Самостоятельная работа по периодической системе Д.И.Менделеева.

Запишите размещение электронов

I вариант

Cе (церия №58)

II вариант

Pr (празеодима №59)

Двое пишут на обратной стороне доски, а остальные — в тетрадях.

Какой подуровень заполняется последним? (f-подуровень).

Это f-элементы. Сравните последние и предпоследние слои. (Одинаковые).

Свойства схожи.

Элементы какой подгруппы? (Побочной).

Элементы главных подгрупп – это s, р, побочных – d, f-элементы.

Сообщение о применении лантаноидов (рассказывает ученик. Рубрика “Знаете ли вы, что…”, стр. 66, учебник “Химия -11” Г.Е.Рудзитис, Ф.Г.Фельдман).

10. Чему равно общее число орбиталей на каждом энергетическом уровне? (n²).

Доказать.(Pабота по таблице “Расположение электронов по орбиталям в атомах первых двадцати элементов”).

IV. Закрепление. Прием “Визитная карточка”.

1. Каков состав ядра атома?
2. Как определить число протонов и нейтронов в ядре?
3. Как определить количество энергетических уровней в электронной оболочке атома?
4. Как рассчитать максимально возможное количество электронов на данном энергетическом уровне?
5. Каково количество подуровней на энергетическом уровне?
6. Как обозначаются подуровни?
7. На каком энергетическом уровне энергия электрона больше на первом или на четвертом?
8. Что называется орбиталью?
9. Какую форму имеют орбитали?
10. Каково возможное количество орбиталей на подуровнях?
11. Перечислите, атомы каких элементов имеют 4 электрона на наружном энергетическом уровне электронной оболочки?
12. Что обозначает термин “спин”?
13. При каком условии на одной орбитали могут находиться два электрона?
14. А_r = 20.
15. Элемент 3-го периода II группы.
16. Элемент 5 группы, в его атоме 3 энергетических уровня.
17. В ядре атома 24 протона.
18. Электронная формула элемента 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁷4s².
19. Электронная формула элемента…3s¹3p³3d².

V. Тестирование по вариантам (приложение 4).

I вариант

 II вариант

•  15-18 баллов – “5”
• 12-14 баллов– “4”
• 9-11 баллов – “3”
• меньше 9 баллов – “2”

Для проверки собираю тетради.

VI. Домашнее задание.

Составить тесты по §1, 2, стр. 58-66.

urok.1sept.ru

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева на основе представлений о строении атома (стр. 1 из 2)

.

1. формулировка периодического закона

Д. И. Менделеева в свете теории строения атома.

Открытие периодического закона и разработка периодической системы химических элементов Д. И. Менделеевым явились вершиной развития химии в XIX веке. Обширная сумма знаний о свойствах 63 элементов, известных к тому времени, была приведена в стройный порядок.

Д. И. Менделеев считал, что основной характеристикой элементов являются их атомные веса, и в 1869 г. впервые сформулировал периодический закон.

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Весь ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс, Менделеев разбил на периоды, внутри которых свойства элементов изменяются последовательно, разместив периоды так, чтобы выделить сходные элементы.

Однако, несмотря на огромную значимость такого вывода, периодический закон и система Менделеева представляли лишь гениальное обобщение фактов, а их физический смысл долгое время оставался непонятным. Лишь в результате развития физики XX века — открытия электрона, радиоактивности, разработки теории строения атома — молодой, талантливый английский физик Г. Мозле установил, что величина зарядов ядер атомов последовательно возрастает от элемента к элементу на единицу. Этим открытием Мозле подтвердил гениальную догадку Менделеева, который втрех местах периодической таблицы отошел от возрастающей последовательности атомных весов.

Так, при ее составлении Менделеев поставил ₂₇Со перед ₂₈Ni, ₅₂Ti перед ₅J, ₁₈Аг перед ₁₉К, несмотря на то, что это противоречило формулировке периодического закона, то есть расположению элементов в порядке увеличения их атомных весов.

Согласно закону Мозле заряды ядерданных элементов соответствовали положению их в таблице.

В связи с открытием закона Мозле современная формулировка периодического закона следующая:

свойство элементов, а так же формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

Связь периодического закона и периодической системы со строением атомов.

Итак, главной характеристикой атома является не атомная масса, а величина положительного заряда ядра. Это более общая точная характеристика атома, а значит, и элемента. От величины положительного заряда ядра атома зависят все свойства Элемента и его положение в периодической системе. Таким образом, порядковый номер химического элемента численно совпадает с зарядом ядра его атома. Периодическая система элементов является графическим изображением периодического закона и отражает строение атомов элементов.

Теория строения атома объясняет периодическое изменение свойств элементов. Возрастание положительного заряда атомных ядер от 1-до 110 приводит к периодическому повторению у атомов элементов строения внешнего энергетического уровня. А поскольку от числа электронов на внешнем уровне в основном зависят свойства элементов; то и они периодически повторяются. В этом физический смысл периодического закона.

В качестве примера рассмотрим изменение свойств у первых и последних элементов периодов. Каждый период в периодической системе начинается элементами атомы, которых на внешнем уровне имеют один s-электрон (незавершенные внешние уровни) и потому проявляют сходные свойства — легко отдают валентные электроны, что обуславливает их металлический характер. Это щелочные металлы — Li, Na, К, Rb, Cs.

