Периодический закон. Периодическая система элементов. (Лекция 2)

1. Лекция №2

2.

3.

1869 г.
Периодическая система
элементов - графическое
изображение периодического
закона.
Состоит из 10 горизонтальных
рядов
и 8 вертикальных групп.

4. Периоды - ряды элементов, в пределах которых свойства изменяются последовательно. По горизонтали семь периодов (1-7). Периоды 1, 2, 3 состоят из

Периоды - ряды элементов, в
пределах которых свойства изменяются
последовательно.
По горизонтали семь периодов (1-7).
Периоды 1, 2, 3 состоят из одного ряда
элементов - малые, остальные
периоды - большие.
2 и 3 периоды типические

5.

В 6 периоде находятся
лантаноиды,
в 7 периоде – актиноиды,
их помещают вне общей
таблицы
и не относят к какой-либо
группе.

6.

Группа
состоит из двух подгрупп:
главной
(содержит типические элементы и сходные с
ними по химическим свойствам элементы
больших периодов)
и побочной
(содержит только металлы – элементы
больших периодов).
8 группа содержит 3 побочные
подгруппы: железа, кобальта и никеля.

7. СТРОЕНИЕ АТОМА. Модели атома

Демокрит
Свойства вещества
определяются
характеристиками образующих
его атомов.

8. СТРОЕНИЕ АТОМА. Модели атома

Томсон
Атом – положительно
заряженное тело
с заключенными внутри него е.

9. СТРОЕНИЕ АТОМА. Модели атома

1911 г. Э. Резерфорд, Н. Бор
Планетарная модель атома.
е – частица.

10. СТРОЕНИЕ АТОМА. Модели атома

Современная модель атома.
Развитие планетарной модели.
Атом – ядро и окружающее его
электронное облако.
Ядро атома: р (+), n (0).
Окружено e (-).

11. Современная модель атома

Но:
е движется не по определенным
траекториям, а характеризуется
плотностью вероятности
нахождения частицы в данной
точке пространства в данный
момент времени.

12. Современная модель атома

Орбиталь - пространство
вблизи ядра, в котором
достаточно велика вероятность
нахождения е.
На одной орбитали может
находиться не более 2 е.

13. Современная модель атома

Орбитали изображают
квадратиком
(квантовая ячейка).
Стрелки обозначают, что на
орбитали находится е.

14. Современная модель атома

Изотопы
– атомы с одним количеством р,
но разным количеством n;
разными физическими и одними
химическими свойствами
(Н – с 1 n – дейтерий,
с 2 n – тритий).

15. Состояние е в атоме. 4 квантовых числа

1. Главное квантовое число n
определяет число энергетических
уровней
n = N периода
если атом в невозбужденном состоянии

16. 4 квантовых числа

2. Орбитальное квантовое число
L
показывает форму орбиталей

17. Орбитальное квантовое число

s-орбиталь имеет сферическую
форму,
р-орбиталь - форму гантели,
d-орбиталь – форму цветка,
f-орбиталь – еще более сложную
форму
L от 0 до n-1

18. 4 квантовых числа

3. Магнитное квантовое число
m
Определяет расположение
орбитали в пространстве
m от -L до +L
(включая 0)

19. Магнитное квантовое число

L = 0, то m = 0,
s-орбитали имеют 1 положение
в пространстве,
L = 1, m = -1, 0, +1,
р-орбитали – 3 положения,

20. Магнитное квантовое число

L = 2, m = -2, -1, 0, +1, +2,
d-орбитали – 5 положений,
L = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2,
+3,
f-орбитали – 7.

21. 4 квантовых числа

4. Спиновое квантовое число s
характеризует два возможных
направления вращения
электронов вокруг собственной
оси
S = +1/2 и -1/2

22. Распределение электронов

Принцип минимума энергии
электрон в первую очередь
располагается в пределах
электронной подоболочки с
наименьшей энергией.

23. Распределение электронов

Первое правило
Клечковского:
Заполнение электронных
орбиталей идет от меньшего
значения суммы (n + L) к
большему.

24. Распределение электронов

Второе правило
Клечковского:
При одинаковой сумме (n + L)
заполнение идет от меньшего
n к большему.

