Строение атома. Периодический закон — Викиверситет

Строение атома[править]

А́том^w — частица вещества микроскопических размеров и массы, наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Атом состоит из ядра и атомного ядра и электронов. Если число протонов в ядре совпадает с числом электронов, то атом в целом оказывается электрически нейтральным. В противном случае он обладает некоторым положительным или отрицательным зарядом и называется ионом.

Ион^w — одноатомная или многоатомная электрически заряженная частица, образующаяся в результате потери или присоединения атомом или молекулой одного или нескольких электронов.

Ядро^w состоит из положительно заряженных протонов и нейтральных нейтронов.

Прото́н^w (от др.-греч. πρῶτος — первый, основной) — элементарная частица, электрический заряд +1.

Нейтрон^w — элементарная частица, не имеющая электрического заряда.

Электрон^w — стабильная, отрицательно заряженная элементарная частица, одна из основных структурных единиц вещества.

Атомы различного вида в разных количествах, связанные межатомными связями, образуют молекулы^w.

А́томная ма́сса^w, относительная атомная масса (устаревшее название — атомный вес) — значение массы атома, выраженное в атомных единицах массы. В настоящее время атомная единица массы принята равной 1/12 массы нейтрального атома наиболее распространённого изотопа^w углерода ¹²C^w, поэтому атомная масса этого изотопа по определению равна точно 12. Разность между атомной массой изотопа и его массовым числом^w называется дефектом массы^w (обычно выражаемом в МэВ^w

). Он может быть как положительным, так и отрицательным; причина его возникновения — нелинейная зависимость энергии связи ядер от числа протонов и нейтронов, а также различие в массах протона и нейтрона.

Периодический закон[править]

Периодический закон^w — фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время химических элементов и величин их атомных масс.

Формулировка: «свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов».

Периодический закон записан в виде периодической таблицы.

Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов^w (табли́ца Менделе́ева) — классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра.

Группа^w, или семейство, — одна из колонок периодической таблицы. Для групп, как правило, характерны более существенно выраженные периодические тенденции, нежели для периодов или блоков. Современные квантово-механические теории атомной структуры объясняют групповую общность тем, что элементы в пределах одной группы обыкновенно имеют одинаковые электронные конфигурации на их валентных оболочках. В соответствии с международной системой именования группам присваиваются номера от 1 до 18 в направлении слева направо — от щелочных металлов к благородным газам.

Период^w — строка периодической таблицы. В рамках периода элементы демонстрируют определенные закономерности во всех трех названных выше аспектах (атомный радиус, энергия ионизации и электроотрицательность), а также в энергии сродства к электрону.

Ввиду значимости вн

ru.wikiversity.org

периодический закон д и менделеева и строение атома – Рамблер/класс

Валентные электроны — электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны — 4s2, они же и валентные; у атома Fe внешние электроны — 4s2, но у него есть 3d6, следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция — 4s2, а атома железа — 4s23d6.
Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
(естественная система химических элементов)
Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.
Периодическая система — графическое выражение периодического закона. 
Естественный ряд химических элементов — ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.
Таблица химических элементов строится путем «разрезания» естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов. 
В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).
Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.
У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.
Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).
В короткопериодной таблице — восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице — шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB — побочной подгруппе седьмой группы: остальные — аналогично.
Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.
В периодах (с увеличением порядкового номера)
увеличивается заряд ядра,
увеличивается число внешних электронов,
уменьшается радиус атомов,
увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
увеличивается электроотрицательность,
усиливаются окислительные свойства простых веществ («неметалличность»),
ослабевают восстановительные свойства простых веществ («металличность»),
ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.

class.rambler.ru

Периодический закон и периодическая система Менделеева

Периодический закон

Д.И. Менделеев сформулировал Периодический закон в 1869 году, в основе которого была одна из главнейших характеристик атома – атомная масса. Последующее развитие Периодического закона, а именно, получение большого экспериментальных данных, несколько изменило первоначальную формулировку закона, однако эти изменения не противоречат главному смыслу, заложенному Д.И. Менделеевым. Эти изменения только придали закону и Периодической системе научную обоснованность и подтверждение правильности.

Современная формулировка Периодического закона Д.И. Менделеева такова: свойства химических элементов, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов.

Структура Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева

К настоящему мнению известно большое количество интерпретаций Периодической системы, но наиболее популярная – с короткими (малыми) и длинными (большими) периодами. Горизонтальные ряды называют периодами (в них расположены элементы с последовательным заполнением одинакового энергетического уровня), а вертикальные столбцы – группами (в них расположены элементы, имеющие одинаковое количество валентных электронов – химические аналоги). Так же все элементы можно разделить на блоки по по типу внешней (валентной) орбитали: s-, p-, d-, f-элементы.

