1 1
В основу своей классификации химических элементов Д.И. Менделеев положил два их основных и постоянных признака: величину атомной массы свойства образованных химическими элементами веществ. 2 Открытие 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. Открытие Периодического закона 3
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 4
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 При таком расположении в вертикальные столбики попадают элементы, сходные по своим свойствам. Периодический закон Д.И. Менделеева 5
Современная трактовка Периодического закона: Свойства химических элементов и образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда их атомных ядер. 6
7 Р 30,974 ФОСФОР 19
8
9 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. 10 Периоды
11 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. Такие элементы назваются переходными. 12 Группы
13
Запомнить!!! Н омер периода = ч исло энергетических уровней атома. Н омер группы = ч исло внешних электронов атома. ( Для элементов главных подгрупп ) 14
Номер группы показывает высшую валентность элемента по кислороду. 15
Элементы IV, V, VI и VII групп образуют летучие водородные соединения. Номер группы показывает валентность элемента в соединениях с водородом. 8-№группы 16
17
Назовите в каком периоде и в какой группе, подгруппе находятся следующие химические элементы: Натрий, Медь, Углерод, Сера, Хлор, Хром, Железо, Бром 18
Радиус атома уменьшается с увеличением зарядов ядер атомов в периоде. 19 Изменение радиуса атома в периоде
В одной группе с увеличением номера периода атомные радиусы возрастают. 20 Изменение радиуса атома в периоде
21
Сравните радиусы следующих химических элементов: Литий, натрий, калий Бор, углерод, азот Кислород, Сера, селен Йод, Хлор, фтор Хлор, сера, фосфор 22
23 Электроотрицательность - это способность атома притягивать электронную плотность. Электроотрицательность в периоде увеличивается с возрастанием заряда ядра химического элемента, то есть слева направо. Электроотрицательность
24 Электроотрицательность в группе увеличивается с уменьшением числа электронных слоев атома (снизу вверх). Самым электроотрицательным элементом является фтор ( F), а наименее электроотрицательным – франций (Fr).
Li 0,98 Na 0,93 К 0,91 Rb 0,89 Be 1,5 Mg 1,2 Ca 1,04 Sr 0,99 В 2,0 Al 1,6 Ga 1,8 In 1,5 С 2,5 Si 1,9 Ge 2,0 Sn 1,7 N 3,07 P 2,2 As 2,1 Sb 1,8 О 3,5 S 2,6 Se 2,5 Те 2,1 F 4,0 С l 3,0 Br 2,8 I 2,6 Н 2,1 ОТНОСИТЕЛЬНАЯ ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ АТОМОВ 25
Сравните ЭО следующих химических элементов: Натрий и кислород Углерод и водород Кислород и фтор Бор и азот Йод, фтор Хлор, фосфор 26
Восстановительные свойства атомов - способность терять электроны при образовании химической связи. Окислительные свойства атомов -способность принимать электроны при образовании химической связи. 27 Окислительно -восстановительные свойства
В главных подгруппах снизу вверх, в периодах – слева направо окислительные свойства простых веществ элементов возрастают, а восстановительные свойства, соответственно, убывают. 28 Окислительно -восстановительные свойства
29 Изменение свойств химических элементов 29 электроотрицательность Окислительные и неметаллические свойства Окислительные и неметаллические свойства
30 Ge Sb Po B
По своим химическим свойствам полуметаллы являются неметаллами, но по типу проводимости относятся к проводникам. 31
32
33
34 34
35 1911 г Английский ученый Эрнест Резерфорд предложил планетарную модель атома
1. В центре атома находится положительно заряженное ядро. 2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре. 3. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов ( нуклонов). 4. Вокруг ядра по замкнутым орбитам вращаются электроны. Частица Заряд Массовое число Электрон е – -1 0 Протон р + +1 1 Нейтрон n 0 0 1 36 Строение атома
37
38 электрон протон нейтрон
Mg 12 Z = +12 р + = 1 2 порядковый номер → ē = 1 2 Заряд ядра Число протонов в ядре Число электронов ē = = = Порядковый номер элемента в ПС Число протонов Число электронов Заряд ядра Химический элемент – это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. 39
40 Во атомах одного химического элемента число протонов р + всегда одинаково (равно заряду ядра Z ), а число нейтронов N бывает разным.