Заканчивается период элементами, атомы которых на внешнем уровне содержат 2 (s²) электрона (в первом периоде) или 8 (s¹p⁶)электронов (во всех последующих), то есть имеют завершенный внешний уровень. Это благородные газы Не, Ne, Ar, Kr, Xe, имеющие инертные свойства.

Именно вследствие сходства строения внешнего энергетического уровня похожи их физические и химические свойства.

В каждом периоде с возрастанием порядкового номера элементов металлические свойства постепенно ослабева­ют и возрастают неметаллические, заканчивается период инертным газом. В каждом периоде с возрастанием порядкового номера элементов металлические свойства постепенно ослабева­ют и возрастают неметаллические, заканчивается период инертным газом.

В свете учения о строении атома становится понятным разделение всех элементов на семь периодов, сделанное Д. И. Менделеевым. Номер периода соответствует числу энергетических уровней атома,то есть положение элементов в периодической системе обусловлено строением их атомов. В зависимости от того, какой подуровень заполняется электронами, все элементы делят на четыре типа.

1. s-элементы. Заполняется s-подуровень внешнего уровня (s¹ — s²). Сюда относятся первые два элемента каждого периода.

2. р-элементы. Заполняется р-подуровень внешнего уровня (р¹ — p⁶)-Сюда относятся последние шесть элементов каждого периода, начиная со второго.

3. d-элементы. Заполняется d-подуровень последнего уровня (d1 — d¹⁰), а на последнем (внешнем) уровне остается 1 или 2 электрона. К ним относятся элементы вставных декад (10) больших периодов, начиная с 4-го, расположенные между s- и p-элементами (их также называют переходными элементами).

4. f-элементы. Заполняется f-подуровень глубинного (треть его снаружи) уровня (f¹ —f¹⁴),а строение внешнего электронного уровня остается неизменным. Это лантаноиды и актиноиды, находящиеся в шестом и седьмом периодах.

Таким образом, число элементов в периодах (2-8-18-32) соответствует максимально возможному числу электронов на соответствующих энергетических уровнях: на первом — два, на втором — восемь, на третьем — восемнадцать, а на четвертом — тридцать два электрона. Деление групп на подгруппы (главную и побочную) основано на различии в заполнении электронами энергетических уровней. Главную подгруппу составляют s— и p-элементы, а побочную подгруппу — d-элементы. В каждой группе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего энергетического уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних (последних) уровнях число электронов, равное номеру группы. Это так называемые — валентные электроны.

У элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних (вто­рых снаружи) уровней, в чем и состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Отсюда следует, что номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом заключается физический смысл номера группы.

С позиций теории строения атома легко объясняется возрастание металлических свойств элементов в каждой группе с ростом заряда ядра атома. Сравнивая, например, распределение электронов по уровням в атомах ₉F (1s² 2s² 2р⁵) и 53J(1s² 2s² 2р⁶ 3s² Зр⁶3d¹⁰4s² 4р⁶ 4d¹⁰5s² 5p⁵) можно отметить, что у них по 7 электронов на внешнем уровне, что указывает на сходство свойств. Однако внешние электроны в атоме йода находятся дальше от ядра и поэтому слабее удерживаются. По этой причине атомы йода могут отдавать электроны или, иными словами, проявлять металлические свойства, что нехарактерно для фтора.

Итак, строение атомов обуславливает две закономерности:

а) изменение свойств элементов по горизонтали — в периоде слева направо ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства;

б) изменение свойств элементов по вертикали — в группе с ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Таким образом: по мере возрастания заряда ядра атомов химических элементов периодически изменяется строение их электронных оболочек, что является причиной периодического изменения их свойств.

3. Структура периодической Системы Д. И. Менделеева.

Периодическая система Д. И. Менделеева подразделяется на семь периодов – горизонтальных последовательностей элементов, расположенных по возрастанию порядкового номера, и восемь групп – последовательностей элементов обладающих однотипной электронной конфигурацией атомов и сходными химическими свойствами.

Первые три периода называются малыми, остальные – большими. Первый период включает два элемента, второй и третий периоды – по восемь, четвёртый и пятый – по восемнадцать, шестой – тридцать два, седьмой (незавершённый) – двадцать один элемент.

Каждый период (исключая первый) начинается щелочным металлом и заканчивается благородным газом.

Элементы 2 и 3 периодов называются типическими.

Малые периоды состоят из одного ряда, большие – из двух рядов: чётного (верхнего) и нечётного (нижнего). В чётных рядах больших периодов расположены металлы, и свойства элементов слева направо изменяются слабо. В нечётных рядах больших периодов свойства элементов изменяются слева направо, как у элементов 2 и 3 периодов.

В периодической системе для каждого элемента указывается его символ и порядковый номер, название элемента и его относительная атомная масса. Координатами положения элемента в системе является номер периода и номер группы.

Элементы с порядковыми номерами 58-71, именуемыми лантаноидами, и элементы с номерами 90-103 — актиноиды – помещаются отдельно внизу таблицы.