Всего в системе (таблице) 7 периодов, причем номер периода (обозначается арабской цифрой) равен числу электронных слоев в атоме элемента, номеру внешнего (валентного) энергетического уровня, значению главного квантового числа для высшего энергетического уровня. Каждый период (кроме первого) начинается s-элементом — активным щелочным металлом и заканчивается инертным газом, перед которым стоит p-элемент — активный неметалл (галоген). Если продвигаться по периоду слева направо, то с ростом заряда ядер атомов химических элементов малых периодов будет возрастать число электронов на внешнем энергетическом уровне, вследствие чего свойства элементов изменяются – от типично металлических (т.к. в начале периода стоит активный щелочной металл), через амфотерные (элемент проявляет свойства и металлов и неметаллов) до неметаллических (активный неметалл – галоген в конце периода), т.е. металлические свойства постепенно ослабевают и усиливаются неметаллические.

В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение электронов происходит сложнее, что объясняет более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов. Так, в четных рядах больших периодов с ростом заряда ядра число электронов на внешнем энергетическом уровне остается постоянным и равным 2 или 1. Поэтому, пока идет заполнение электронами следующего за внешним (второго снаружи) уровня, свойства элементов в четных рядах изменяются медленно. При переходе к нечетным рядам, с ростом величины заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем энергетическом уровне (от 1 до 8), свойства элементов изменяются также, как в малых периодах.

Вертикальные столбцы в Периодической системе – группы элементов со сходным электронным строением и являющимися химическими аналогами. Группы обозначают римскими цифрами от I до VIII. Выделяют главные (А) и побочные (B) подгруппы, первые из которых содержат s- и p-элементы, вторые – d – элементы.

Номер А подгруппы показывает число электронов на внешнем энергетическом уровне (число валентных электронов). Для элементов В-подгрупп нет прямой связи между номером группы и числом электронов на внешнем энергетическом уровне. В А-подгруппах металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические – уменьшаются с возрастанием заряда ядра атома элемента.

Между положением элементов в Периодической системе и строением их атомов существует взаимосвязь:

— атомы всех элементов одного периода имеют равное число энергетических уровней, частично или полностью заполненных электронами;

— атомы всех элементов А подгрупп имею равное число электронов на внешнем энергетическом уровне.

Периодические свойства элементов

Близость физико-химических и химических свойств атомов обусловлена сходством их электронных конфигураций, причем, главную роль играет распределение электронов по внешней атомной орбитали. Это проявляется в периодическом появлении, по мере увеличения заряда ядра атома, элементов с близкими свойствами. Такие свойства называют периодическими, среди которых наиболее важными являются:

1. Количество электронов на внешней электронной оболочке (заселенность

– w). В малых периодах с ростом заряда ядра w внешней электронной оболочки монотонно увеличивается от 1 до 2 (1 период), от 1 до 8 (2-й и 3-й периоды). В больших периодах на протяжении первых 12 элементов w не превышает 2, а затем монотонно увеличивается до 8.

2. Атомный и ионный радиусы (r), определяемые как средние радиусы атома или иона, находимые из экспериментальных данных по межатомным расстояниям в разных соединениях. По периоду атомный радиус уменьшается (постепенно прибавляющиеся электроны описываются орбиталями с почти равными характеристиками, по группе атомный радиус возрастает, поскольку увеличивается число электронных слоев (рис.1.).

Рис. 1. Периодическое изменение атомного радиуса

Такие же закономерности наблюдаются и для ионного радиуса. Следует заметить, что ионный радиус катиона (положительно заряженный ион) больше атомного радиуса, а тот в свою очередь, больше ионного радиуса аниона (отрицательно заряженный ион).

3. Энергия ионизации (Е_и) – количество энергии, необходимое для отрыва электрона от атома, т.е. энергия, необходимая для превращения нейтрального атома в положительно заряженный ион (катион).

Э⁰ — → Э⁺ + Е_и

Е_и измеряется в электронвольтах (эВ) на атом. В пределах группы Периодической системы значения энергии ионизации атомов уменьшаются с возрастанием зарядов ядер атомов элементов. От атомов химических элементов можно последовательно отрывать все электроны, сообщив дискретные значения Е_и. При этом Е_и1 < Е_и2 < Е_и3 <….Энергии ионизации отражают дискретность структуры электронных слоев и оболочек атомов химических элементов.

4.