41 Массовое число А Mg 24 12 Массовое число - порядковый номер - N = 24 – 12 = 12 Число нейтронов N = A -Z Число протонов Z Число нейтронов N + = Число нейтронов
Определите для предложенных ХЭ: порядковый номер массовое число заряд ядра кол-во протонов кол-во электронов кол-во нейтронов 42
Изотопы - атомы элемента, имеющие один и тот же заряд ядра, но разные массы. Изотопы водорода Водород 1 H Дейтерий 2 D Тритий 3 T Число протонов (Z) одинаковое 1 1 1 Число нейтронов N разное 0 1 2 Массовое число А разное 1 2 3 - + е – р - + е – р n - + е – р n n 43
17 С l 35 17 С l 37 75% 25% Ar = 0.75 * 35 + 0.25 * 37 = 35.5 Изотопы хлора
Электронная оболочка - совокупность всех электронов в атоме, окружающих ядро. 45
Электрон в атоме находится в связанном состоянии с ядром и обладает энергией, которая определяет энергетическиий уровень на котором находится электрон. 46
Электрон не может обладать такой энергией, чтобы находиться между энергетическими уровнями. 47 Атом алюминия Атом углерода Атом водорода Электронная оболочка
48
1 2 3 Е 1 < E 2 < E 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. ядро 49
Число энергетических уровней для Н, Li, Na, K, С u 50
N=2n 2 формула для вычисления максимального количества электронов на энергетических уровнях, где n -номер уровня. 1 Й уровень - 2 электрона. 2 Й уровень - 8 электронов. 3 Й уровень - 18 электронов. 51
52 1 уровень : 2 ē
53 1 уровень: 2 ē 2 уровень:8 ē Максимальное количеств о электронов на 1и 2 уровн ях
54 1 уровень- 2 2 уровень- 8 3 уровень- 18 Максимальное количеств о электронов на 1,2,3 уровн ях
55 Порядковый номер заряд ядра +6, общее число ē – 6, Углерод 6 С находится во втором периоде два энергетических уровня ( в схеме изображают скобками, под ними пишут число электронов на данном энергетическом уровне ): 6 С +6 ) ) 2 4
Li, Na B е, O, Р, F, Br 56
57 Энергетические уровни, содержащие максимальное число электронов, называются завершенными. Они обладают повышенной устойчивостью и стабильностью Энергетические уровни, содержащие меньшее число электронов, называются незавершенными
Be БЕРИЛЛИЙ 4 2 2 9,0122 Внешний энергетическицй уровень
Ч исло энергетических = № периода уровней атома. Число внешних электронов = № группы 59
60 Na 22,9 9 натрий 1 1
61 Число внешних электронов = № группы Электрон внешнего уровня
Каждый энергетический уровень состоит из подуровней: s, p, d, f. Подуровень состоит из орбиталей. Электронная орбиталь - область наиболее вероятного местонахождения электрона в пространстве Строение энергетических уровней
63 Электроны S – подуровня при движении вокруг ядра образуют сферическое электронное облако S – облако Граница подуровней
Электроны p – подуровня образуют три электронных облака в форме объёмной восьмёрки 64 р – облака
65
66 d - облака Форма орбиталей d – подуровня
67
68 Электронно-графические формулы электронная орбиталь, электроны, -этажное расположение обозначает уровни и подуровни электронов. На схеме показано строение 1-го и 2-го электронных уровней атома кислорода p
Е n=1 n=2 n=3 n=4 S p d f S S S p p d Подуровень состоит из орбиталей - 69 n= 3 – 3 подуровня ( S, р, d ) n= 2 – 2 подуровня ( S, р ) n=1 – 1 подуровень ( S ) где n -номер уровня n= 4 – 4 подуровня ( S, р, d, f ) Электронно-графические формулы Электронно-графические формулы
Состояние каждого электрона в атоме обычно 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. Квантовые числа 70
- 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
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
- определяет ориентацию орбитали в пространстве 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 : р x, р y, р z. 73
4.Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения +1/2 и -1/ 2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям собственного магнитного момента электрона, называемого спином. Для обозначения электронов с различными спинами используются символы: ↑ и ↓. 74
Спин характеризует собственный магнитный момент электрона. Для обозначения электронов с различными спинами используются символы: ↑ и ↓. Свойства электрона
Принцип Паули. Правило Хунда. Принцип устойчивости Клечковского. 76
1) Запрет Паули 77 На одной АО могут находится не более, чем два электрона, которые должны иметь различные спин ы. Запрещено! Разрешено В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.
Be БЕРИЛЛИЙ 4 2 2 9,0122 1s 2s
Be БЕРИЛЛИЙ 4 2 2 9,0122 1s 2s 2 p
2) Принцип Хунда : Устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально 80 Разрешено Запрещено!
