Контрольная работа по "Химии"

1

 
 
 

Вариант 21 

1. Связь электронного строения атома элемента с положением последнего в Периодической системе. Характер изменения свойств элементов  в периодах и группах. Диагональное сродство.

 

2. Аминокислоты. Получение и химические свойства. Пептиды. Строение белков качественные реакции.

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

1. Связь электронного строения атома элемента с положением последнего в Периодической системе. Характер изменения свойств элементов  в периодах и группах. Диагональное сродство.

 

Главной характеристикой атома является  величина положительного заряда ядра. От величины положительного заряда ядра атома зависят все свойства Элемента и его положение в периодической системе. Порядковый номер химического элемента численно совпадает с зарядом ядра его атома. Периодическая система элементов является графическим изображением периодического закона и отражает строение атомов элементов.

   Возрастание  положительного заряда атомных  ядер от 1 до 110 приводит к периодическому повторению у атомов элементов строения внешнего энергетического уровня. От числа электронов на внешнем уровне в основном зависят свойства элементов; то и они периодически повторяются. В этом физический смысл периодического закона. Рассмотрим изменение свойств у первых и последних элементов периодов. Каждый период в периодической системе начинается элементами атомы, которых на внешнем уровне имеют один s-электрон (незавершенные внешние уровни) и потому проявляют сходные свойства - легко отдают валентные электроны, что обуславливает их металлический характер. Это щелочные металлы - Li, Na, К, Rb, Cs.

Заканчивается период элементами, атомы которых  на внешнем уровне содержат 2 (s²) электрона (в первом периоде) или 8 (s¹p⁶) электронов (во всех последующих), то есть имеют завершенный внешний уровень. Это благородные газы Не, Ne, Ar, Kr, Xe, имеющие инертные свойства.

Именно вследствие сходства строения внешнего энергетического  уровня похожи их физические и химические свойства.

В каждом периоде  с возрастанием порядкового номера элементов металлические свойства постепенно ослабевают и возрастают неметаллические, заканчивается период инертным газом. В свете учения о строении атома становится понятным разделение всех элементов на семь периодов, сделанное Д. И. Менделеевым. Номер периода соответствует числу энергетических уровней атома. В зависимости от того, какой подуровень заполняется электронами, все элементы делят на четыре типа.

1. s-элементы. Заполняется  s-подуровень внешнего уровня (s¹ -- s²). Сюда относятся первые два элемента каждого периода.

2. р-элементы. Заполняется р-подуровень внешнего уровня (р¹ -- p⁶)- Сюда относятся последние шесть элементов каждого периода, начиная со второго.

3. d-элементы. Заполняется  d-подуровень последнего уровня (d1 -- d¹⁰), а на последнем (внешнем) уровне остается 1 или 2 электрона. К ним относятся элементы вставных декад (10) больших периодов, начиная с 4-го, расположенные между s- и p-элементами (их также называют переходными элементами).

4. f-элементы. Заполняется  f-подуровень глубинного (третьего  снаружи) уровня (f¹ --f¹⁴), а строение внешнего электронного уровня остается неизменным. Это лантаноиды и актиноиды, находящиеся в шестом и седьмом периодах.

Таким образом, число элементов в периодах (2-8-18-32) соответствует максимально возможному числу электронов на соответствующих энергетических уровнях: на первом -- два, на втором -- восемь, на третьем -- восемнадцать, а на четвертом -- тридцать два электрона.

 Деление групп  на подгруппы (главную и побочную) основано на различии в заполнении  электронами энергетических уровней. Главную подгруппу составляют s- и p-элементы, а побочную подгруппу -- d-элементы. В каждой группе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего энергетического уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних (последних) уровнях число электронов, равное номеру группы. Это так называемые - валентные электроны.

У элементов  побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и  предпоследних (вторых снаружи) уровней, в чем и состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп. Номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом заключается физический смысл номера группы.

С позиций теории строения атома легко объясняется возрастание металлических свойств элементов в каждой группе с ростом заряда ядра атома. Сравнивая, например, распределение электронов по уровням в атомах ₉F (1s² 2s² 2р⁵) и 53J (1s² 2s² 2р⁶ 3s² Зр⁶ 3d¹⁰ 4s² 4р⁶ 4d¹⁰ 5s² 5p⁵) можно отметить, что у них по 7 электронов на внешнем уровне, что указывает на сходство свойств. Однако внешние электроны в атоме йода находятся дальше от ядра и поэтому слабее удерживаются. По этой причине атомы йода могут отдавать электроны или, иными словами, проявлять металлические свойства, что нехарактерно для фтора.

Итак, строение атомов обуславливает две закономерности:

а) изменение  свойств элементов по горизонтали - в периоде слева направо ослабляются  металлические и усиливаются  неметаллические свойства;

б) изменение свойств элементов по вертикали - в группе с ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Таким образом: по мере возрастания заряда ядра атомов химических элементов периодически изменяется строение их электронных оболочек, что является причиной периодического изменения их свойств.