Сродство к электрону (Е_е) – количество энергии, выделяющееся при присоединении дополнительного электрона к атому, т.е. энергия процесса

Э⁰ + → Э^—

Е_е также выражается в эВ и, как и Е_и зависит от радиуса атома, поэтому характер изменения Е_е по периодам и группам Периодической системы близок характеру изменения атомного радиуса. Наибольшим сродством к электрону обладают p-элементы VII группы.

5. Восстановительная активность (ВА) – способность атома отдавать электрон другому атому. Количественная мера – Е_и. Если Е_и увеличивается, то ВА уменьшается и наоборот.

6. Окислительная активность (ОА) – способность атома присоединять электрон от другого атома. Количественная мера Е_е. Если Е_е увеличивается, то ОА также увеличивается и наоборот.

7. Эффект экранирования – уменьшение воздействия на данный электрон положительного заряда ядра из-за наличия между ним и ядром других электронов. Экранирование растет с увеличением числа электронных слоев в атоме и уменьшает притяжение внешних электронов к ядру. Экранированию противоположен эффект проникновения, обусловленный тем, что электрон может находиться в любой точке атомного пространства. Эффект проникновения увеличивает прочность связи электрона с ядром.

8. Степень окисления (окислительное число) – воображаемый заряд атома элемента в соединении, который определяется из предположения ионного строения вещества. Номер группы Периодической системы указывает высшую положительную степень окисления, которую могут иметь элементы данной группы в своих соединениях. Исключение – металлы подгруппы меди, кислород, фтор, бром, металлы семейства железа и другие элементы VIII группы. С ростом заряда ядра в периоде максимальная положительная степень окисления растет.

9. Электроотрицательность, составы высших водородных и кислородных соединений, термодинамические, электролитические свойства и т.д.

Примеры решения задач

ru.solverbook.com

Разработка тестовых заданий по химии в 8 классе: «Строение атома. Периодический Закон и Периодическая Система химических элементов Д. И. Менделеева»

Тесты

Предмет-химия. Класс-8.

Время тестирования: 30мин.

Тема: «СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА»

Задания закрытой формы.

В каждом задании только один правильный ответ внесите его в бланк ответа. Каждый правильный ответ оценивается в 1 балл: 

Принцип сочетательный: 

1.Из каких частиц состоит атомное ядро?

А) из протонов и электронов Б) из нейтронов и протонов

В) только из протонов Г) только из нейтронов

Кумулятивный принцип:

2.Радиусы атомов слева направо в периоде:

А) увеличиваются, так как электроны попадают на одну и ту же оболочку, которая сжимается из-за усиления притяжения к ядру.

Б) уменьшаются, так как увеличивается количество электронных слоев в атоме.

В) не изменяются.

Классификационный  принцип:

3. Орбитали, имеющие сферическую форму, называют:

А) d -орбитали

Б) p-орбитали

В) s -орбитали

Г) f-орбитали

Кумулятивный принцип:

4.Число энергетических уровней в атоме элемента определяется :

А) по порядковому номеру элемента

Б) по номеру группы

В) по номеру ряда

Г) по номеру периода

Ответ:

Принцип  альтернативности:

5. Какому химическому элементу соответствует электронная формула 1s²2s²2p³ :

А) N

Б) B

Ответы:  1-Б, 2 –А,  3 – В, 4 –Г, 5 – А.  

Задания  открытой  формы

В  следующих трех заданиях  нет  готовых  ответов,  их  необходимо  вписать в бланк ответа. Правильный ответ оценивается в 2 балла.

6.Разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковое число протонов, но разное число нейтронов в ядре, называют________ (изотопы)

7.Вид атомов с одинаковым зарядом ядра- это__________ (химический элемент)

8.Сходство в строении атомов химических элементов одной А-группы обусловлено______

(одинаковым числом электронов на внешнем электронном слое).

Задания  на  соответствие

В заданиях к каждому из четырех элементов первого столбца, выберите один соответствующий элемент второго столбца. Выберите правильные ответы и внесите их в бланк ответа. Каждая правильная комбинация оценивается в 1балл. Всего 4 балла.

9.Установите соответствие между строением атомных ядер и строением электронных оболочек атомов:

Строение атомных ядер Строение электронных оболочек

1. 6p⁺+6n⁰      А) 1s²2s²2p⁵

 2. 7p⁺+7n⁰      Б) 1s²2s²2p⁴

3.  8p⁺+8n^{0    В) 1s22s22p2}

4. 9p⁺+10n^{0  Г)  1s22s22p3}

Ответ 1В 2Г 3Б 4А

10. Установите соответствие между химическим элементом и его положением в ПСХЭ

Элементы Положение в ПСХЭ

1). Cr  А) 2 период, V группа главная подгруппа (А)

2). Mg  Б) 4 период, II группа главная подгруппа (А)