25. Распределение электронов

Принцип Паули
Число электронов
на энергетическом уровне N равно:
N = 2n2,
где n - главное квантовое число

26. Распределение электронов

Правило Хунда
Если только возможно, электроны
в атомах стремятся оставаться
неспаренными

27.

Строение электронной оболочки
изображается электронной
формулой:
Энергетические уровни
обозначаются цифрами 1, 2, 3, 4,..
подуровни - буквами s, р, d, f,..
электроны - индексами над ними 2p6

28. современная формулировка периодического закона

Строение и свойства элементов
и их соединений находятся в
периодической зависимости
от заряда ядра атомов

29. современная формулировка периодического закона

и определяются периодически
повторяющимися
однотипными электронными
конфигурациями их атомов

30. Закономерности

1. Число энергетических уровней
в атоме = номеру периода.

31. Закономерности

2. Общее число е в атоме =
порядковому номеру элемента
в Периодической системе.

32. Закономерности

3. У элементов главных подгрупп
число e на внешнем энергетическом
уровне = номеру группы
Периодической системы
(валентные e).

33. Закономерности

4. У элементов побочных подгрупп IIIVII групп, элементов побочной
подгруппы железа VIII группы
общее число e на s-подуровне
внешнего энергетического уровня
атома и d-подуровне предпоследнего
уровня = номеру группы (все они валентные e).

34. Закономерности

5. У элементов побочных подгрупп
I и II групп d-подуровень
предпоследнего энергетического
уровня завершен (d10), а на внешнем
энергетическом уровне
число e = номеру группы.

35. Периодические свойства атома

количество электронов на
внешней электронной
оболочке

36. Периодические свойства атома

атомный и ионный радиусы
по периоду заряд ядра ↑, атомный радиус ↓
(например, от лития к фтору);
по главным и третьей побочной подгруппам
сверху вниз число электронных оболочек
↑, атомный радиус ↑ (например, от лития к
францию)

37. Периодические свойства атома

энергия ионизации
количество энергии,
необходимой для отрыва e от атома
(по периоду ↑, по группе ↓)

38. Периодические свойства атома

сродство к электрону
количество энергии,
выделяющейся при присоединении
дополнительного e к атому
(по периоду ↑, по группе ↓)

39. Периодические свойства атома

восстановительная активность
способность атома
отдавать e другому атому
(вдоль по периоду ↓,
вниз по группе ↑)

40. Периодические свойства атома

окислительная активность
способностью атома
присоединять e от другого атома
(вдоль по периоду ↑,
вниз по группе ↓)

41. Периодические свойства атома

электроотрицательность
способность атома в соединении
притягивать к себе e
(в периоде ↑, в группе ↓)

42. Периодические свойства атома

степень окисления
условный заряд атома в соединении,
вычисленный исходя из
предположения, что оно состоит
только из ионов.
Выражается арабскими цифрами со знаками
«+», «-», «0» над символом элемента

43. Правила определения степени окисления

В простых веществах (N2 , Cl2, …)
степень окисления атомов равна 0.
Щелочные металлы (Na, K, …)
имеют степень окисления +1,
щелочноземельные (Са, Ва, …) +2.

44. Правила определения степени окисления

Водород в соединениях с
неметаллами (Н2О, Н2S) имеет
степень окисления +1,
а с металлами
(в гидридах - CaH2 , NaH) -1.

45. Правила определения степени окисления

Фтор имеет степень окисления -1.
Кислород проявляет степень
окисления -2.
Искл. OF2, его степень окисления
+2.

46. Правила определения степени окисления

Алгебраическая сумма степеней
окисления всех атомов,
входящих в состав молекулы,
всегда равна нулю,
а в сложном ионе – заряду.

47. Периодические свойства атома

Валентность
число химических связей, которыми
данный атом соединен с другими.
Число связей = числу его
неспаренных e.

48. Валентность и степень окисления

Степень окисления атома не всегда
совпадает с числом образуемых
им связей, т.е. не равна
валентности данного элемента.
Например, СО – валентности = III,
а степени окисления +2 и -2