Периодический закон и Периодаческая система химических элементов Д.Менделеева презентация к уроку по химии (11 класс) на тему. Периодический закон и Периодическая система Д.И. Менделеева (презентация) Скачать презентацию на тему периодический закон мендел
Слайд 2
Основной закон химии - Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1869 году в то время, когда атом считался неделимым и о его внутреннем строении ничего не было известно. В основу Периодического закона Д.И. Менделеев положил атомные массы (ранее - атомные веса) и химические свойства элементов. Д. И. Менделеев
Слайд 3
Расположив 63 известных в то время элемента в порядке возрастания их атомных масс, Д.И. Менделеев получил естественный (природный) ряд химических элементов, в котором он обнаружил периодическую повторяемость химических свойств. Например, свойства типичного металла литий Li повторялись у элементов натрий Na и калий K, свойства типичного неметалла фтор F - у элементов хлор Cl, бром Br, иод I. Открытие Периодического закона
Слайд 4
Открытие Периодического закона
У некоторых элементов Д.И. Менделеев не обнаружил химических аналогов (например, у алюминия Al и кремния Si), поскольку такие аналоги в то время были еще неизвестны. Для них он оставил в естественном ряду пустые места и на основе периодической повторяемости предсказал их химические свойства. После открытия соответствующих элементов (аналога алюминия - галлия Ga, аналога кремния - германия Ge и др.) предсказания Д.И. Менделеева полностью подтвердились.
Слайд 5
Периодический закон в формулировке Д.И. Менделеева:
Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.
Слайд 6
Графическим (табличным) выражением периодического закона является разработанная Менделеевым перио-дическая система элементов. Периодическая система элементов
Слайд 7
Слайд 8
Значение
Открытие периодического закона и создание системы химических элементов имело огромное значение не только для химии, но и для философии, для всего нашего миропонимания. Менделеев показал, что химические элементы составляют стройную систему, в основе которой лежит фундаментальный закон природы. В этом нашло выражение положение материалистической диалектики о взаимосвязи и взаимообусловленности явлений природы. Вскрывая зависимость между свойствами химических элементов и массой их атомов, периодический закон явился блестящим подтверждением одного из всеобщих законов развития природы - закона перехода количества в качество.
Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com
Подписи к слайдам:
Карташова Л.А., учитель химии МБОУ «СОШ №27 с УИОП» г Балаково Периодический закон и периодическая система элементов Д.И. Менделеева
Открытию периодического закона предшествовало накопление знаний о веществах и свойствах. По мере открытия новых химических элементов, изучения состава и свойств их соединений появлялись первые попытки классифицировать элементы по каким-либо признакам. В общей сложности до Д.И. Менделеева было предпринято более 50 попыток классификации химических элементов. Ни одна из попыток не привела к созданию системы, отражающей взаимосвязь элементов, выявляющей природу их сходства и различия, имеющей предсказательный характер. Открытие Периодического закона
В основу своей работы по классификации химических элементов Д.И. Менделеев положил два их основных и постоянных признака: величину атомной массы и свойства образованных химическими элементами веществ. Он выписал на карточки все известные сведения об открытых и изученных в то время химических элементах и их соединениях. Сопоставляя эти сведения, учёный составил естественные группы сходных по свойствам элементов. При этом он обнаружил, что свойства элементов в некоторых пределах изменяются линейно (монотонно усиливаются или ослабевают), затем после резкого скачка повторяются периодически, т.е. через определённое число элементов встречаются сходные. Открытие Периодического закона
При переходе от лития к фтору происходит закономерное ослабление металлических свойств и усиление неметаллических. При переходе от фтора к следующему по значению атомной массы элементу натрию происходит скачок в изменении свойств (Nа повторяет свойства Li) За Na следует Mg , который сходен с Ве - они проявляют металлические свойства. А1 , следующий за Mg , напоминает В. Как близкие родственники, похожи Si и С; Р и N ; S и О; С1 и F . При переходе к следующему за С1 элементу К опять происходит скачок в изменении и химических свойств. Что же было обнаружено?