3). N  В) 3 период, II группа главная подгруппа (А)

4). Ca  Г) 4 период, VI группа побочная подгруппа (Б)

Ответ 1Г 2В 3А 4Б

11.Установите соответствие между  частицей и ее электронной конфигурацией

Частица Электронная конфигурация

1)S⁺⁴ А)1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

2) S^-2 Б)1s²2s²2p⁶3s²3p⁶

3) S⁰ В)1s²2s²2p⁶3s²

4) S⁺⁶ Г)1s²2s²2p⁶

Ответ 1В 2Б 3А 4Г

^{Задания на правильную последовательность.}

В заданиях правильным ответом является последовательность цифр, которые соответствуют правильным ответам в последовательности. Выберите правильные ответы и внесите их в бланк ответа. Каждый правильный ответ оценивается в 2 балла.

12. Современная формулировка периодического закона Д.И.Менделеева:

1)в периодической зависимости 2)свойства 3)простых и сложных веществ 4)химических элементов 5)находятся 6)заряда ядра атомов этих элементов 7)от величины 8)и образуемых ими.

А) 2),4),8),3),5), 1),7),6)

Б) 3),4),7),2),8),6),1),5)

В) 6),7),3),5),2),1),8),4)

Ответ: А) 2),4),8),3),5), 1),7),6)

13. Установите последовательность увеличения металлических свойств атомов:

1) К 2) Na 3) Li 4) Rb

А)4,1,3,2

Б)3,2,1,4

В)4,2,1,3.

Ответ: Б)3,2,1,4

14.Расположите элементы в порядке возрастания их неметаллических свойств. В ответе запишите номера возрастания неметаллических свойств.

1.Кислород 2.Полоний 3.Сера 4.Теллур 5.Селен

А)5,3,2,1,4

Б)2,4,5,3,1

В)1,3,2,4,5

Ответ: 2,4,5,3,1

  Задания  на  причинно-следственную  связь

В  заданиях  необходимо  определить,  правильно  ли  высказывание  в  колонках,  находящихся  слева  и  справа,  и является ли причина,  что  объясняет  утверждение, правильной. Каждый правильный ответ оценивается в 2 балла.

(А) правильно – правильно – причина  корректна; 

(В)  правильно – ложно;

(Б) правильно – правильно – причина  некорректна; 

(Г) ложно – правильно;

(Д) ложно – ложно

15.В периодах радиусы атомов слева направо уменьшаются

Потому что

Электроны попадая на одну и ту же оболочку, сжимают ее из-за усиления притяжения к ядру.

Ответ: (А) правильно – правильно – причина  корректна

16.Внешние электроны принимают участие в образовании связи в первую очередь….

Потому, что

Электроны, которые находятся на внешнем энергетическом уровне атома, менее прочно связаны с ядром и могут быть легко отданы при химическом взаимодействии с другими атомами.

Ответ: (А) правильно – правильно – причина  корректна

17.В подгруппе радиусы атомов уменьшаются …..

Потому что

Увеличивается количество электронных слоев в атоме.

(Г) ложно – правильно.

Задания 1 — 5 содержат только один правильный ответ. Выберите правильный ответ и внесите его в бланк ответа.

1

2

3

4

5

А

Б

В

Г

Д

В заданиях 6 — 8 необходимо вставить недостающей ответ.

6

7

8

В заданиях 9 — 11 к каждому из четырех элементов первого столбца, выберите один соответствующий элемент второго столбца. Выберите правильные ответы и внесите их в бланк ответа без пробелов, запятых и других символов.

9

10

11

А

Б

В

Г

В заданиях 12 — 14 правильным ответом является последовательность цифр, которые соответствуют правильным ответам в последовательности. Выберите правильные ответы и внесите их в бланк ответа без пробелов, запятых и других символов.

12

А

Б

В

Г

13

А

Б

В

Г

14

А

Б

В

Г

В заданиях 15 — 17 необходимо выбрать один правильный ответ. Внесите его в бланк ответов.

15

16

17

А

Б

В

Г

Ключи

1

2

3

4

5

А

Х

Х

Б

Х

В

Х

Г

Х

Д

6

Изотопы

7

химический элемент

8

Одинаковое количество электронов на внешнем электронном слое

9

10

11

А

4

3

3

Б

3

4

2

В

1

2

1

Г

2

1

4

12

А

2

4

8

3

5

1

7

6

Б

В

Г

13

А

Б

3

2

1

4

В

Г

14

А

Б

2

4

5

3

1

В

Г

15

16

17

А

Х

Х

Б

В

Г

Х

Оценивание

Максимальный балл — 35.

