За что отвечает номер периода

1) K 2) Li 3) F 4) B 5) Na

В одном периоде Периодической системы находятся элементы литий Li, фтор F и натрий Na.

В периоде слева направо атомный радиус уменьшается, а справа налево – увеличивается. Следовательно, правильный ответ: Li, B, F или 243.

Ответ: 243

1) Mg 2) P 3) O 4) N 5) Ti

Элементы-неметаллы – это фосфор Р, кислород О и азот N.

Электроотрицательность увеличивается в группах снизу вверх и слева направо в периодах. Следовательно, правильный ответ: P, N, O или 243.

Источник

Физический смысл порядкового номера элементов, номеров группы и периода. Устройство периодической системы

Тема: Физический смысл порядкового номера элементов, номеров группы и периода. Устройство периодической системы.

Обучающая цель: Систематизировать и обобщить знания учащихся о периодическом законе и периодической системе химических элементов); продолжить развитие представлений о периодическом изменении свойств простых веществ, состава и свойств соединений элементов с ростом величины их относительных атомных масс.

Развивающая цель: развитие внимания, мышления, логики, умения анализировать и делать выводы .

Воспитательная цель : воспитывать интерес к химии.

Принципы обучения: научность, связь теории с практикой, доступность, индивидуальный подход к учащемуся, активизация учебного процесса.

Методы опрос, рассказ, беседа.

Тип урока : изучение нового материала.

Средства обучения : доска, таблицы.

І. Организация работы группы (оглашение темы, цели, плана работы на уроке, заполнение журнала).

ІІ. Мотивация обучающихся

Опираясь на периодический закон, Д. И. Менделеев построил естественную классификацию химических элементов — периодическую систему химических элементов. Ее графическим изображением является таблица, которая так и называется — периодическая система химических элементов.

І I І. Актуализация опорных знаний.

1. Перечень вопросов:

Какую характеристику элемента взял Д.И. Менделеев за основу систематизации элементов?

Какие закономерности были выявлены в рядах элементов от Li до Ne, от Na до Ar, расположенных по возрастанию относительных атомных масс?

Почему Д.И. Менделеев назвал открытый им закон периодическим? Что такое периодичность?

Как формулируется периодический закон?

Какие группы химических элементов вам знакомы? Дайте их краткую характеристику.

I V. Изучение нового материала.

В 1869 году Д.И.Менделеев на основе данных накопленных о химических элементах сформулировал свой периодический закон. Тогда он звучал так: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных масс элементов». Очень долго физический смысл закона Д.И.Менделеева был непонятен. Всё встало на свои места после открытия в XX веке строения атома.

Современная формулировка периодического закона: «Свойства простых веществ, также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома».

Заряд ядра атома равен числу протонов в ядре. Число протонов уравновешивается числом электронов в атоме. Таким образом, атом электронейтрален.

Заряд ядра атома в Периодической таблице – это порядковый номер элемента.

Номер периода показывает число энергетических уровней, на которых вращаются электроны.

Номер группы показывает число валентных электронов. Для элементов главных подгрупп число валентных электронов равно числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Именно валентные электроны отвечают за образование химических связей элемента.

Химические элементы 8 группы – инертные газы имеют на внешней электронной оболочке 8 электронов. Такая электронная оболочка энергетически выгодна. Все атомы стремятся заполнить свою внешнюю электронную оболочку до 8 электронов.

Какие же характеристики атома меняются в Периодической системе периодически?

— Повторяется строение внешнего электронного уровня.

— Каждый атом стремится завершить последний энергетический уровень. У элементов 1 группы на последнем слое 1 электрон. Поэтому им легче его отдать. А элементам 7 группы легче притянуть 1 недостающий до октета электрон. В группе способность отдавать электроны будет увеличиваться сверху вниз, так ка увеличивается радиус атома и притяжение к ядру меньше. В периоде слева направо способность отдавать электроны уменьшается, потому что уменьшается радиус атома.

— Чем легче элемент отдает электроны с внешнего уровня, тем большими металлическими свойствами он обладает, а его оксиды и гидроксиды обладают большими основными свойствами. Значит, металлические свойства в группах увеличиваются сверху вниз, а в периодах справа налево. С неметаллическими свойствами все наоборот.