Если написать ряды один под другим так, чтобы под литием находился натрий, а под неоном – аргон, то получим следующее расположение элементов: Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar Периодическая закон Д.И. Менделеева
Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar При таком расположении в вертикальные столбики попадают элементы, сходные по своим свойствам. Периодическая закон Д.И. Менделеева
На основании своих наблюдений 1 марта 1869 г. Д.И. Менделеев сформулировал периодический закон, который в начальной своей формулировке звучал так: свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величин атомных весов элементов Первый вариант Периодической таблицы
Уязвимым моментом периодического закона сразу после его открытия было объяснение причины периодического повторения свойств элементов с увеличением относительной атомной массы их атомов. Более того, несколько пар элементов расположены в Периодической системе с нарушением увеличения атомной массы. Например, аргон с относительной атомной массой 39,948 занимает 18-е место, а калий с относительной атомной массой 39,102 имеет порядковый номер 19. Периодическая таблица Д.И. Менделеева Ar аргон 18 К 19 калий 39,102 39,948
Только с открытием строения атомного ядра и установлением физического смысла порядкового номера элемента стало понятно, что в Периодической системе расположены в порядке увеличения положительного заряда их атомных ядер. С этой точки зрения никакого нарушения в последовательности элементов 18 Ar – 19 K, 27 Co – 28 Ni, 52 Te – 53 I, 90 Th – 91 Pa не существует. Следовательно, современная трактовка Периодического закона звучит следующим образом: Свойства химических элементов и образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда их атомных ядер. Периодический закон Д.И. Менделеева
Открытый Д. И. Менделеевым закон и построенная на основе закона периодическая система элементов - это важнейшее достижение химической науки. Периодическая таблица химических элементов
Периодическая таблица химических элементов Периоды - горизонтальные ряды химических элементов, всего 7 периодов. Периоды делятся на малые (I,II,III) и большие (IV,V,VI), VII- незаконченный. Каждый период (за исключением первого) начинается типичным металлом (Li , Nа, К, Rb , Cs , Fr) и заканчивается благородным газом (Не, Ne , Ar , Kr , Хе, Rn), которому предшествует типичный неметалл.
Периодическая таблица химических элементов Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом электронов на внешнем электронном уровне, равным номеру группы. Различают главные (А) и побочные подгруппы (Б). Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов. Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов.
Поскольку окислительно – восстановительные свойства атомов оказывают влияние на свойства простых веществ и их соединений, то металлические свойства простых веществ элементов главных подгрупп возрастают, в периодах – убывают, а неметаллические – соответственно, наоборот – в главных подгруппах убывают, а в периодах – возрастают. Окислительно -восстановительные свойства
Восстановительные свойства атомов (способность терять электроны при образовании химической связи) в главных подгруппах возрастают, в периодах – уменьшаются. Окислительные (способность принимать электроны), наоборот, - в главных подгруппах уменьшаются, в периодах - возрастают Окислительно -восстановительные свойства
Электроотрицательность в периоде увеличивается с возрастанием заряда ядра химического элемента, то есть слева направо. В группе с увеличением числа электронных слоев электроотрицательность уменьшается, то есть сверху вниз. Значит самым электроотрицательным элементом является фтор (F) , а наименее электроотрицательным – франций (Fr) . Электроотрицательность
Радиус атома с увеличением зарядов ядер атомов в периоде уменьшается, т.к. притяжение ядром электронных оболочек усиливается. В начале периода расположены элементы с небольшим числом электронов на внешнем электронном слое и большим радиусом атома. Электроны, находящиеся дальше от ядра, легко от него отрываются, что характерно для элементов-металлов Изменение радиуса атома в периоде
В одной и той же группе с увеличением номера периода атомные радиусы возрастают. Атомы металлов сравнительно легко отдают электроны и не могут их присоединять для достраивания своего внешнего электронного слоя. Изменение радиуса атома в группе
О.С. Габриелян, И.Г. Остроумов Химия. Выпускной экзамен М. Дрофа, 2008. П.А. Оржековский Подготовка к ЕГЭ. Химия. Сборник заданий. М. Эксмо, 2011 Источники инфорации
- До периодического закона элементы представляли лишь отрывочные случайные явления природы
- Не было периодической закономерности.
- Химия была описательной наукой.
Химия после открытия периодического закона
Химия получила инструмент научного приведения. Главным источником закона стала таблица химических элементов Д.И. Менделеева.
- Обобщающая
- Объясняющая
- Прогностическая
- Произошла систематизация и обобщение всех сведений о хим.элементах
- Появилось обоснование различных видов периодической зависимости, существующих в мире химических элементов, объяснив их на основе строения атомов элементов
- Появились первые предсказания о новых химических элементах. Которые потом реально будут найдены
Систематизация
До Менделеева было предпринято несколько попыток систематизировать элементы по разным признакам. В основном объединялись сходные по своим химическим свойствам элементы. Например: Li, Na, K. Или: Cl, Br, I. Эти и некоторые другие элементы объединялись в так называемые "триады". Таблица из пяти таких "триад" была опубликована Доберейнером еще в 1829 году, но она включала лишь небольшую часть из известных к тому времени элементов.