Оценка

Баллы

5

30 -35

4

23 – 29

3

16 – 22

2

меньше 16

 

 

 

 

 

 

infourok.ru

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений о строении атома (стр. 1 из 2)

.

1. формулировка периодического закона

Д. И. Менделеева в свете теории строения атома.

Открытие периодического закона и разработка периодической системы химических элементов Д. И. Менделеевым явились вершиной развития химии в XIX веке. Обширная сумма знаний о свойствах 63 элементов, известных к тому времени, была приведена в стройный порядок.

Д. И. Менделеев считал, что основной характеристикой элементов являются их атомные веса, и в 1869 г. впервые сформулировал периодический закон.

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Весь ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс, Менделеев разбил на периоды, внутри которых свойства элементов изменяются последовательно, разместив периоды так, чтобы выделить сходные элементы.

Однако, несмотря на огромную значимость такого вывода, периодический закон и система Менделеева представляли лишь гениальное обобщение фактов, а их физический смысл долгое время оставался непонятным. Лишь в результате развития физики XX века — открытия электрона, радиоактивности, разработки теории строения атома — молодой, талантливый английский физик Г. Мозле установил, что величина зарядов ядер атомов последовательно возрастает от элемента к элементу на единицу. Этим открытием Мозле подтвердил гениальную догадку Менделеева, который втрех местах периодической таблицы отошел от возрастающей последовательности атомных весов.

Так, при ее составлении Менделеев поставил ₂₇ Со перед ₂₈ Ni, ₅₂ Ti перед ₅ J, ₁₈ Аг перед ₁₉ К, несмотря на то, что это противоречило формулировке периодического закона, то есть расположению элементов в порядке увеличения их атомных весов.

Согласно закону Мозле заряды ядерданных элементов соответствовали положению их в таблице.

В связи с открытием закона Мозле современная формулировка периодического закона следующая:

свойство элементов, а так же формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

Связь периодического закона и периодической системы со строением атомов.

Итак, главной характеристикой атома является не атомная масса, а величина положительного заряда ядра. Это более общая точная характеристика атома, а значит, и элемента. От величины положительного заряда ядра атома зависят все свойства Элемента и его положение в периодической системе. Таким образом, порядковый номер химического элемента численно совпадает с зарядом ядра его атома. Периодическая система элементов является графическим изображением периодического закона и отражает строение атомов элементов.

Теория строения атома объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание положительного заряда атомных ядер от 1-до 110 приводит к периодическому повторению у атомов элементов строения внешнего энергетического уровня. А поскольку от числа электронов на внешнем уровне в основном зависят свойства элементов; то и они периодически повторяются. В этом физический смысл периодического закона.

В качестве примера 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 (s¹ p⁶ )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 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,то есть положение элементов в периодической системе обусловлено строением их атомов. 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 (треть его 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.

Отсюда следует, что 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 ₉ F (1s² 2s² 2р⁵ ) и 53J(1s² 2s² 2р⁶ 3s² Зр⁶3d¹⁰ 4s² 4р⁶ 4 d ¹⁰ 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.

3. Структура периодической Системы Д. И. Менделеева.

Периодическая система Д. И. Менделеева подразделяется на семь периодов – горизонтальных последовательностей элементов, расположенных по возрастанию порядкового номера, и восемь групп – последовательностей элементов обладающих однотипной электронной конфигурацией атомов и сходными химическими свойствами.

Первые три периода называются малыми, остальные – большими. Первый период включает два элемента, второй и третий периоды – по восемь, четвёртый и пятый – по восемнадцать, шестой – тридцать два, седьмой (незавершённый) – двадцать один элемент.

Каждый период (исключая первый) начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом.

Элементы 2 и 3 периодов называются типическими.

mirznanii.com

9. Периодический закон и система элементов д.И. Менделеева, их развитие и значение. Закон Мозли. Структура периодической системы и её связь со строением атомов. Электронные аналоги.

Периодический закон — фундаментальный закон природы, открытый Д. И. Менделеевым в 1869 году при сопоставлении свойств известных в то время химических элементов и величин их атомных масс. Периоди́ческая систе́ма хими́ческих— классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра Периодическая система Д. И. Менделеева стала важнейшей вехой в развитии атомно-молекулярного учения. Благодаря ей сложилось современное понятие о химическом элементе, были уточнены представления о простых веществах и соединениях. Появление периодической системы открыло новую, подлинно научную эру в истории химии и ряде смежных наук — взамен разрозненных сведений об элементах и соединениях появилась стройная система, на основе которой стало возможным обобщать, делать выводы, предвидеть. Закон Мозли — закон, связывающий частоту спектральных линий характеристического рентгеновского излучения атома химического элемента с его порядковым номером. Экспериментально установлен английским физиком Генри Мозли в 1913 году. Корень кв. из волнового числа характеристической линии рентгеновского спектра измерения является линейной функ. заряда ядра или порядкового номера в переодич. системе. З.м. позволил предсказать семейство лантаноидов и актиноидов, должны содержать 14 элементов.

