Презентация Периодический закон химических элементов Д. И. Менделеева и периодическая система онлайн

Содержание слайда:

Содержание слайда:

Содержание слайда: Периодический закон и строение атома До открытия Д.И. Менделеева было сделано много попыток классификации и систематизации химических элементов: Дёберейнер, Петтенкофер, Дюма, Ленсен, Одлинг, Ньюлендс, Мейер и др.

Содержание слайда:

Содержание слайда:

Содержание слайда: Физический смысл порядкового номера в периодической системе определил Мозли. Закон Мозли: корень из частоты рентгеновского спектра линейно зависит от порядкового номера элемента n. √ν = a (n - b) Такую же зависимость он получил, опираясь на теорию Бора и изучая зависимость ν от заряда ядра элементов z: √ν = a (z - b) a и b – константы. Т.о., было найдено, что порядковый номер элемента численно равен заряду ядра.

Содержание слайда: Современная формулировка периодического закона химических элементов: Химические свойства элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов (или от атомного номера элементов).

Содержание слайда: Периодическая система химических элементов – это система, классификация химических элементов, основанная на периодическом законе. Периодическая таблица – это форма периодической системы химических элементов.

Содержание слайда: Периодическая система и периодическая таблица химических элементов

Содержание слайда: Периодическая система и периодическая таблица химических элементов Длинная ПТ (32-х клеточная) – все элементы каждого периода расположены в один ряд. Элементы поделены на три блока: А- s – элементы и р- элементы, В - d – элементы, С - f – элементы. Блоки А и В делятся на группы: IA, IIA, …,VIII A; IB, IIB …,VIII B. Полудлинная ПТ (18-ти клеточная) – элементы каждого периода расположены в один ряд, а лантаноиды и актиноиды помещены отдельно. Короткая ПТ (восьми клеточная) - в которой элементы больших периодов расположены в два ряда, а лантаноиды и актиноиды помещены отдельно. В короткой ПТ s- и р – элементы образуют главные (А) подгруппы, а d – элементы – побочные (В) подгруппы.

Содержание слайда:

Содержание слайда: Связь электронной конфигурации атома элемента с положением в ПС Порядковый номер элемента соответствует заряду ядра атома и общему числу электронов. Номер периода показывает главное квантовое число внешних электронов (или число электронных уровней). Номер группы показывает число валентных электронов в атоме. А также – высшую степень окисления элемента.

Содержание слайда:

Содержание слайда:

Содержание слайда: Группы (колонки) обозначаются римскими цифрами - от I до VIII. Каждая группа делится на две подгруппы: главную (А) и побочную (Б). Названия групп происходят от названий первых элементов в колонках - например, группа бериллия, группа бора. Исключение составляет первая группа, которая называется группа лития, хотя начинается с водорода. Водород был помещен в первую группу, т. к. он имеет один валентный электрон, хотя его свойства сильно отличаются от свойств других элементов первой группы.

Содержание слайда:

Содержание слайда: Особенности современной периодической системы элементов Благородные газы рассматриваются как VIII A группа. Но только ксенон проявляет степень окисления +8 в оксиде - XeO4. Радон, криптон и гелий не образуют подобных соединений Водород можно поместить в главную подгруппу первой группы: как s – элемент, он аналог щелочных металлов. Но в гидридах водород проявляет степень окисления -1 (например, в NaH), и это даёт основание поместить водород в главную подгруппу VII группы (как аналог галогенов).

Содержание слайда: Основные особенности изменения свойств элементов по периодам Элементы главных подгрупп различаются числом внешних электронов (s и p) и сильно отличаются по свойствам. Элементы побочных подгрупп (d – элементы) различаются числом внутренних (n-1) d – электронов и отличаются по свойствам гораздо меньше. Элементы, различающиеся числом глубоко лежащих (n-2) f – электронов (f –элементы) также мало отличаются по свойствам.

Содержание слайда:

Содержание слайда: Периодически меняющиеся свойства атомов Потенциал ионизации Энергия ионизации – энергия, которую необходимо затратить, чтобы удалить из атома электрон. Аг → Аг+ + е г – газовое состояние. выражают в электрон-вольтах (эВ). Эта энергия всегда положительная. Её часто называют потенциалом ионизации I.

Содержание слайда:

Содержание слайда: Потенциал ионизации По периоду первый ПИ увеличивается, что объясняется увеличением заряда ядра. Однако он изменяется не монотонно. I(Ве) > I(В) - из атома Ве электрон удаляется с глубоко лежащего s – подуровня, в атоме бора – с внешнего р- подуровня. I(N) > I(O) - в атоме кислорода в отличие от атома азота имеется спаренный электрон, а это не выгодно (по правилу Гунда). В главных подгруппах ПИ с ростом заряда ядра уменьшается. Это обусловлено увеличением расстояния внешних электронов до ядра атома.

Содержание слайда: Ионизация переходных d – и f – элементов существенно отличается. Сначала удаляются внешние s – электроны. А оставшийся s – электрон переходит на d –орбиталь. ПИ атомов d – и f – элементов в подгруппах изменяются в меньшей степени.

Содержание слайда: Сродство к электрону Сродство к электрону (F) – энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к свободному атому. При этом образуется отрицательно заряженный ион: Э(г) + е → Э(г)- В периодах СЭ растёт. Наибольшим СЭ обладают атомы галогенов. Так, для элементов второго периода: для атома лития F = 0,60 эВ, а для атома фтора F = 3,45 эВ. Это объясняется устойчивостью полностью заполненного подуровня. В подгруппах СЭ – падает.

Содержание слайда:

Содержание слайда: Атомный радиус Атомный радиус – условный радиус атома, вычисленный из длин связи этого атома с другими атомами в веществе. Длина связи – расстояние между ядрами связанных атомов. Атомный радиус тем меньше, чем сильнее внешний электрон притягивается к ядру. В периодах атомный радиус уменьшается. У d – элементов (в подгруппах) атомный радиус изменяется незначительно, а в ряду f – элементов - уменьшается. Это объясняется лантаноидным и актиноидным сжатием – слабым экранированием d - и f – электронов атомного ядра. В главных подгруппах атомный радиус растёт с увеличением заряда ядра.

Содержание слайда: Электроотрицательность Электроотрицательность (ЭО) атома - способность атома в молекуле притягивать электроны, связывающие его с другими атомами (понятие ввёл Полинг в 1932 г). Шкала Малликена За меру электроотрицательности (χА) атома (А) взята средняя величина энергии ионизации и сродства к электрону: χА = ½ (IA + FA). Чем больше χА, тем труднее оторвать электрон от атома. Для атома водорода: χ = ½ (13,6 + 0,7) = 7,15 эВ, а для атома хлора: χ = ½ (13,0 +3,7) = 8,35 эВ. Т.о., атом хлора более электроотрицателен и оттягивает на себя общую электронную пару в молекуле хлороводорода.

Содержание слайда:

Содержание слайда:

Содержание слайда: Ряд ЭО Si Sb At B Ge Te As H P I Se C S Br Cl N O F Подчёркнуты знаки тех элементов, которые имеют очень близкие значения ЭО (практически одинаковые). ЭО этих 19 элементов ряда изменяется от 1,9 до 3.6 (4) (у фтора). Для остальных элементов ЭО изменяется от 0,8 (у щелочных металлов) до 1,7-1,8. Эти элементы являются электроположительными.