Дальнейшие открытия в химии и физике многократно подтвердили фундаментальный смысл Периодического закона. Были открыты инертные газы, которые великолепно вписались в Периодическую систему. Порядковый номер элемента оказался равным заряду ядра атома этого элемента. Многие неизвестные ранее элементы были открыты благодаря целенаправленному поиску именно тех свойств, которые предсказывались по Периодической таблице.
Cлайд 1
Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева “Мощь и сила науки во множестве фактов, цель в обобщении этого множества и возведении их к началам… Собрание фактов и гипотез – это ещё не наука; оно есть только преддверие её, мимо которого нельзя прямо войти в святилище науки. На этих преддвериях надпись – наблюдения, предложения, опыт”. Д.И. МенделеевCлайд 2
Первые попытки систематизации элементов В 1829 г немецкий химик Иоган Вольфганг Дёберейнер сформулировал закон триад. Cl – 35.5 Br – 80 I – 125 P – 31 As – 75 Sb – 122 S – 32 Se – 79 Te – 129 Ca – 41 Sr – 88 Ba – 137 Li – 7 Na – 23 K – 39Cлайд 3
Разбить все известные элементы на триады Дёберейнеру, естественно, не удалось, тем не менее, закон триад явно указывал на наличие взаимосвязи между атомной массой и свойствами элементов и их соединений. Все дальнейшие попытки систематизации основывались на размещении элементов в порядке возрастания их атомных весов.Cлайд 4
Первые попытки систематизации элементов В 1843 г Леопольд Гмелин привёл таблицу химически сходных элементов, расставленных по группам в порядке возрастания "соединительных масс". Вне групп элементов, вверху таблицы, Гмелин поместил три "базисных" элемента – кислород, азот и водород. Под ними были расставлены триады, а также тетрады и пентады (группы из четырех и пяти элементов), причём под кислородом расположены группы металлоидов (по терминологии Берцелиуса), т.е. электроотрицательных элементов; электроположительные и электроотрицательные свойства групп элементов плавно изменялись сверху вниз.Cлайд 5
Часть таблицы Леопольда Гмелина Н = 1 Cl = 35,5 K = 39 О = 8 N = 14 Ag = 108 S = 16 C = 6 Pb = 103,5Cлайд 6
Первые попытки систематизации элементов Джон Александр Рейна Ньюлендс в1864 г. опубликовал таблицу элементов, отражающую предложенный им закон октав. Ньюлендс показал, что в ряду элементов, размещённых в порядке возрастания атомных весов, свойства восьмого элемента сходны со свойствами первого. Такая зависимость действительно имеет место для лёгких элементов, однако Ньюлендс пытается придать ей всеобщий характер. В таблице Ньюлендса сходные элементы располагались в горизонтальных рядах; однако, в одном и том же ряду часто оказывались и элементы совершенно непохожие. Кроме того, в некоторых ячейках Ньюлендс вынужден был разместить по два элемента; наконец, таблица Ньюлендса не содержит свободных мест.Cлайд 7
Таблица Ньюлендса № № № № № № № № H 1 F 8 Cl 15 Co Ni 22 Br 29 Pd 36 I 43 Pt Ir 50 Li 2 Na 9 K 16 Cu 23 Rb 30 Ag 37 Cs 44 Tl 51 Be 3 Mg 10 Ca 17 Zn 24 Sr 31 Cd 38 Ba V 45 Pb 52 B 4 Al 11 Cr 18 Y 25 Ce La 32 U 39 Ta 46 Th 53 C 5 Si 12 Ti 19 In 26 Zr 33 Sn 40 W 47 Hg 54 N 6 P 13 Mn 20 As 27 Di Mo 34 Sb 41 Nb 48 Bi 55 O 7 S 14 Fe 21 Se 28 Rh Ru 35 Te 42 Au 49 Os 56Cлайд 8
Первые попытки систематизации элементов В 1864 году Уильям Одлинг, пересмотрев предложенную им в 1857 г. систематику элементов, основанную на эквивалентных весах, предложил следующую таблицу, не сопровождаемую какими-либо пояснениями.Cлайд 9
Таблица Одлинга Триплетные группы H 1 Mo 96 W 184 Au 196.5 Pd 106.5 Pt 197 Li 7 Na 23 - Ag 108 G 9 Mg 24 Zn 65 Cd 112 Hg 200 B 11 Al 27.5 - - Tl 203 C 12 Si 28 - Sn 118 Pb 207 N 14 P 31 As 75 Sb 122 Bi 210 O 16 S 32 Se 79.5 Te 129 F 19 Cl 35 Br 80 J 127 K 39 Rb 85 Cs 133 Ca 40 Sr 87.5 Ba 137 Ti 40 Zr 89.5 - Th 231 Cr 52.5 V 138 Mn 55 и др. (Fe,Ni,Co,Cu)Cлайд 10
В 1870 г. Юлиус Лотар Мейер опубликовал свою первую таблицу, в которую включены 42 элемента (из 63), размещённые в шесть столбцов согласно их валентностям. Мейер намеренно ограничил число элементов в таблице, чтобы подчеркнуть закономерное (аналогичное триадам Дёберейнера) изменение атомной массы в рядах подобных элементов. Первые попытки систематизации элементовCлайд 11