структура п.с.:Современная периодическая система включает 109 химических элементов. В 1988 году был синтезирован 110 химический элемент. Из 109 химических элементов 89 обнаружены в природных объектов. Все остальные элементы синтезированы искусственно. Все элементы, которые располагаются после урана называются трансурановыми химическими элементами. Они синтезированы при помощи ядерных реакций.

В периодической системе существуют горизонтальные и вертикальные ряды химических элементов.

Период – это горизонтальный ряд химических элементов, расположенные в порядке возрастания заряда атомного ядра. У химических элементов находящихся в одном периоде атомы имеют одинаковое количество энергетических уровней. Всего существует семь периодов. Различают малые и большие периоды химических элементов.

Малые периоды содержат один ряд химических элементов ( первый период – два элемента второй период – восемь элементов и третий период – то же восемь химических элементов).

Большие периоды содержат по два ряда химических элементов ( Четвертый период – восемнадцать элементов пятый период – восемнадцать элементов и шестой период – тридцать два химических элемента.

Каждый период начинается со щелочного металла и заканчивается инертным газом. Изменение свойств химических элементов в пределах периода называется горизонтальной периодичностью.

Группа – вертикальные ряды, химические элементы в которых имеют одинаковое количества электронов на внешнем энергетическом уровне.

Нахождение элемента в подгруппе определяется сходством конфигурации внешнего энергетического уровня. От порядка заполнения атомных орбиталей все элементы делятся на s,p,d и f семейства.

S и P химические элементы располагаются в главных подгруппах.

D элементы располагаются в побочных подгруппах.

F элементы – это химические элементы относящиеся к семейству актиноидов и лантаноидов а также побочной подгруппы третьей группы.

Изменение свойств в пределах группы химических элементов называется вертикальной периодичностью.

Электронным аналогом называют элементы, у которых валентные электроны расположены на орбиталях, описываемых общей для всех элементов формулой.

studfiles.net

Периодический закон и периодическая система

Тема занятия: Урок химии 6 — периодический закон и периодическая система химических элементов. Строение атома. Химическая связь и строение вещества.

Но сначала, проверьте пожалуйста ответы к тестовым заданиям уроков 2-5. Правильные ответы следующие:

1-3; 2-4; 3-2; 4-1; 5-3; 6-3; 7-1; 8-3; 9-3; 10-2; 11-1; 12-3; 13-3; 14-3; 15-1; 16-2; 17-3; 18-2; 19-1; 20-4; 21-2; 22-1; 23-3; 24-3; 25-1.

И так, переходим к уроку 6. Атом состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него на разных орбиталях отрицательно заряженных электронов.

Ядро атома – центральная часть атома, в которой сосредоточена основная часть массы атома. Радиус ядра равен 10^-12 – 10^-13см. Ядро состоит из Z протонов и N нейтронов. Ядро атома открыто Э. Резерфордом в 1909-1911гг. Протон р – элементарная частица, входящая в состав ядра атома. Заряд      +1,6 ∙ 10^-19 Кл (+1 элементарный заряд). Масса 1,0073 а.е.м., спин ½

Нейтрон n – элементарная частица, входящая в состав ядра атома. Заряд 0, масса 1,0087 а.е.м., спин ½

Нуклоны – общее название протонов и нейтронов.

Заряд ядра Z – число протонов в ядре. Заряд ядра равен атомному номеру (порядковому номеру элемента в периодической таблице).

Массовое число ядра А – общее число протонов и  нейтронов:

                               A = Z + N

Дефект массы Δm – разность между массой протонов и нейтронов, образующих ядро, и массой ядра.

Энергия связи ядра: E = Δm∙c²

(c=3∙10⁸м/с – скорость света)

Изотопы – атомы, ядра которых содержат одинаковое число протонов и разное число нейтронов.

Радиоактивность – самопроизвольный распад не устойчивых атомных ядер.

α – Распад – излучение ядром α – частиц (⁴₂He). А уменьшается на четыре, Z – на два.

β – Распад – излучение электрона. А не изменяется, Z увеличивается на 1.