Понятия «период», «группа» (А и В группы)

Всего в таблице семь периодов. Их номера указаны цифрами, стоящими слева. Каждый период содержит определенное число химических элементов. Первые три периода называются малыми периодами. Самый первый период состоит только из двух химических элементов — водорода Н и гелия Не, причем водород не относится к щелочным металлам. Остальные четыре периода называются большими.

Всего в таблице восемнадцать групп, пронумерованных арабскими цифра-

ми. Кроме того, группы имеют традиционную нумерацию римскими цифрами, сохранившуюся со времен Д. И. Менделеева, — от I до VIII с добавлением латинских букв А или В. Группы А часто называют главными. Они включают все элементы первых трех (малых) периодов, а также нижестоящие элементы больших периодов. В этих группах находятся как металлы, так и неметаллы. Граница между этими двумя типами элементов обычно выделяется жирной линией. Эта граница достаточно условна, так как некоторые элементы, находящиеся возле нее, могут проявлять как металлические, так и неметаллические свойства.

Некоторые главные группы имеют свои собственные названия. Так, например, IА-группа — это группа щелочных металлов + водород H, IIА-группа — группа щелочноземельных металлов + бериллий Ве и магний Mg, VIIА-группа — группа галогенов, VIIIА-группа — группа благородных газов и т. д.

Между I—IIA- и III—VIIIA-группами располагаются переходные элементы групп В. Группы В иногда называют побочными. В них находятся только элементы больших периодов, и они все являются металлами.

Эти группы также имеют собственные названия, обычно связанные с названием первого элемента в группе.

В каждой группе находятся элементы со сходными химическими свойствами их атомов. Номер группы (римскими цифрами) указывает, как правило, высшую, т. е. максимальную, валентность элементов в соединениях с кислородом.

Причину периодичности в изменении свойств химических элементов можно объяснить только на основе знаний о строении атомов. Это хорошо понимал и сам Д. И. Менделеев, предполагая, что атомы являются сложными образованиями, а познание их структуры позволит обосновать открытую им периодическую систему химических элементов.

Ребята, давайте с вами запишем основные термины:

Периодическая таблица — является графическим изображением периодического закона.

Периодический закон — свойства всех простых веществ, как и формы и свойства соединений химических элементов определяются в повторяемой (периодической) зависимости от заряда ядра химического элемента.

Период – это определенное число химических элементов с одним и тем же наибольшим значением основного квантового количества валентных электронов (с идентичным номером внешнего энергетического уровня), равняющимся номеру периода.

Группа – это совокупность химических элементов с идентичным количеством валентных электронов, которые равняются номеру группы.

Химические символы – это не просто сокращенные имена химических элементов, а и выражение их конкретного количества, т.е. каждый символ означает или один атом химического элемента, или один моль его атомов, или массу элемента, равную молярной массе этого элемента.

Главная подгруппа – это вертикальный ряд элементов, атомы которых имеют одинаковое число электронов на внешнем энергетическом уровне. Это число равно номеру группы (кроме водорода и гелия).

Важнейшими свойствами химических элементов являются металличность и неметалличность.

Металличность – это способность атомов химического элемента отдавать электроны. Количественной характеристикой металличности является энергия ионизации.

Энергия ионизации атома – это количество энергии, которое необходимо для отрыва электрона от атома элемента, т. е. для превращения атома в катион. Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает электрон, тем сильнее металлические свойства элемента.

Неметалличность – это способность атомов химического элемента присоединять электроны. Количественной характеристикой неметалличности является сродство к электрону.

Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому, т. е. при превращении атома в анион.

Чем больше сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон, тем сильнее неметаллические свойства элемента.

Универсальной характеристикой металличности и неметалличности является электроотрицательность (ЭО) элемента.

ЭО элемента характеризует способность его атомов притягивать к себе электроны, которые участвуют в образовании химических связей с другими атомами в молекуле.

Чем больше металличность, тем меньше ЭО.

Чем больше неметалличность, тем больше ЭО.

3.3 Закономерности изменения свойств химических элементов по периоду и по группе.

В малых периодах от щелочного металла к инертному газу:

• заряд ядер атомов увеличивается;

• число энергетических уровней не изменяется;

• число электронов на внешнем уровне увеличивается от 1 до 8;

• радиус атомов уменьшается;

• прочность связи электронов внешнего слоя с ядром увеличивается;

• энергия ионизации увеличивается;

• сродство к электрону увеличивается;

• металличность элементов уменьшается;

• неметалличность элементов увеличивается.

