Периодический закон Д.И. Менделеева - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №1

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №2

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №3

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №4

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №5

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №6

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №7

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №8

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №9

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №10

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №11

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №12

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №13

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №14

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №15

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №16

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №17

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №18

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №19

Периодический закон Д.И. Менделеева, слайд №20

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Периодический закон Д.И. Менделеева. Доклад-сообщение содержит 20 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

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.

Слайд 2

Описание слайда:

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.

Слайд 3

Описание слайда:

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).

Слайд 4

Описание слайда:

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.

Слайд 5

Описание слайда:

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.

Слайд 6

Описание слайда:

Короткопериодная форма Периодической системы.

Слайд 7

Описание слайда:

Деление таблицы Менделеева на металлы и неметаллы.

Слайд 8

Описание слайда:

Длиннопериодная форма Периодической системы.

Слайд 9

Описание слайда:

Закономерности изменения свойств элементов в Периодической системе.

Слайд 10

Описание слайда:

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

Слайд 11

Описание слайда:

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.

Слайд 12

Описание слайда:

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.

Слайд 13

Описание слайда:

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.

Слайд 14

Описание слайда:

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).

Слайд 15

Описание слайда:

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).

Слайд 16

Описание слайда:

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

Слайд 17

Описание слайда:

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.

Слайд 18

Описание слайда:

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.

Слайд 19

Описание слайда:

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.

Слайд 20

Описание слайда:

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.