Таблица Майера I II III IV V VI VII VIII IX B Al In (?) Tl C Si Ti Zr Sn Pb N P V As Nb Sb Ta Bi O S Cr Se Mo Te W F Cl Mn Fe Co Ni Br Ru Rh Pd I Os Ir Pt Li Na K Cu Rb Ag Cs Au Be Mg Ca Zn Sr Cd Ba HgCлайд 12
В марте 1869 г. русский химик Дмитрий Иванович Менделеев представил Русскому химическому обществу периодический закон химических элементов, изложенный в нескольких основных положениях. В том же 1869 г. вышло и первое издание учебника "Основы химии", в котором была приведена периодическая таблица Менделеева.Cлайд 13
Первая таблица Д.И.Менделеева, 1869 г H = 1 Ti = 50 V = 51 Cr = 52 Mn = 55 Fe = 56 Co = Ni = 59 Cu = 63.4 Zr = 90 Nb = 94 Mo = 96 Rh = 104.4 Ru = 104.4 Pd = 106.6 Ag = 108 ? = 180 Ta = 182 W = 186 Pt = 197.4 Ir = 198 Os = 199 Hg = 200 Be = 9.4 Mg = 24 Zn = 65.2 Cd = 112 B = 11 Al = 27.4 ? = 68 Ur = 116 Au = 197 C = 12 Si = 28 ? = 70 Sn = 118 N = 14 P = 31 As = 75 Sb = 122 Bi = 210 O = 16 S = 32 Se = 79.4 Te = 128? F = 19 Cl = 35.5 Br = 80 J = 127 Li = 7 Na = 23 K = 39 Ca = 40 ? = 45 ?Er = 56 ?Yt = 60 ?In = 75.6 Rb = 85.4 Sr = 87.6 Ce = 92 La = 94 Di = 95 Th = 118? Cs = 133 Ba = 137 Tl = 204 Pb = 207Cлайд 14
В конце 1870 г. Менделеев доложил РХО статью "Естественная система элементов и применение её к указанию свойств неоткрытых элементов", в котором предсказал свойства неоткрытых ещё элементов – аналогов бора, алюминия и кремния (соответственно экабор, экаалюминий и экасилиций). Расположение в периодической таблице элементов, известных в 1870 г. Зелёным цветом показаны ячейки, соответствующие элементам, свойства которых предсказывал Д. И. МенделеевCлайд 15
В 1871 г. Менделеев в итоговой статье "Периодическая законность химических элементов" дал формулировку Периодического закона: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел стоят в периодической зависимости от атомного веса». Тогда же Менделеев придал своей периодической таблице классический вид.Cлайд 16
Распространённее других являются 3 формы таблицы Менделеева: «короткая» (короткопериодная) «длинная» (длиннопериодная) «сверхдлинная». В «сверхдлинном» варианте каждый период занимает ровно одну строчку. В «длинном» варианте лантаноиды и актиноиды вынесены из общей таблицы, делая её более компактной. В «короткой» форме записи, в дополнение к этому, четвёртый и последующие периоды занимают по 2 строчки; символы элементов главных и побочных подгрупп выравниваются относительно разных краёв клеток.Cлайд 17
Периодическая система элементов IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB ---- VIIIB ---- IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 1 1 H 2 He 2 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 3 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 4 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 5 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo (43) Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe 6 55 Cs 56 Ba * 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po (85) At 86 Rn 7 87 Fr 88 Ra ** (104) Rf (105) Db (106) Sg (107) Bh (108) Hs (109) Mt (110) Ds (111) Rg (112) Cp (113) Uut (114) Uuq (115) Uup (116) Uuh (117) Uus (118) Uuo 8 (119) Uue (120) Ubn Лантаноиды * 57 La 58 Ce 59 Pr 60 Nd (61) Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 Lu Актиноиды ** 89 Ac 90 Th 91 Pa 92 U (93) Np (94) Pu (95) Am (96) Cm (97) Bk (98) Cf (99) Es (100) Fm (101) Md (102) No (103) LrCлайд 18
Cлайд 19
Вторая формулировка Периодического закона Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер.Cлайд 20
Третья формулировка Периодического закона Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от периодичности в изменении конфигураций внешних электронных слове атомов химических элементов. 1ОткрытиеПериодического закона
В основу своей классификации
химических элементов Д.И. Менделеев
положил два их основных и постоянных
признака:
величину атомной массы
свойства образованных химическими
элементами веществ.