Электрон е – элементарная частица, входящая в состав атома. Заряд               -1,6 ∙ 10^-19 Кл (-1 элементарный заряд), масса 0,0005486 а.е.м. (1/1836 массы протона), спин ½

Двойственная природа электрона – электрон может в разных экспериментах проявлять свойства как частицы, так и волны. Связь между волновыми и корпускулярными свойствами электрона дает соотношение де Бройля:

λ = h/mυ (λ – длина волны электрона, m – его масса, υ – его скорость,              h – 6,62 ∙ 10^-34 Дж∙с – постоянная Планка).

Атомная орбиталь – пространство вокруг ядра атома, в котором велика вероятность нахождения электрона. Орбитали характеризуются квантовыми числами.

Квантовые числа полностью описывают состояние электрона в атоме.

1)    Главное квантовое число n определяет общую энергию электрона (номер энергетического уровня):

n = 1,2,3, …,n ∞

2) Орбитальное (побочное) квантовое число l характеризует форму электронной орбитали:

l = 0,1,…,n – 1 (всего n значений).

Орбитали с l = 0 называются s-орбиталями, l = 1 – p-орбиталями (3 типа: р_х, р_у, р_z), l = 2 – d – орбиталями (5 типов: d_xy, d_xz, d_yz, d_x2-y2, d_z2), l = 3 – f – орбиталями (7 типов).

3)    Магнитное квантовое число m_l характеризует направление орбиталей в пространстве:

m_l = —l, —l +1, …, 0, …,l-1, l (всего 2l + 1 значение).

4)    Спин S – собственный момент импульса электрона. Имеет чисто квантовую природу и не связан с движением в пространстве. Спин всех электронов равен S =1/2

5)    Магнитное спиновое число m_s – проекция спина на ось z:

m_s = ± 1/2.

Оболочка (энергетический уровень) – набор орбиталей с одинаковым значением n. Оболочки с номерами n = 1,2,3 … называют K,L,M и далее по алфавиту. Оболочками с номерами n содержит n² орбиталей (максимальное число электронов – 2n²).

Энергетический подуровень – набор орбиталей с одинаковыми значениями n и l. Подуровень с квантовым числом l содержит (2l +1) орбиталей (максимальное число электронов – (4l + 2)).

Электронная конфигурация атома – распределение электронов по орбиталям. Оно определяется энергиями орбиталей, а также принципом Паули и правилом Хунда.

Принцип Паули – в атоме не может быть двух электронов, у которых четыре квантовых числа были бы одинаковы. Более простая формулировка – на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (с разными значениями проекции спина m_s)

Правило Хунда – в основном состоянии атом должен иметь максимально возможное число не спаренных электронов в пределах определенного подуровня.

Основное состояние атома – наиболее устойчивое состояние атома, в котором электроны занимают орбитали с наименьшей энергией.

Порядок заполнения атомных орбиталей можно представить следующей таблицей (читается по строчкам сверху вниз, каждая строчка читается слева направо).

                                  1s

                                  2s

                      2p        3s

                      3p        4s

          3d        4p        5s

          4d        5p        6s

4f       5d        6p        7s

5f       6d        7p        8s

Периодический закон – свойство простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра элемента.

Физический смысл химической периодичности – периодическое изменение конфигурации валентных электронов с увеличением заряда ядра.

Валентные электроны – электроны на внешнем энергетическом уровне, которые определяют химические свойства элемента.

Периодические свойства элементов:

1. Радиус атома и атомный объем.
2. Потенциал ионизации.
3. Сродство к электрону.
4. Электроотрицательность атома.
5. Степени окисления.
6. Физические свойства соединений (плотность, температуры плавления и кипения).

Потенциал (энергия) ионизации I – энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного электрона от атома: Х → Х⁺ + е. Наименьшие потенциалы ионизации – у щелочных металлов, наибольшие – у инертных газов.

Сродство к электрону Е – энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому: Х + е → Х^—. Наибольшее сродство к электрону – у галогенов, наименьшее (иногда отрицательное) – у металлов.

Периодическая таблица – графическое изображение периодического закона. Она состоит из семи периодов и восьми групп.

Период – совокупность элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов  (с одинаковым числом энергетических уровней), равным номеру периода. Каждый период начинается щелочным металлом (первый период – водородом) и заканчивается инертным газом.

Малые периоды: 2 или 8 элементов. В малых периодах слева направо изменение некоторых характеристик элементов следующее:

— Заряд ядер атомов увеличивается.

— Число электронных слове атомов не изменяется.

— Число электронов на внешнем слое атомов увеличивается от единицы до восьми.

— Радиус атомов уменьшается.

— Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром увеличивается.

— Энергия ионизации увеличивается.

— Сродство к электрону увеличивается.

— Электроотрицательность увеличивается.

— Металличность элементов уменьшается.

— Неметалличность элементов  увеличивается.

Группа – совокупность элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным  номеру группы.