Группы элементов, обозначаемые римскими цифрами, делятся на главные и побочные подгруппы. Главные подгруппы содержат 5 элементов (или более). В побочные подгруппы входят элементы периодов, начиная с четвёртого.

Химические свойства элементов обуславливаются строением их атома, а точнее строением электронной оболочки атомов. Сопоставление строения электронных оболочек с положением элементов в периодической системе позволяет установить ряд важных закономерностей:

mirznanii.com

Конспект лекции по теме «Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева»дисциплины ОУД.10 Химия, специальности 33.02.01 Фармация, СПО

Химия

ЛЕКЦИЯ

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

Все химические элементы объединены в единую систему, которая создана в 1869 г. русским химиков Д.И. Менделеевым на основе открытого им периодического закона и названа в честь ученого Периодической системой химических элементов Д.И. Менделеева.

Периодический закон (формулировка Д.И. Менделеева): формы и свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от их атомных весов.

На основе периодического закона создана периодическая таблица химических элементов – графическое изображение периодического закона.

В Периодической таблице химических элементов можно найти относительную массу элемента, по положению в системе определить заряд ядра атома, общее число электронов, движущихся вокруг ядра, и другие характеристики элемента. Для того, чтобы предсказать (описать) свойства атомов химического элемента по его положению в Периодической системе, нужно рассмотреть ее структуру.

Каждый химический элемент представлен в таблице символом и занимает определенное место (клетку), где приведены некоторые его характеристики.

Атомный (порядковый номер) Символ элемента

Число электронов на внешнем уровне Относительная атомная масса «А»

Число электронов на ближайшем к ядру Название элемента

уровне

Периодическая система химических элементов состоит из семи периодов, десяти рядов и восьми групп.

Период – это горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра их атомов; атомы элементов одного периода имеют одинаковое число занятых электронных слоев.

Номер периода (арабская цифра слева) показывает число занятых энергетических уровней в атомах элементов, относящихся к данному периоду. В этом заключается физический смысл номера периода.

Каждый период начинается элементом, атомы которого образуют активный металл (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), и заканчивается элементом, атомы которого образуют благородный газ (He, Ne, Ar, Xe, Rn). Исключение – первый период, который начинается водородом.

Периоды подразделяются на малые и большие.

Малые периоды (первый, второй и третий) состоят из одного горизонтального ряда. В первом периоде содержится 2-элемента (водород и гелий), во втором и третьем – по 8 элементов. Большие периоды (с четвертого по седьмой) состоят из двух горизонтальных рядов. Четвертый и пятый периоды содержат по 18 элементов, шестой – 32, а седьмой период не завершен.

Периоды

Малые Большие

1,2,3 4,5,6,7 (не завершен)

Группа – это вертикальный столбец элементов, атомы которого имеют одинаковое число валентных электронов. Номер группы (римская цифра сверху) показывает число валентных электронов в атомах элементов, относящихся к данной группе, В этом заключается физический смысл номера группы. Так, все атомы элементов VI группы имеют шесть валентных электронов.

Каждая группа состоит из двух подгрупп: главной (А) и побочной (В).

Главная подгруппа содержит элементы малых и больших периодов. Свое начало главные подгруппы берт во втором периоде (исключение: главные подгруппы I и VIII групп). В периодической системе 8 главных подгрупп.

В атомах элементов главных подгрупп валентные электроны находятся на внешнем энергетическом уровне.

Например: ₈О 2е 6е и ₁₆S 2е 8е 6е

Валентные электроны

Побочная подгруппа содержит элементы только больших периодов. Свое начало побочные подгруппы берут в четвертом периоде.

Рассмотрим в качестве примера структуру VII группы Периодической системы химических элементов:

Период

Группа элементов

VII

В (побочная)

А(главная)

Малые периоды

2

F

3

Cl

Большие периоды

4

Mn

Br

5

Tc

I

6

Re

At

Вопросы: 1). выпишите символы элементов главной подгруппы I группы, являющихся элементами малых периодов.

2). укажите число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов: а) фосфора б) кальция в) бора

3). напишите символ, название и атомный номер элемента, который находится:

а) в третьем периоде и в главной подгруппе V группы4 б) в четвертом периоде ив побочной подгруппе II группы; в) в четвертом периоде и в главной подгруппе II группы; г). атомы химических элементов имеют электронные конфигурации: а) 2е 4е б) 2е 8е 8е 1е в) 2е 8е 7е В каких периодах, группах и подгруппах находятся соответствующие элементы?

4). изобразите схемы строения атомов углерода и кремния. Укажите сходства и различия в строении атомов этих химических элементов.

5). изобразите схемы строения атомов натрия и магния. Укажите сходства и различия в строении атомов этих химических элементов.

Периодическое изменение некоторых характеристик и свойств атомов химических элементов

Атомы химических элементов обладают некоторыми характеристиками (масса и радиус; заряд ядра; число электронов, движущихся вокруг ядра; число валентных электронов; определенное строение электронной оболочки) и свойствами (способность отдавать или принимать электроны, т.е. металлические или неметаллические свойства).

Малые периоды (изменение свойств атомов рассмотрим на примере элементов второго периода).