В главных подгруппах сверху вниз:

• число энергетических уровней в атоме увеличивается;

• число электронов на внешнем уровне одинаково;

• радиус атомов увеличивается;

• прочность связи электронов внешнего уровня с ядром уменьшается;

• энергия ионизации уменьшается;

• сродство к электрону уменьшается;

• металличность элементов увеличивается;

• неметалличность элементов уменьшается.

Описание элемента магния, астата, хлора

Рис. 1. Положение магния в таблице

В группе магний соседствует с бериллием и кальцием. Рис.1. Магний стоит ниже, чем бериллий, но выше кальция в группе. У магния больше металлические свойства, чем у бериллия, но меньше чем у кальция. Основные свойства его оксидов и гидроксидов изменяются также. В периоде натрий стоит левее, а алюминий правее магния. Натрий будет проявлять больше металлические свойства, чем магний, а магний больше, чес алюминий. Таким образом, можно сравнить любой элемент с соседями его по группе и периоду.

Кислотные и неметаллические свойства изменяются противоположно основным и металлическим свойствам.

— Простые вещества обладают степенью окисления равной нулю.

План характеристики химического элемента

2. Порядковый номер элемента

3. Значение относительной атомной массы элемента.

4. Число протонов, электронов, нейтронов.

7. Металл или неметалл

8. Сравнение свойств элемента (металлических и неметаллических) с соседними элементами по периоду и группе.

9. Написать распределение электронов по атомным орбиталям – квантовую диаграмму.

10. Написать электронную формулу.

11. Зарисовать распределение электронов по энергетическим уровням

12. Определить высшую степень окисления атома и формулу его высшего оксида. Определить характер оксида (основной, кислотный, амфотерный).

13. Определить низшую степень окисления элемента и формулу его водородного соединения (если такое есть).

V. Закрепление изученного на уроке.

Задание 1. Определить период, группу, подгруппу, порядковый номер элементов.

Задание 2. Сравнить металлические свойства элементов, поставив знак больше или меньше.

а ) Al б ) O в ) P г ) Ca > Mg

VI. Подведение итогов урока.

Объяснение домашнего задания, оценивание деятельности учащихся.

VII. Домашнее задание.

Выучить конспект. Решить задания в тетради.

Источник

Периодический закон Д.И. Менделеева и периодичность свойств атомов. Конспект

Оглавление

1. Современная формулировка периодического закона и структура периодической системы Д.И.Менделеева

В 1869 г. Д.И. Менделееву удалось сформулировать периодический закон – важнейший закон природы:

свойства химических элементов, а, следовательно, и свойства образуемых ими простых и сложных веществ состоят в периодической зависимости от их атомного веса.

Согласно этой формулировке наблюдалось несоответствие положения некоторых элементов в периодической системе Менделеева:

В начале 20 века закон Менделеева и его система были обоснованы на квантово-механическом уровне. Существо этого закона было полностью сохранено, а в качестве фундаментальной константы атома стал использоваться

заряд ядра атома

(соответствующий порядковому номеру элемента),

что позволило устранить наблюдавшиеся несоответствия.

Исходя из структуры электронной оболочки атомов число элементов

в III периоде – должно было бы быть 18;

в IV периоде – должно было бы быть 32;

в V периоде – должно было бы быть 50.

Это обусловлено тем, что заполнение d-состояний электронами запаздывает на один период, а заполнение f-состояний – на два периода.

Отличие реальной системы от теоретически возможной заключается в том, что в первой не учитывалось электрон-электронное взаимодействие. Теоретический учет этого взаимодействия – чрезвычайно сложная задача. На качественном уровне приходится учитывать три эффекта –

эффект экранирования электронами ядра атома,

эффект проникновения электронов к ядру,

взаимное отталкивание электронов, принадлежащих одному и тому же энергетическому слою

Эффект экранирования ядра связан с тем, что внутренние электроны атома частично заслоняют ядро, в результате чего уменьшается его воздействие на внешний электрон. Эффект экранирования учитывается некоторой постоянной S_экр, называемой константой экранирования. Заряд ядра с учетом экранирования называется эффективным зарядом и определяется соотношением Z_эфф. = Z – S_экр. Экранирование внешнего электрона возрастает с увеличением общего числа электронов в атоме.

