiddelen
§ 17.16. Koolhydraten
§ 17.17. Monosachariden en disachariden
§ 17.18. Polysachariden
§ 17.19. Onverzadigde, dibasische en heterofunctionele zuren
§ 17.20. Oplossing van typische taken
Hoofdstuk 18
§ 18.1. nitro verbindingen
§ 18.2. Aminen
§ 18.3. Aniline
§ 18.4. Aminozuren
18.5. zuur amiden
§ 18.6. eekhoorns
§ 18.7. Heterocyclische verbindingen
§ 18.8. Nucleïnezuren
§ 18.9. Oplossing van typische taken
APPS
Onderwerp index.

Ontdekking van D.I. De periodieke wet van Mendelejev.
De ontdekking door D.I. Mendelejev van de periodieke wet en de constructie van het periodiek systeem van elementen waren het resultaat van zijn lange en intense wetenschappelijk werk. De periodieke wet en het periodiek systeem van elementen zijn de grootste prestatie van de chemische wetenschap, de basis van de moderne scheikunde.

Als het belangrijkste kenmerk van een atoom bij de constructie van het periodiek systeem, werd de atomaire massa ervan genomen. In zijn boek Fundamentals of Chemistry schreef D. I. Mendelejev: "De massa van een stof is precies zo'n eigenschap ervan, waarvan alle andere eigenschappen moeten afhangen ... Daarom is het het dichtst of meest natuurlijk om te zoeken naar een verband tussen de eigenschappen en overeenkomsten van elementen enerzijds en hun atoomgewichten (massa's) anderzijds.