Во втором периоде с возрастанием положительного заряда ядра атома происходит последовательное увеличение числа электронов на внешнем энергетическом уровне, а следовательно, и числа валентных электронов. В это же время увеличение заряда ядра (от +3 в атоме лития до +10 в атоме неона) вызывает возрастание силы притяжения электронов к ядру. Вследствие этого атомы как бы сжимаются и радиусы атомов элементов в периоде уменьшаются.

3Li

₄Be

₅B

₆C

₇N

₈O

₉F

₁₀Ne

Радиус атома, нм

0.159

0.104

0.078

0.062

0.052

0.045

0.040

0.035

Заряд ядра атомов увеличивается, радиус атомов уменьшается

В результате возрастания заряда ядра и уменьшения радиуса атома прочность связей электронов внешнего уровня (валентных электронов) с ядром увеличивается, а способность атомов отдавать электроны (т.е. металлические свойства), ярко выраженная у атомов лития, постепенно ослабевает при переходе от лития к фтору. Фтор образует вещество, являющимся типичным неметаллом, атомы которого способны только присоединять электроны. Завершается второй период элементом, атомы которого образуют благородный газ – неон.

В третьем периоде начинает заполняться электронами новый (третий) энергетический уровень, и электронные структуры атомов повторяются. В связи с повторением электронных структур атомов характер свойств атомов элементов в третьем периоде такой же, как и во втором. Например, атомы натрия, как и атомы лития, легко отдают электроны, а атомы хлора, как и атомы фтора, активно их присоединяют. Завершается третий период так же элементом, атомы которого образуют благородный газ – аргон.

Итак, изменения некоторых характеристик свойств атомов элементов во втором и третьем периодах (от лития до аргона) носят периодический характер, т.е. повторяются через определенное число элементов (в переводе с греческого языка периодический – появляющийся через определенный интервал).

В периодах слева направо:

— заряд ядер атомов увеличивается;

— число занятых электронами энергетических уровней в атомах изменяется;

— число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов (валентных) увеличивается от 1 до 8;

— радиус атомов уменьшается;

— прочность связи электронов внешнего уровня (валентных) с ядром увеличивается;

— металлические свойства атомов элементов убывают;

— неметаллические свойства атомов элементов усиливаются;

— начало каждого периода совпадает с началом заполнения нового электронного слоя;

— каждый период начинается элементом, атомы которого образуют вещество – металл, а заканчивается элементом, атомы которого образуют вещество – благородный газ.

Главные подгруппы.

В главных подгруппах сверху вниз увеличивается число занятых электронами энергетических уровней, поэтому возрастают радиусы атомов. Число электронов на внешнем уровне остается одинаковым.

Некоторые характеристики атомов элементов главной подгруппы I группы

Период

(число электронных слоев)

Элемент,

заряд ядра его атома

Радиус

атома, нм

Электронная

схема атома

1

H

0.050

1е

2

Li

0.159

2е 1е

3

Na

0.171

2е 8е 1е

Вследствие этого прочность связи электронов внешнего уровня (валентных) с ядром уменьшается, а способность атомов отдавать электроны увеличивается.

В главных подгруппах сверху вниз:

— заряд ядер атомов возрастает;

— число занятых электронами энергетических уровней увеличивается;

— радиус атомов растет;

— число электронов на внешнем уровне не изменяется, оно равно номеру группы;

— прочность связи электронов внешнего уровня с ядром уменьшается;

— металлические свойства атомов элементов усиливаются;

— неметаллические свойства атомов элементов ослабевают;

Рассмотрев изменение свойств атомов элементов в двух направлениях, можно сделать выводы:

— фтор образует самый активный неметалл, так как его атомы имеют малый радиус (всего два занятых электронами уровня), и поэтому внешние семь электронов сильно притягиваются к ядру;

— франций образует самый активный металл, так как его атомы имеют больший радиус (семь занятых на энергетических уровней) и на самом далеком от ядра энергетическом уровне находится всего один электрон, слабо связанный с ядром.

Вопросы:

1. Расположите перечисленные химические элементы в порядке возрастания радиуса атомов: а) кремний, алюминий, фосфор б) натрий, литий, калий.

2. Расположите перечисленные химические элементы в порядке возрастания металлических свойств атомов: а) бериллий, бор, литий б) магний, кальций, бериллий.

3. Расположите перечисленные химические элементы в порядке возрастания неметаллических свойств атомов: а) селен, кислород, сера б) хлор, фосфор, сера

4. Изобразите электронные схемы атомов кремния и фосфора. Укажите, что общего в строении атомов данных химических элементов, атомы какого из элементов проявляют неметаллические свойства в большей степени.

5. Укажите химический элемент третьего период, атомы которого имеют наиболее выраженные металлические свойства.

План характеристики химического элемента на основе его положения

в периодической системе химических элементов и строения атома

1. Символ и название химического элемента

2. Положение элемента положения в Периодической системе химических элементов:

а) атомный номер

б) номер периода и группы

в) главная или побочная подгруппа

3. Строение атома химического элемента:

а) заряд ядра атома, число протонов и нейтронов;

б) общее число электронов

в) число занятых электронами энергетических уровней

г) число электронов на внешнем уровне

д) схема строения электронной оболочки атома

4. Свойства атомов и соединений элемента.

Охарактеризуем в качестве примера химический элемент с атомным номером 12 (изотоп с массовым числом 24).