2Открытие Периодического
закона
При этом он обнаружил, что свойства
элементов в некоторых пределах
изменяются линейно (монотонно
усиливаются или ослабевают), затем после
резкого скачка повторяются
периодически, т.е. через определённое
число элементов встречаются сходные.
3Первый вариант
Периодической таблицы
На основании своих
наблюдений 1 марта 1869 г. Д.И.
Менделеев сформулировал
периодический закон, который в
начальной своей
формулировке звучал так:
свойства простых тел, а
также формы и свойства
соединений элементов
находятся в периодической
зависимости от величин
атомных весов элементов
4Периодический закон
Д.И. Менделеева
Если написать ряды один под другим так,
чтобы под литием находился натрий, а под
неоном – аргон, то получим следующее
расположение элементов:
Li Be B C N O
Na Mg Al Si P S
F Ne
Cl Ar
При таком расположении в вертикальные
столбики
попадают элементы, сходные по своим
свойствам.
5
Периодический закон Д.И. Менделеева
Современная трактовка Периодическогозакона:
Свойства химических элементов
и образуемых ими соединений
находятся в периодической
зависимости от величины заряда
их атомных ядер.
6Р
19
30,974
ФОСФОР
78
Периоды
Периоды - горизонтальные рядыхимических элементов, всего 7 периодов.
Периоды делятся на малые (I,II,III) и
большие (IV,V,VI), VII-незаконченный.
9
Периоды
Каждый период (за исключением первого)начинается типичным металлом (Li, Nа, К,
Rb, Cs, Fr) и заканчивается благородным
газом (Не, Ne, Ar, Kr, Хе, Rn), которому
предшествует типичный неметалл.
10
Группы
вертикальные столбцыэлементов с одинаковым
числом электронов на
внешнем электронном
уровне, равным номеру
группы.
11
Группы
Различают главные (А) ипобочные подгруппы (Б).
Главные подгруппы состоят
из элементов малых и больших
периодов.
Побочные подгруппы состоят
из элементов только больших
периодов.
Такие элементы назваются
переходными.
1213
Запомнить!!!
Номер периода = число энергетических
уровней атома.
Номер группы = число внешних электронов
атома.
(Для элементов главных подгрупп)
14
Валентность
Номер группы показывает высшуювалентность элемента по кислороду.
15
Валентность
Элементы IV, V, VI и VII групп образуютлетучие водородные соединения.
Номер группы показывает
валентность элемента в соединениях с
водородом.
8-№группы
1617
Задание:
Назовите в каком периоде и вкакой группе, подгруппе
находятся следующие
химические элементы:
Натрий, Медь, Углерод, Сера,
Хлор, Хром, Железо, Бром
18Изменение радиуса атома
в периоде
Радиус атома уменьшается с
увеличением зарядов ядер атомов в периоде.
19Изменение радиуса атома
в периоде
В одной группе с увеличением
номера периода атомные радиусы
возрастают.
20
Изменение радиусов атомов в таблице Д.И. Менделеева
21Задание:
Сравните радиусы следующиххимических элементов:
Литий, натрий, калий
Бор, углерод, азот
Кислород, Сера, селен
Йод, Хлор, фтор
Хлор, сера, фосфор
22Электроотрицательность
Электроотрицательность - это
способность атома притягивать
электронную плотность.
