🗊Презентация Периодический закон Д.И. Менделеева

Периодический закон Д.И. Менделеева В 1869 году Д.И. Менделеев сформулировал Периодический закон: "Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел находятся в периодической зависимости от их атомного веса". В современной Периодической системе известны некоторые исключения в порядке возрастания масс атомов, что связано с особенностями изотопного состава элементов: Ar − 39,9 K − 39,1; Co − 58,9 Ni − 58,7.

Современная формулировка Периодического закона После того, как было доказано ядерное строение атома и равенство порядкового номера элемента заряду ядра его атома, Периодический закон получил новую современную формулировку: "Свойства элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома". Заряд ядра атома определяет число электронов в электронной оболочке атома.. Электроны определенным образом заселяют атомные орбитали, причем строение внешней электронной оболочки периодически повторяется, что выражается в периодическом изменении химических свойств элементов и их соединений.

Периодическая система и ее структура. S,p,d,f-элементы. Главный принцип построения Периодической системы – выделение в ней периодов (горизонтальных рядов) и групп (вертикальных столбцов) элементов. Современная Периодическая система состоит из 7 периодов (седьмой период должен закончиться 118-м элементом).

Группы и подгруппы. Номер группы в Периодической системе определяет число валентных электронов в атомах элементов главных подгрупп. В главных подгруппах, обозначенных буквой А, содержатся элементы, в которых идет заселение s- и р-оболочек: s-элементы (IA- и IIA-группы) р-элементы (IIIA-VIIIA-группы) В побочных подгруппах, обозначенной буквой Б, находятся элементы, в которых заселяются d-подуровни - d-элементы. Лантаноиды и актиноиды – это f-элементы.

Периоды Номер периода = Число энергетических уровней (слоёв) , заполняемых электронами = номеру последнего энергетического уровня В периодах электронные оболочки последовательно заполняются электронами. Последовательность заселения определяется принципом минимума энергии, принципом Паули и правилом Хунда.

Короткопериодная форма Периодической системы.

Деление таблицы Менделеева на металлы и неметаллы.

Длиннопериодная форма Периодической системы.

Закономерности изменения свойств элементов в Периодической системе.

Атомные радиусы В периодах атомные радиусы по мере увеличения заряда ядра уменьшаются из-за роста притяжения внешних электронов к ядру. В подгруппах радиусы в основном увеличиваются из-за возрастания числа электронных оболочек У s- и p-элементов изменение радиусов более значительно, чем у d- и f-элементов, поскольку d- и f-электроны внутренние. Уменьшение радиусов у d- и f-элементов в периодах называется d- и f-сжатием. Следствием f-сжатия является то, что атомные радиусы электронных аналогов d-элементов пятого и шестого периодов практически одинаковы: Zn – Hf Nb – Ta R 0,160 – 0,159 0,145 – 0,146 атома, нм

Ионные радиусы Образование ионов приводит к изменению ионных радиусов по сравнению с атомными. При этом радиусы катионов всегда меньше, а радиусы анионов всегда больше соответствующих атомных радиусов. Изоэлектронные ионы – это ионы, имеющие одинаковую электронную оболочку. Радиус таких ионов уменьшается с увеличением заряда ядра, так как увеличивается притяжение электронной оболочки к ядру. Пример: изоэлектронные ионы с электронной оболочкой, соответствующей аргону(18 е): S2-, Cl-, K+, Ca2+ В этом ряду радиус ионов уменьшается, т.к. растёт заряд ядра и оболочка сжимается.

Электроотрицательность - способность атома притягивать к себе электроны в связи. Общая электронная пара смещается к атому того элемента, который имеет большую электроотрицательность. Электроотрицательность фтора в системе Полинга принята равной 4.

Изменение электроотрицательности Сверху вниз по подгруппе электроотрицательность уменьшается, т.к. радиус атомов растёт и притяжение внешнего члоя к ядру уменьшается. Слева направо по периоду ЭО увеличивается, т.к. растёт заряд ядра и, следовательно, притяжение внешней электронной оболочки к ядру. Это обстоятельство до некоторой степени определяет диагональное сходство элементов.