Элемент № 12 – это магний, его символ – Mg. Магний – элемент третьего периода, главной подгруппы II группы.

Атомный номер магния 12, следовательно, заряд ядра его атома +12, в ядре атома находятся 12 протонов. Так как атом электронейтрален, то общее число электронов, движущихся вокруг ядра, тоже равно 12. Число нейтронов в ядре атома магния равно разности между массовым числом и числом протонов в ядре: 24-12 = 12.

Магний – элемент третьего периода, поэтому 12 электронов атома магния находятся на трех энергетических уровнях: ₁₂Mg 2е 8е 2е.

На внешнем уровне атома магния всего два электрона, следовательно, он обладает металлическими свойствами, т.е. способностью отдавать электроны.

Охарактеризуйте по приведенному плану элементы с атомными номерами 10 (изотоп с массовым числом 20), 17 (изотоп с массовым числом 35), 19 (изотоп с массовым числом 39), исходя из их положения в Периодической системе химических элементов и строения атома.

infourok.ru

Тест по теме:»Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева»

Тест по теме:

«Периодический закон и периодическая система

химических элементов Д.И. Менделеева»

Вариант 1.

1. Чем определяется место химического элемента в периодической системе?

1) количеством электронов на внешнем энергетическом уровне атома

2) количеством нейтронов в ядре атома

3) зарядом ядра атома

4) массой атома.

2. Для элементов главных подгрупп число электронов во внешнем слое равно:

1) числу нейтронов

2) номеру периода

3) заряду ядра атома

4) номеру группы

3. Какое число электронов содержится в атоме азота:

1) 5

2) 2

3) 7

4) 14

4. В атоме натрия распределение электронов по электронным слоям соответствует ряду чисел:

1) 2; 6; 3

2) 2; 8; 2; 1

3) 1; 8; 2

4) 2; 8; 1

5. В каком ряду химические элементы расположены в порядке возрастания их атомных радиусов?

1) N, B, C

2) N, P, As

3) Na, Mg, K

4) B, Si, N

6. В каком ряду химические элементы в порядке ослабления их неметаллических свойств?

1) Be→ B → C

2) Ga → Al → B

3) S → Cl → Ar

4) Cl → Br → I

7. В ряду оксидов Na₂O → MgO → SO₂ свойства изменяются от:

1) кислотных к амфотерным

2) амфотерных к основным

3) основных к кислотным

4) кислотных к основным

8. Высший оксид состава Э₂О₃ образуют все элементы:

1) VA группы

2) IIIA группы

3) IV периода

4) II периода

Ответы: 1.3,2.4,3.3,4.4,5.2,6.4,7.3,8.2.

Тест по теме:

«Периодический закон и периодическая система

химических элементов Д.И. Менделеева»

Вариант 2

1. Заряд ядра атома равен числу:

1) протонов

2) электронов во внешнем электронном слое

3) нейтронов

4) энергетических уровней

2. Число протонов в атоме равно:

1) числу электронов

2) относительной атомной массе

3) числу нейтронов

4) числу заполненных электронных слоев

3. В атоме фосфора число электронных слоев равно:

1) 5

2) 2

3) 3

4) 4

4. Схема распределения электронов по электронным слоям 2; 8; 7; соответствует атому:

1) хлора

2) фтора

3) кислорода

4) серы

5. В каком ряду химические элементы расположены в порядке уменьшения их атомных радиусов?

1) B, N, P

2) O, S, Se

3) Br, Cl, F

4) Cl, S, P

6. Изменение свойств от металлических к неметаллическим происходит в ряду:

1) Mg→ Al → Si

2) C → B → Li

3) Ba → Mg → Ca

4) P → Si → Al

7. В ряду гидроксидов Al(OH)₃ → Mg(OH)₂ → NaOH свойства гидроксидов изменяются от:

1) основных к кислотным

2) амфотерных к кислотным

3) кислотных к амфотерных

4) амфотерных к основным

8. Элемент образует летучее водородное соединение RH . Формула его высшего оксида:

1) RO₂

2) R₂O₅

_{3) RO3}

4) R₂O₇

Ответы: 1.1,2.1,3.3,4.1,5.3,6.1,7.4,8.4.

Тест по теме:

«Периодический закон и периодическая система

химических элементов Д.И. Менделеева»

Вариант 3

1. В состав атомного ядра входят:

1) электроны и протоны

2) протоны, нейтроны и электроны

3) нейтроны и электроны

4) нейтроны и протоны

2. Число электронов в атоме равно:

1) относительной атомной массе

2) числу протонов

3) номеру периода

4) номеру группы

3. В атоме кальция число электронных слоев равно:

1) 2

2) 4

3) 20

4) 3

4. В атоме кремния распределение электронов по электронным слоям соответствует ряду чисел:

1) 2; 8; 2

2) 2; 4

3) 4; 8; 2

4) 2; 8; 4

5. Радиус атома уменьшается в ряду:

1) хлор, сера, натрий

2) натрий, сера, хлор

3) хлор, натрий, сера

4) сера, натрий, хлор

6. В каком ряду химические элементы в порядке усиления их неметаллических свойств?