Электроотрицательность в периоде
увеличивается с возрастанием
заряда ядра химического элемента, то
есть слева направо.
23 Электроотрицательность в
группе увеличивается с
уменьшением числа
электронных слоев атома
(снизу вверх).
Самым
электроотрицательным
элементом является фтор (F),
а наименее
электроотрицательным –
франций (Fr).
24ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ
АТОМОВ
Н
2,1
Li
Be
С
N
О
0,98
1,5
В
3,5
F
4,0
Na
Mg
Al
Si
P
S
Сl
0,93
1,2
К
Ca
0,91
1,04
Rb
Sr
0,89
0,99
2,0
1,6
Ga
1,8
In
1,5
2,5
1,9
Ge
2,0
Sn
1,7
3,07
2,2
As
2,1
Sb
1,8
2,6
Se
2,5
Те
2,1
3,0
Br
2,8
I
2,6
25
Задание:
Сравните ЭО следующиххимических элементов:
Натрий и кислород
Углерод и водород
Кислород и фтор
Бор и азот
Йод, фтор
Хлор, фосфор
26
свойства
Восстановительные свойства атомов способность терять электроны при
Окислительные свойства атомов способность принимать электроны при
образовании химической связи.
27Окислительно-восстановительные
свойства
В главных подгруппах снизу вверх, в
периодах – слева направо
окислительные свойства простых
веществ элементов возрастают, а
восстановительные свойства,
соответственно, убывают.
28Изменение свойств
химических элементов
Окислительные и неметаллические
свойства
Окислительные и неметаллические свойства
29
МЕТАЛЛОИДЫ
BGe
Sb
Po
30
МЕТАЛЛОИДЫ
По своим химическим свойствамполуметаллы являются неметаллами,
но по типу проводимости относятся к
проводникам.
3132
Cпасибо за внимание!!
33СТРОЕНИЕ АТОМА
34СТРОЕНИЕ АТОМА
1911 г Английский ученый Эрнест Резерфордпредложил планетарную модель атома
35Строение
атома
1. В центре атома находится
положительно заряженное
ядро.
2. Весь положительный заряд
и почти вся масса атома
сосредоточены в его ядре.
Частица
3. Ядра атомов состоят из
протонов и нейтронов
(нуклонов).
4. Вокруг ядра по замкнутым
орбитам вращаются
электроны.
Заряд Массовое
число
Электрон
е–
-1
0
Протон
р+
+1
1
Нейтрон
n0
0
1
3637
Строение атома
электронпротон
нейтрон
38Химический элемент – это вид
атомов с одинаковым зарядом
ядра.
Порядковый
номер
элемента
в ПС
=
Заряд
ядра
Число
Число
= протонов = электронов
в ядре
ē
Заряд ядра
порядковый
номер →
12
Mg
Число протонов
Число электронов
Z = +12
р+ = 12
ē = 12
39
Число нейтронов
Во атомах одного химическогоэлемента число
протонов р+ всегда одинаково
(равно заряду ядра Z), а число
нейтронов N бывает разным.
40Число нейтронов
Число
протонов Z
+
Число
нейтронов N
=
Массовое
число А
Число нейтронов N = A -Z
Массовое число -
24
порядковый номер -
12
Mg
N = 24 – 12 = 12
41
Примерные задания
Определите для предложенных ХЭ:порядковый номер
массовое число
заряд ядра
кол-во протонов
кол-во электронов
кол-во нейтронов
42Изотопы - атомы элемента, имеющие один
и тот же заряд ядра, но разные массы.
е–
-
е
–
е–
-
-
р+
n
+ n
р
+
р
Изотопы
водорода
n
Водород
Дейтерий
Тритий
1H
2D
3T
Число
протонов (Z)
одинаковое
1
1
1
Число
нейтронов N
разное
0
1
2
Массовое
число А
разное
1
2
3
43Изотопы хлора
35
17
Сl
75%
37
17
Сl
25%
Ar = 0.75 * 35 + 0.25 * 37 = 35.5Электронная оболочка совокупность всех
электронов в атоме,
окружающих ядро.
45
Электронная оболочка
Электрон в атоме находится в связанномсостоянии с ядром и обладает энергией,
которая определяет энергетическиий уровень
на котором находится электрон.
46
Электронная оболочка
Электрон не может обладать такойэнергией, чтобы находиться между
энергетическими уровнями.