Элементы главных подгрупп  имеют валентные s- или p – электроны.

Элементы побочных  подгрупп (переходные элементы) имеют валентные d—или   f— электроны. Все элементы побочных подгрупп – металлы.

Изменение некоторых характеристик элементов в главных подгруппах сверху вниз:

— Число электронных слоев атомов увеличивается.

— Число электронов на внешнем слое атомов одинаково.

— Радиус атомов увеличивается.

— Прочность связи электронов внешнего слоя с ядром уменьшается.

— Энергия ионизации уменьшается.

— Сродство с электроном  уменьшается.

— Электроотрицательность    уменьшается.

— Металличность элементов увеличивается.

— Неметалличность элементов  уменьшается.

Химическая связь – электростатическое взаимодействие атомов, осуществляемое путем обмена электронами.

Ковалентная связь – связь, осуществляемая за счет образования общих электронных пар, принадлежащих обоим атомам. При обменном механизме образования ковалентной связи каждый атом дает по одному неспаренному электрону в общую электронную пару.

При донорно – акцепторном механизме один атом (донор) представляет в общее пользование электронную пару, а другой атом (акцептор) представляет для этой пары свободную орбиталь.

Электроотрицательность – способность атома притягивать электронную плотность от других атомов. Чем больше разность в электроотрицательностях атомов, тем сильнее смещена общая электронная пара к более электроотрицательному атому.

Энергия связи – энергия, необходимая для того, что бы разорвать связь. Энергия ковалентных связей обычно составляет 100-500кДж/моль, энергия водородных связей – 20-40 кДж/моль. Чем больше перекрывание орбиталей атомов, тем больше энергия связи и тем прочнее химическая связь.

Ионная связь – электростатическое притяжение между ионами, образованными путем полного смещения электронной пары к одному из атомов. Этот тип связи образуется, если разность электроотрицательностей атомов велика (> 2 по шкале Полинга). Ионная связь – предельный случай ковалентной связи.

Пример. NaCl – разность  электроотрицательностей атомов равна 3,0 – 0,9 = 2,1 – связь ионная; PCl₃ – разность электроотрицательностей атомов равна 3,0 – 2,1 = 0,9 – связь ковалентная полярная.

Правило октета – при образовании химической связи атом стремится приобрести электронную конфигурацию инертного газа (октет валентных электронов), отдавая или принимая электроны. Это правило применимо к ковалентным и ионным связям.

Водородная связь – связь между положительно заряженным атомом  водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом другой молекулы. Водородная связь  имеет частично электростатический, частично донорно-акцепторный характер.

Металлическая связь  — связь между положительными ионами в кристаллах  металлов, осуществляемая за счет притяжения электронов, свободно перемещающихся по кристаллу.

Гибридизация атомных орбиталей – это изменение формы некоторых орбиталей при образовании ковалентной связи для достижения более эффективного перекрывания орбиталей. Наиболее распространенные типы гибридизации:

1. sp-Гибридизация. Одна s – орбиталь и одна p-орбиталь превращаются в две одинаковые орбитали. Валентный угол равен 180⁰.
2. sp²-Гибридизация. Одна s – орбиталь и две p-орбиталь превращаются в три одинаковые орбитали. Валентный угол равен 120⁰.
3. sp³-Гибридизация. Одна s – орбиталь и три p-орбиталь превращаются в четыре одинаковые орбитали. Валентный угол равен 109,5⁰.

Кристаллическая решетка – регулярное расположение частиц в кристалле. Кристаллические решетки бывают четырех типов.

1. Атомные кристаллические решетки образованы нейтральными атомами, связанными друг с другом ковалентными (например, алмаз, кремний). Вещества с атомным строением характеризуются большой твердостью и высокими температурами плавления и кипения.
2. Молекулярные   кристаллические решетки образованы молекулами, связанными друг с другом слабым ван-дер-ваальсовым взаимодействием (например, твердые H₂, Cl₂, CO₂). Вещества с молекулярным строением летучи, имеют низкие температуры плавления и кипения.
3. Ионные  кристаллические решетки образованы ионами, связанными сильным взаимодействием (например, K⁺NO₃^—, Na⁺Cl^—). Веществам с ионным строением свойственны высокие температуры плавления и кипения.
4. Металлические кристаллические решетки образованы положительными ионами металлов, между которыми осуществляется металлический тип связи. Температура плавления и температура кипения металлов меняется в широком диапазоне и определяется прочностью металлической связи.

 Это был Урок химии 6 — периодический закон и периодическая система химических элементов. Строение атома. Химическая связь и строение вещества.

Share this post for your friends:

Friend me:

к нашему сайту.

sovety-tut.ru