1) Si → S → Cl

2) O → S → Se

3) N → P → As

4) S → P → Si

7. В ряду гидроксидов Al(OH)₃ → H₂SiO₃ → HClO₄ свойства гидроксидов изменяются от:

1) основных к кислотным

2) амфотерных к кислотным

3) кислотных к амфотерных

4) амфотерных к основным

8. Летучее водородное соединение состава ЭН₃ образуют все элементы:

1) VA группы

2) IIIA группы

3) IV периода

4) II периода

Ответы: 1.4,2.2,3.2,4.4,5.2,6.1,7.2,8.1.

Тест по теме:

«Периодический закон и периодическая система

химических элементов Д.И. Менделеева»

Вариант 4

1. Атом состоит из:

1) положительно заряженного ядра и электронной оболочки

2) отрицательно заряженного ядра и протонной оболочки

3) электронов и нейтронов

4) протонов и нейтронов

2. Число нейтронов в ядре равно:

1) порядковому номеру

2) числу электронов

3) сумме числа протонов и электронов

4) разности относительной атомной массы и числа протонов в ядре

3.Число электронов на внешнем энергетическом уровне атома углерода:

1) 2

2) 3

3) 4

4) 6

4. Схема распределения электронов по электронным слоям 2; 8; 5; соответствует атому:

1) хлора

2) фтора

3) фосфора

4) серы

5. В каком ряду химические элементы расположены в порядке убывания их атомных радиусов?

1) N, B, C

2) N, P, As

3) Na, Mg, K

4) Si,С, N

6. В каком ряду химические элементы в порядке усиления металлических свойств?

1) Be → Li → K

2) Mg → Al → Si

3) N → Li → C

4) Ca→ Mg → Be

7. В ряду оксидов BeO → CO₂ → N₂O₅ свойства изменяются от:

1) амфотерных к кислотным

2) основных к кислотным

3) амфотерных к основным

4) кислотных к основным

8. Элемент образует летучее водородное соединение RH₃ . Формула его высшего оксида:

1) RO₂

2) R₂O₅

_{3) RO3}

4) R₂O₇

Ответы: 1.1,2.4,3.3,4.3,5.4,6.1,7.1,8.2.

infourok.ru

План-конспект на тему «Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева»

ЛЕКЦИЯ 4.

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И. МЕНДЕЛЕЕВА.

1. Открытие периодического закона.

2. Закон Мозли и периодический закон.

3. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева:

   1. Периоды

   2. Ряды

   3. Группы

4. Значение периодического закона.

5. Рассматривая периодическую систему, можно сделать следующие выводы.

1. Открытие периодического закона.

Одним из важнейших теоретических положений химии является периодический закон, открытый Д.И. Менделеевым 1 марта 1869 году.

Попытки классифицировать химические элементы проявлялись и до Менделеева. Предшественники Менделеева, замечая сходство некоторых элементов, объединяли их в отдельные группы (Лотар Мейер (Майер)), отмечали, что свойства веществ в порядке возрастания атомного веса повторяются через 7 элементов (Джон Ньюлендс), выделяли триады элементов, в которых свойства среднего элемента являлись средними между свойствами крайних элементов (Иоганн Доберейнер). В этих работах не было теоретических обобщений, не было найдено причины замеченных изменений свойств.

Ко времени открытия периодического закона было известно 63 элемента, определены их атомные весы и изучены свойства, а также свойства их соединений. Менделеев считал, что основным свойством элементов является их масса или относительные величины масс, которые он положил в основу систематики элементов.

Периодический закон Менделеев сформулировал следующим образом:

«Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

В соответствии этому закону и составлена периодическая система элементов, которая объективно отражает периодический закон. Над составлением периодической таблицы элементов Менделеев работал с 1869 по 1905 г. За это время учёный столкнулся с рядом трудностей, связанных с тем, что многие элементы ещё не открыты и атомные веса многих элементов определены неправильно.

Так до открытия периодического закона бериллий считали 3-валентным элементом и его окислу приписывали формулу Be₂O₃, а атомный вес бериллия принимали равным 13,5; бериллию с такой характеристикой места в периодической системе не находилось. Менделеев решил, что валентность и атомный вес бериллия определены неправильно, принял его за 2-х-валентный элемент и поместил во 2-й период таблицы над сходным по свойствам с ним элементом магнием, а атомный вес исправил на 9. Аналогично, учитывая сходство урана с вольфрамом и молибденом, Менделеев изменил общепринятый атомный вес урана со 120 до 240.

При определении места в периодической таблице Менделеев руководствовался в первую очередь химическими свойствами соединений элемента. Поэтому он поставил некоторые элементы, в частности йод и теллур, кобальт и никель, в таблицу не в порядке возрастания атомных весов. Позднее исправления, сделанные Менделеевым, были подтверждены экспериментальными данными.

Менделеев пришёл к следующим выводам:

1. Должны быть открыты неизвестные в то время элементы;

2. Должны быть исправлены атомные веса ряда элементов;

3. Переход от типичных металлов к типичным неметаллам должен быть не очень резким.

Менделеев назвал неоткрытые элементы: экабор, экаалюминий, экасицилий, экамарганец. Слово эка в переводе на русский язык означает одно и то же; такое название показывало, что эти элементы должны быть по свойствам близки к уже открытым ранее элементам: бору, алюминию, кремнию и т.д.