Атом алюминия
Атом углерода
Атом
водорода
47
Стационарное и возбужденное состояние атома
481Е1 < E2 < E3
2
ядро
3
Энергетические уровни n
(Электронные слои) – совокупность
электронов с близкими значениями
энергии
Число энергетических уровней в атоме
равно номеру периода, в котором
располагается ХЭ в ПСХЭ.
49
Определите
Числоэнергетических
уровней для
Н, Li, Na, K, Сu
50
Распределение электронов по уровням
N=2n2формула
для
вычисления
максимального количества электронов на
энергетических уровнях, где n-номер уровня.
1Й уровень - 2 электрона.
2Й уровень - 8 электронов.
3Й уровень - 18 электронов.
51
Максимальное количество электронов на 1 уровне
1 уровень: 2ē52Максимальное количество
электронов на 1и 2 уровнях
1 уровень: 2ē
2 уровень:8ē
53
Максимальное количество электронов на 1,2,3 уровнях
1 уровень-22 уровень-8
3 уровень-18
54
Схема электронного строения
Порядковый номерзаряд ядра +6, общее число ē – 6,
Углерод 6С находится во втором периоде
два энергетических уровня (в схеме
изображают скобками, под ними пишут число
электронов на данном энергетическом уровне):
С +6))
6
2
4
55
Составьте схему электронного строения для:
Li, NaBе, O, Р,
F, Br
56 Энергетические уровни,
содержащие максимальное число
электронов, называются
завершенными.
Они обладают повышенной
устойчивостью и стабильностью
Энергетические уровни,
содержащие меньшее число
электронов, называются
незавершенными
57
4
БЕРИЛЛИЙ
2
2
9,0122
Внешний энергетическицй уровень
Периодическая таблица химических элементов
Число энергетическихуровней атома.
= № периода
Число внешних электронов = № группы
5911
Na
22,99
натрий
60
Внешние электроны
Число внешних электронов = № группыЭлектрон
внешнего
уровня
61
Строение энергетических уровней
Каждый энергетический уровеньсостоит из подуровней: s, p, d, f.
Подуровень состоит из орбиталей.
Электронная орбиталь - область
наиболее вероятного
местонахождения электрона в
пространстве
Электронная орбиталь
Электроны S – подуровня при движении вокруг ядраобразуют сферическое электронное облако
Граница
подуровней
S – облако
63
Электроны p – подуровня образуют три
электронных облака в форме объёмной
восьмёрки
р – облака
64
Форма орбиталей p – подуровня
65Форма орбиталей d – подуровня
d - облака66
Форма орбиталей f – подуровня
67p
-электронная орбиталь,
-электроны,
-этажное расположение
обозначает уровни и подуровни
электронов.
На схеме показано
строение 1-го и 2-го
электронных уровней
атома кислорода
68Электронно-графические формулы
Электронно-графические
формулы
Подуровень состоит из орбиталей Е
n=4 – 4 подуровня (S,р,d,f)
n=4
S
n=3
S
n=2
S
n=1 S
d
p
p
d
f
n=3 – 3 подуровня (S, р, d)
n=2 – 2 подуровня (S, р)
p
n=1 – 1 подуровень (S)
где n-номер уровня
69
Квантовые числа
Состояние каждого электрона в атомеобычно описывают с помощью четырех
квантовых чисел:
главного (n),
орбитального (l),
магнитного (m) и
спинового (s).
Первые три характеризуют движение
электрона в пространстве, а четвертое вокруг собственной оси.
70
Квантовые числа
- энергетические параметры,определяющие состояние электрона
и тип атомной орбитали, на которой
он находится.
1. Главное квaнтовое число n
определяет общую энергию электрона
и степень его удаления от ядра
(номер энергетического уровня);
n = 1, 2, 3, . . .
71
Квантовые числа
2. Орбитальное (побочное)квантовое число l определяет форму
атомной орбитали.
Значения от 0 до n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1).
Каждому значению l соответствует
орбиталь особой формы.
l = 0 - s-орбиталь,
l = 1 - р-орбиталь,
l = 2 - d-орбиталь,
l = 3 - f-орбиталь
72
3. Магнитное квантовое число m
- определяет ориентацию орбитали впространстве относительно внешнего
магнитного или электрического поля.
m = 2 l +1
Значения изменяются от +l до -l, включая 0.
Например, при l = 1 число m принимает
3 значения: +1, 0, -1, поэтому существуют
3 типа р-АО: рx, рy, рz.