Металлы- все элементы побочных подгрупп; лантаноиды, актиноиды; все s- элементы, кроме водорода и гелия, а также часть р-элементов. р-элементы делятся диагональю на металлы и неметаллы. К неметаллам относятся: H He В C N O F Ne Si P S Cl Ar As Se Br Kr Te I Xe At Rn Каждый период начинается элементом, в атоме которого впервые появляется электрон с данным значением n (водород или щелочной элемент), и заканчивается элементом, в атоме которого до конца заполнен уровень с тем же n (благородный газ).

Валентность - – число связей, которые образует атом в молекуле. Число электронов на внешнем слое – ВАЛЕНТНЫХ электронов - в главных подгруппах равно номеру группы. В побочных подгруппах II-VII групп число валентных электронов также равно номеру группы (это d+s электроны) Высшая валентность, как правило равна номеру группы (исключения – элементы второй половины второго периода – азот, кислород, фтор, металлы IB, VIIIB подгрупп).

Степень окисления- – условный заряд у атома в молекуле. Высшая положительная степень окисления определяется числом внешних электронов и равна номеру группы (кроме кислорода, фтора, меди и золота, а также элементов VIIIB подгруппы). У неметаллов появляется низшая (отрицательная) степень окисления: Отрицательная степень окисления = 8 – номер группы. неметалла

Слева направо по периоду: уменьшается радиус атома - засчёт увеличения заряда ядра и роста притяжения внешней электронной оболочки к ядру; возрастают неметаллические свойства и уменьшаются металлические свойства, т.к. растёт притяжение внешних электронов к ядру; Увеличиваются ОКИСЛИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА, т.к. растёт ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ. возрастает число валентных электронов и соответственно высшая положительная степень окисления (равная номеру группы и числу валентных электронов)**; Примечание:** исключением являются неметаллы второго периода (кислород и фтор), которые не проявляют высших положительных степеней окисления.

появляется отрицательная степень окисления у неметаллов, т.к. элемент-неметалл стремится приниать электроны до 8 (оболочка инертного газа). меняется характер высшего оксида и гидроксида от основного через амфотерный к кислотному. Кислотные свойства оксидов и гидроксидов таким образом, ВОЗРАСТАЮТ, а основные свойства УМЕНЬШАЮТСЯ. меняется характер водородного соединения: от солеобразного гидрида у металлов (в них степень окисления водорода = -1), к летучим водородным соединениям у неметаллов, в которых степень окисления водорода +1, причём увеличивается кислотный характер этих водородных соединений.

Сверху вниз по подгруппе: Возрастает радиус атома, т.к. растёт число электронных слоёв. Усиливаются металлические свойства и уменьшаются неметаллические свойства засчёт уменьшения притяжения внешних электронов к ядру; Меняется характер высшего оксида и гидроксида – основный характер увеличивается, а кислотный характер уменьшается; Возрастают восстановительные свойства элементов, т.к. увеличивается способность отдавать электроны.

Пример описания химического элемента по Периодической системе: 1) Элемент № 34 – селен. Находится в VI группе, главной подгруппе. p-элемент. Неметалл. Конфигурация внешнего слоя: 4s24p4. Валентных электронов: 6. Высшая валентность: VI. Высшая положительная степень окисления: +6. Высший оксид: SeO3. Отрицательная степень окисления: - 2. Водородное соединение:H2Se. 2) Элемент № 23 – ванадий. Находится в V группе, побочной подгруппе. d-элемент. Металл. Конфигурация внешнего слоя: 3d34s2. Валентных электронов: 5. Высшая валентность: V. Высшая положительная степень окисления: +5. Высший оксид:V2O5. Отрицательная степень окисления: не существует, т.к. это металл. Водородное соединение: не существует.