При жизни Менделеева были открыты также элементы: галлий (экаалюминий) французским химиком Лекок де Буабодраном в 1875 г., скандий (экабор) шведским химиком Л.Ф. Нильсоном, свойства которых оказались близкими к предсказанным и, наконец, инертные газы: аргон в 1893 г., гелий в 1895 г., неон, криптон и ксенон в 1898 г. Менделеев поместил инертные газы в нулевую группу; таким образом, был заполнен переход от типичных неметаллов к типичным металлам. В 1905 г. он пишет в связи с этим: «По-видимому, периодическому закону будущее не грозит разрушением, а только надстройкой и развитием обещается».

2. Закон Мозли и периодический закон.

В 1912 г. Г. Мозли открыл закон, сущность которого заключается в том, что величина зарядов ядер атомов последовательно возрастает от элемента к элементу на единицу.

Заряд ядра водорода равен 1, гелия 2, лития 3, бериллия 4, т.е. порядковому номеру элемента. Порядковый номер показывает заряд ядра, количество электронов в атоме элемента и является основным свойством элементов, обусловливающим остальные свойства.

В связи с открытием закона Мозли закон Менделеева теперь формулируется иначе:

«Свойства простых тел, а также свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера)».

Закон Мозли подтвердил:

1. правильность установленного Менделеевым положения элементов в таблице;

2. правильность сделанных Менделеевым исправлений атомных весов.

3. Периодическая система элементов Д.И. Менделеева.

Периодическая система элементов является графическим (табличным) изображением периодического закона.

В настоящее время известно более 500 вариантов изображения периодической системы: это различные формы передачи периодического закона.

Первым вариантом системы элементов, предложенным Менделеевым, был так называемый вариант длинной формы. В этом варианте периоды располагались одной строкой. В декабре 1870 г. он опубликовал второй вариант периодической системы – так называемую короткую форму. В этом варианте периоды разбиваются на ряды, а группы – на подгруппы (главную и побочную). Длинная форма периодической системы элементов Д.И. Менделеева также содержит 7 периодов и 18 групп. Группы нумеруются римскими цифрами с буквами A или B.

Все элементы периодической системы пронумерованы в том порядке, в каком они следуют друг за другом. Номера элементов называются порядковыми или атомными номерами (указывают на: количество электронов, количество протонов, положение в ПСХЭ).

1. 1. Периоды.

Весь ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных весов, Д.И. Менделеев разбил на периоды. В периодической системе по горизонтали имеется 7 периодов, из них I, II и III называются малыми, IV, V и VI – большими, а VII – незавершённым. В первом периоде находится 2 элемента, во втором и третьем – по 8, в четвёртом и пятом – по 18, в шестом – 32, в седьмом – 29 элементов.

В IV и V периодах между s-электронами внешнего уровня и p-подуровнем предыдущего уровня происходит «достройка» d-подуровня, на котором максимально могут разместиться 10 электронов.

В VI периоде вслед за лантаном располагаются 14 элементов с порядковыми номерами 58-71, называемых лантаноидами (лантанидами; означает «подобные лантану»). Химические свойства лантаноидов очень сходны (все они реакционноспособные металлы, реагируют с водой с образованием гидроксида и водорода).

В VII периоде 14 элементов с порядковыми номерами 90-103 составляют семейство актиноидов (актиниды; означает «подобные актинию»). Изучение химических свойств актиноидов крайне сложно вследствие неустойчивости их ядер.

Лантаноиды, как и актиноиды, называют семейством и не относят к какой-либо группе.

Каждый период, за исключением первого, начинается щелочным металлом (на внешнем энергетическом уровне которого находится один s-электрон) и заканчивается благородным газом (VII период – незаконченный).

Номер периода указывает на количество энергетических уровней.

Внутри каждого периода закономерно изменяются свойства элементов (например, от щелочного металла до галогена): с увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне и небольшим уменьшением радиуса атома, металлические свойства ослабевают, а неметаллические – усиливаются. Т.е. металлические свойства сильнее у того элемента, который легче отдаёт электроны.

Чем больше номер периода, в котором находится металл, тем менее прочно связаны его валентные электроны, а, следовательно, увеличивается его восстановительная способность (в ряду Li, Na, K, Rb, Cs легче всего теряет электроны цезий).

Потенциалы ионизации – энергия, необходимая для отрыва электронов и образования положительно заряженных ионов.

Таким образом, металлические свойства наиболее ярко выражены у элементов, находящихся в левом нижнем углу периодической таблицы, а неметаллические свойства ярче выражены у элементов, занимающих верхний правый угол таблицы. Условная граница, отделяющая металлы от неметаллов, проходит через малые периоды и нечётные ряды больших периодов по линии от верхнего левого угла к нижнему правому углу. Элементы, расположенные вблизи этой прямой, характеризуются промежуточными свойствами; это элемент: бор, кремний, германий, мышьяк, сурьма, теллур и полоний.

1. 2. Ряды.