Химические  свойства элементов обуславливаются  строением их атома, а точнее строением  электронной оболочки атомов. Сопоставление  строения электронных оболочек с  положением элементов в периодической системе позволяет установить ряд важных закономерностей:

1. Номер  периода равен общему числу  энергетических уровней, заполняемых  электронами, у атомов данного  элемента.

2. В  малых периодах и нечётных  рядах больших периодов с ростом  положительного заряда ядер возрастает число электронов на внешнем энергетическом уровне. С этим связано ослабление металлических и усиление неметаллических свойств элементов слева направо. Номер группы, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей (валентных электронов. В подгруппах с ростом положительного заряда ядер атомов элементов усиливаются их металлические и ослабляются неметаллические свойства.).

Когда говорят  о диагональном сходстве в периодической  системе, имеют в виду подобие свойств, находящихся относительно друг друга по диагонали некоторых элементов. В случае элементов II и III периодов диагональным сходством связаны пары литий—магний, бериллий—алюминий, бор—кремний:

Наличие диагонального  сходства объясняется тем, что уменьшение электроотрицательности при перемещении сверху вниз по группе компенсируется ее возрастанием при перемещении слева направо по периоду. Например, при переходе от Be к Mg значение ОЭО упало с 1,47 до 1,23; такое падение ОЭО на 0,24 единицы компенсируется при перемещении от Mg к А1 (ОЭО для А1 равно 1,47). Совпадение в данном случае значений ОЭО для Be и А1 и обусловливает подобие их свойств (диагональное сходство).

Примером диагонального  сходства в случае щелочных металлов является подобие свойств лития и магния и отличие свойств лития от свойств других щелочных металлов. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

2. Аминокислоты. Получение и химические свойства. Пептиды. Строение белков качественные реакции.

  

 

Аминокислоты — органические амфотерные соединения, в состав которых входят карбоксильные группы – СООН и аминогруппы -NH₂.   

Аминокислоты можно рассматривать как карбоновые кислоты, в молекулах которых атом водорода в радикале замещен аминогруппой.  

КЛАССИФИКАЦИЯ

 

 

Аминокислоты  классифицируют по структурным признакам.   

1.     В зависимости от взаимного расположения амино- и карбоксильной групп аминокислоты подразделяют на α-, β-, γ-, δ-, ε- и т. д.

2.     В зависимости от количества функциональных групп различают кислые, нейтральные и основные.

3.     По характеру углеводородного радикала различают алифатические (жирные), ароматические, серосодержащие и гетероциклические аминокислоты. Приведенные выше аминокислоты относятся к жирному ряду.   

Примером  ароматической аминокислоты может служить  пара-аминобензойная кислота:

  

Примером гетероциклической аминокислоты может служить триптофан –       незаменимая α- аминокислота:

CH–COOH │ NH2

 

   

НОМЕНКЛАТУРА

По систематической  номенклатуре названия аминокислот  образуются из названий соответствующих  кислот прибавлением приставки амино- и указанием места расположения аминогруппы по отношению к карбоксильной группе. Нумерация углеродной цепи с атома углерода карбоксильной группы.

Например:

Часто используется также другой способ построения названий аминокислот, согласно которому к тривиальному названию карбоновой кислоты добавляется приставка амино- с указанием положения аминогруппы буквой греческого алфавита.

Пример:

  

Для α-аминокислот  R-CH(NH₂)COOH

 которые  играют исключительно важную роль в процессах жизнедеятельности животных и растений, применяются тривиальные названия.   

Таблица. Некоторые важнейшие α-аминокислоты  

Аминокислота	Сокращённое обозначение	Строение радикала ( R )
Глицин	Gly (Гли)	H -
Аланин	Ala (Ала)	CH3 -
Валин	Val (Вал)	(CH3)2CH -
Лейцин	Leu (Лей)	(CH3)2CH – CH2 -
Серин	Ser (Сер)	OH- CH2 -
Тирозин	Tyr (Тир)	HO – C6H4 – CH2 -
Аспарагиновая кислота	Asp (Асп)	HOOC – CH2 -
Глутаминовая  кислота	Glu (Глу)	HOOC – CH2 – CH2 -
Цистеин	Cys (Цис)	HS – CH2 -
Аспарагин	Asn (Асн)	O = C – CH2 –         │       NH2
Лизин	Lys (Лиз)	NH2 – CH2- CH2 – CH2 -
Фенилаланин	Phen (Фен)	C6H5 – CH2 -

 

 

Если в молекуле аминокислоты содержится две аминогруппы, то в ее названии используется приставка  диамино-, три группы NH₂ – триамино- и т.д.