73
Квантовые числа
4.Спиновое квантовое число s можетпринимать лишь два возможных значения
+1/2 и -1/2.
Они соответствуют двум возможным и
противоположным друг другу направлениям
собственного магнитного момента
электрона, называемого спином.
74Свойства электрона
Спин характеризует собственный
магнитный момент электрона.
Для обозначения электронов с различными
спинами используются символы: и ↓ .
Принцип Паули.
Правило Хунда.
Принцип устойчивости
Клечковского.
76
1) Запрет Паули
На одной АО могут находится не более, чем два
электрона, которые должны иметь различные
спины.
Разрешено
Запрещено!
В атоме не может быть двух электронов с
одинаковым набором всех четырех
квантовых чисел.
77
Планетарная модель атома берилия
4БЕРИЛЛИЙ
2
2
1s
9,0122
2s
Планетарная модель атома берилия
4БЕРИЛЛИЙ
2
2
1s
9,0122
2s
2p
Заполнение атомных орбиталей электронами
2) Принцип Хунда:Устойчивому состоянию атома
соответствует такое распределение
электронов в пределах
энергетического подуровня, при
котором абсолютное значение
суммарного спина атома
максимально
Разрешено
Запрещено!
80
Правила заполнения энергетических уровней
Правило ХундаЕсли, например, в трех
p-ячейках атома азота необходимо
распределить три электрона, то они
будут располагаться каждый в
отдельной ячейке, т.е. размещаться
на трех разных
p-орбиталях:
в этом случае суммарный спин
равен +3/2 , поскольку его проекция
равна
Эти же три электрона не могут
быть расположены
таким образом,
потому что тогда проекция
суммарного спина
ms = +1/2-1/2+1/2=+1/2 .
ms = +1/2+1/2+1/2=+3/2 .
Запрещено!
Разрешено
81
Заполнение атомных орбиталей электронами
3) Принцип устойчивостиКлечковского.
АО заполняются электронами в
порядке повышения энергии их
энергетических уровней.
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d
82
Принцип устойчивости Клечковского.
В первую очередь заполняются теорбитали, у которых min сумма (n+l).
При равных суммах (n+l) заполняются те, у
которых n меньше
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d ...
4s (4+0=4)
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
83ЭЛЕКТРОНАЯ ФОРМУЛА
АТОМА
С помощью электронных формул
(конфигураций) можно показать
распределение электронов по
энергетическим уровням и подуровням:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d
1s2 2s22p6 3s23p6 3d0 4s2
84ЭЛЕКТРОННАЯ ФОРМУЛА
Пример: Углерод, №6, период II,
группа IVA.
Схема электронного
строение атома
С+6))
2 4
Электронная формула: 1s2 2s22p2
85
Алгоритм составления электронных формул.
Записываем знак химического элемента изаряд ядра его атома (№ элемента).
Определяем количество энергетических
уровней (№ периода) и количество
электронов на каждом уровне.
Составляем электронную формулу,
учитывая номер уровня, вид орбитали и
количество электронов на ней (принцип
Клечковского).
86 строение атомов
Li
Na
К
Rb
O
S
Sе
Tе
9091
Выводы
Строение внешнихэнергетических уровней
периодически повторяется,
поэтому периодически
повторяются и свойства
химических элементов.
92Состояния атомов
Атомы устойчивы лишь в некоторых
стационарных состояниях, которым
отвечают определенные значения энергии.
Наинизшее из разрешённых энергетических
состояний атома называется основным, а все
остальные - возбуждёнными.
Возбужденные состояния атомов образуются
из основного состояния при переходе одного
или нескольких электронов с занятых
орбиталей на свободные (или занятые лишь
93
1 электроном)
Строение атома марганца:
Mn+25
2
8
13
2
d - элемент
1s22s22p63s23p64s23d54p0
основное состояние атома
возбужденное состояние атома
94
Значение переходных металлов для организма и жизнедеятельности.
Без переходных металлов наш организмсуществовать не может.
Железо – это действующее начало
гемоглобина.
Цинк участвует в выработке инсулина.
Кобальт – центр витамина В-12.
Медь, марганец и молибден, а также
некоторые другие металлы входят в
состав ферментов.
95
Ионы
Ион – положительно или отрицательнозаряженная частица, образованная при
отдаче или присоединении атомом или
группой атомов одного или нескольких
электронов
Катион – (+) заряженная частица, Kat
Анион – (-) заряженная частица, An
96