В системе 10 рядов (обозначены арабскими цифрами). Каждый малый период состоит из одного ряда, каждый большой период – из двух рядов: чётного (верхнего) и нечётного (нижнего). В чётных рядах больших периодов (4, 6, 8 и 10) находятся одни металлы, и свойства элементов в ряду слева направо изменяются слабо. В нечётных рядах больших периодов (5, 7, и 10) свойства элементов в ряду слева направо изменяются, как у типичных элементов.

Основным признаком, по которому элементы больших периодов разделены на два ряда, является их степень окисления (во времена Менделеева – валентность). Их одинаковые значения дважды повторяются в периоде с ростом атомных масс элементов. Например, в IV периоде степени окисления элементов от K до Mn изменяются от +1 до +7, затем следует триада Fe, Co, Ni (это элементы чётного ряда), после чего наблюдается такое же возрастание степеней окисления у элементов от Cu до Br (это элементы нечётного ряда). То же мы видим в остальных больших периодах, исключая VII, который состоит из одного (чётного) ряда.

1. 3. Группы.

Менделеев назвал элементы, попавшие в один вертикальный ряд, группой, и внизу каждой группы поставил формулу окисла свойственную всем элементам, попавшим в одну группу. Номер группы связан со степенью окисления элементов, проявляемой ими в соединениях, и указывает на число электронов на внешнем энергетическом уровне.

Элементы I, II, III групп периодической системы имеют малое количество электронов на внешних уровнях, легко отдают электроны и являются типичными металлами. Отдавая электроны, элементы приобретают конфигурацию инертного газа предыдущего периода.

Элементы, стоящие в V, VI и VII группах, имеют большое количество электронов на внешних уровнях, легко принимают электроны, т.е. проявляют свойства неметаллов. Принимая электроны, элементы приобретают конфигурацию инертного газа того периода, в котором они занимают место.

Главная подгруппа – вертикальный ряд, состоящий из химических элементов больших и малых периодов (например, IA – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr).

Побочная подгруппа – вертикальный ряд, состоящий из химических элементов только больших периодов (например, IB – Cu, Ag, Au).

Как правило, высшая положительная степень окисления элементов равна номеру группы. Исключением является фтор – его степень окисления равна -1; медь, серебро, золото проявляют степень окисления +1, +2 и +3; из элементов VIII группы степень окисления +8 известна только для осмия, рутения и ксенона.

Для неметаллов IV, V, VI и VII групп главных подгрупп можно определить отрицательную степень окисления по «Правилу восьмёрки».

В VIII группе размещены благородные газы. Ранее считалось, что они не способны образовать химические соединения. Но это не подтвердилось. В 1962 г. было получено первое химическое соединение благородного газа – тетрафторид ксенона XeF4, после чего химия благородных газов начала развиваться быстрыми темпами (оксид ксенона VI — XeO3 — бесцветное кристаллическое вещество, которое в твёрдом состоянии весьма взрывоопасен, по силе взрыва не уступает тринитротолуолу). Элементы IV, V, VI и VII групп образуют газообразные соединения с водородом, общие формулы которых также проставлены в периодической таблице.

Свойства элементов в подгруппах закономерно изменяются: сверху вниз (с увеличением радиуса атомного ядра) усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

С ростом атомных весов в переделах одной группы падает активность свободных неметаллов, уменьшается термическая устойчивость водородных соединений и растёт их восстановительная активность.

Сила бескислородных кислот, образованных неметаллами одной и той же главной подгруппы, с ростом атомного веса увеличивается, а сила кислородных кислот для неметаллов одной группы с ростом атомного веса уменьшается (связано с увеличением размеров атомов неметаллов, с ростом их атомных номеров происходит увеличение расстояния по связям H-X и H-O-X, причём для кислот типа H-Xдипольный момент связи (а, следовательно, её полярность и поляризуемость) возрастают.

4. Значение периодического закона.

1. Периодический закон сделал химию едино целостной наукой.

2. Послужил толчком для развития учения о строении атома.

3. Появилась возможность предсказывать и описывать новые химические элементы.

4. Послужил основой для уточнений относительных атомных весов элементов.

5. Имеет общее научное и философское значение.

5. Рассматривая периодическую систему, можно сделать следующие выводы.

1. Порядковый номер элемента указывает на заряд ядра и на количество электронов, окружающих ядро.

2. Номер периода указывает на количество энергетических уровней.

3. Номер группы, в которой расположен элемент, указывает на максимальное количество электронов валентности или на максимальную положительную степень окисления, свойственную элементу.

4. Элементы, проявляющие наибольшие металлические свойства, расположены в левом нижнем углу таблицы. Металлические свойства в группе снизу вверх убывают. Металлические свойства слева направо убывают.

5. Элементы, проявляющие наибольшие металлические свойства, расположены в верхнем правом углу таблицы, и их неметаллические свойства уменьшаются сверху вниз и справа налево. Приблизительно по диагонали от угла верхнего левого к углу правому нижнему (от бериллия к полонию по главным подгруппам) расположены элементы, гидроокиси которых имеют амфотерный характер.

6. Металлические свойства проявляют элементы с малым количеством валентных электронов.

7. Периодичность объясняется определённой повторимостью в заполнении электронных слоёв при возрастании зарядов ядер элементов на величину от 1 до 8 в малых и от 1 до 18 в больших периодах (кроме первого).

infourok.ru