Правило Хунда Если, 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 m s = + 1/2+1/2+1/2 =+3/2. Эти же три электрона не могут быть расположены таким образом, потому что тогда проекция суммарного спина m s = +1/2-1/2+1/2 =+1/2. Запрещено! Разрешено 81
3) Принцип устойчивости Клечковского. АО заполняются электронами в порядке повышения энергии их энергетических уровней. 82 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d
В первую очередь заполняются те орбитали, у котор ых min сумма ( n+l ). При равн ых суммах ( n+l ) заполняются те, у котор ы х n меньше 1 s < 2 s < 2 p < 3 s < 3 p < 4 s < 3 d... 4 s (4+0=4) 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 83 Принцип устойчивости Клечковского.
С помощью электронных формул (конфигураций) можно показать распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Электроная формула атома 84 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d 3d 0 4s 2
Пример: Углерод, №6, период II, группа IVA. С +6 ) ) 2 4 Электронная формула: 1s 2 2s 2 2p 2 электронная формула 85 Схема электронного строение атома
Записываем знак химического элемента и заряд 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
87 Алгоритм составления электронных формул. Н + 1 1 n=1 S 1 S 1 Н e + 2 2 n=1 S 1 S 2 Одиночный электрон на незавершенной оболочке 2 спаренных электрона на завершенной оболочке S - элементы НЕСПАРЕННЫЙ ЭЛЕТРОН
88 2 период Li + 3 2 1 n=1 n=2 1 S 2 2 S 1 Be + 4 2 2 n=1 n=2 1 S 2 2 S 2 B + 5 2 3 n=1 n=2 1 S 2 2 S 2 2p 1 S - элементы р - элемент S S S S S S p p p
89 2 период F + 9 2 7 n=1 n=2 Ne + 10 2 8 n=1 n=2 Na + 11 2 8 1 n=1 n=2 1 S 2 2 S 2 2p 6 3 S 1 р - элементы 1 S 2 2 S 2 2p 5 1 S 2 2 S 2 2p 6 3 период S - элемент S S S S S S S p p p p d n= 3
Сравните электронное строение атомов Li Na К Rb O S S е T е 90
91
92 Выводы Строение внешних энергетических уровней периодически повторяется, поэтому периодически повторяются и свойства химических элементов.
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 1 электроном) Состояния атомов 93
Mn +25 ) ) ) ) 2 8 13 2 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 4p 0 1s 2s 2p 3p 3s 3d 4s 3d 4s 4p возбужденное состояние атома основное состояние атома d - элемент 94
Без переходных металлов наш организм существовать 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
Ион – положительно или отрицательно заряженная частица, образованная при отдаче или присоединении атомом или группой атомов одного или нескольких электронов Катион – (+) заряженная частица, Kat Анион – (-) заряженная частица, An 96
97 Н + - Положительно заряженный ион КАТИОН Н ВОДОРОД 1 1,00797 1
F - Отрицательно заряженный ион АНИОН F ФТОР 9 7 2 1 8, 9984 Строение ан иона
https://www.youtube.com/watch?v=NP9x3Tiu3RE 99
Определите количество электронов для частиц: H + Na + Li + А l 3+ С l - S -2 O -2 F - С l - 1 F - 1 100 Задание
Положение в ПСХЭ (порядковый номер, относительная атомная масса, период (какой), группа и подгруппа). Состав ядра атома, общее число электронов в электронной оболочке, схема строения электронной оболочки. Металл, неметалл, переходный металл. Сравнение металлических (неметаллических) свойств с соседними по периоду и подгруппе элементами. Электроотрицательность, то есть сила притяжения электронов к ядру. 101
102
smoligra.ru newpictures.club /s-p-d-f- orbitals infourok.ru 103 Использованные интернет – ресурсы: https://www.youtube.com/watch?v=3GbGjc-kSRw Интересные видео
ЭЛЕМЕНТ ПРИЗНАК А. Литий Б. Фтор В. Азот Д. Берилий. 1) s -элемент 2) Неметалл 3) число протонов 9 4) f -элемент 5) число электронов 4 6) d -элемент 7) Металл 8) Наивысшая ЭО по сравнению с остальными вариантами атомов 104
ЭЛЕМЕНТ ЧИСЛО НЕСПАРЕННЫХ ЭЛЕТРОНОВ А. Алюминий Б. Кальций В. Сера Г. Фосфор 1) 1 2) 2 3) 3 4) 4 5) 5 6) 0 105