Эффект проникновения электронов к ядру обусловлен тем, что электрон, согласно положениям квантовой механики, может находиться в любой точке атома. Это означает, что внешний электрон часть времени находится вблизи ядра, проникая через слои внутренних электронов, и не испытывает при этом их экранирующего действия.

Распределение электронной плотности относительно ядра изображают кривой распределения вероятности нахождения электрона в шаровом слое радиуса r толщиной dr, объем которого dV = 4pr 2 dr.

Для одного и того же энергетического слоя наибольшую проникающую способность проявляют s-электроны, меньшую – p-электроны, еще меньшую – d-электроны (рис.1). Число максимумов на кривой определяется числом n. Для 3s-электрона N_max = n, для р-электрона N_max = (n – 1), для d-электрона N_max = (n – 2). Эффект проникновения увеличивает прочность связи электрона с ядром.

Взаимное отталкивание электронов, принадлежащих одному и тому же энергетическому слою, оказывает большое влияние на прочность связи электрона с ядром. Это отталкивание особенно сильно проявляется между двумя электронами с противоположными спинами, находящимися на одной орбитали.

Эти эффекты приводят к изменению эффективного заряда ядра атома, что позволяет объяснить реальную структуру электронной оболочки атома.

В настоящее время система Д.И. Менделеева представляет собой предельно краткую и четкую физико-химическую энциклопедию. В современной формулировке периодический закон Д.И.Менделеева звучит следующим образом: свойства элементов, а также свойства и формы образуемых ими соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов.

На основе периодического закона разработаны графические системы Д.И. Менделеева. В настоящее время их насчитывается более 3 тысяч.

Наиболее распространены два варианта таблицы – короткопериодный и длиннопериодный.

Периоды – горизонтальные ряды, объединяющие элементы с одинаковым значением главного квантового числа n. Номер периода соответствует числу заполненных электронами энергетических уровней атома каждого конкретного элемента.

Группы – вертикальные ряды, объединяющие элементы с одинаковым числом валентных электронов.

Современная периодическая таблица состоит из 7 периодов: первый содержит всего два элемента, второй и третий – по 8 элементов (малые периоды), четвертый и пятый – по 18 элементов, шестой – 32 элемента, седьмой период не завершен, но должен содержать также 32 элемента (большие периоды).

Каждый период начинается с двух s-элементов, в атомах которых впервые появляется электрон со значением n, соответствующим номеру заполняемого периода, и заканчивается шестью p-элементами. В больших периодах между s- и р-элементами размещается по десять d- элементов. Все f-элементы условно помещаются в ячейки лантана (лантаноиды) и актиния (актиноиды), а их символы обычно выносятся за пределы периодической таблицы в виде рядов.

2. Радиус атома и энергия ионизации

Периодичностью называется повторяемость химических и физических свойств атомов химических элементов, их простых веществ и сложных соединений при изменении порядкового номера элемента в периодической таблице Д.И.Менделеева. Основная причина периодичности свойств элементов связана с электронным строением их атомов.

Рассмотрим 2 вида периодичности (горизонтальную и вертикальную) на примере таких свойств атомов как орбитальный радиус и его энергия ионизации.

Горизонтальная периодичность проявляется в появлении максимальных и минимальных значений для различных свойств элементов и их соединений в пределах каждого периода. Связана горизонтальная периодичность с изменением числа электронов на внешних энергетических уровнях атома с ростом заряда атомного ядра при движении от начала периода к его концу.

Вертикальная периодичность – вид периодичности, по которому элементы объединяют в группы: элементы одной группы имеют одинаковые конфигурации валентных электронов. Вертикальная периодичность заключается в повторяемости свойств атомов и их соединений и закономерном их изменении при увеличении заряда ядра в пределах каждой группы элементов.

Размеры атомов обычно оценивают по величине их радиуса. Однако вследствие волнового характера движения электрона радиус атома невозможно точно определить. Поэтому за радиус принимают различные условно выбранные величины. Различают орбитальный, атомный (ковалентный, металлический), ван-дер-ваальсов, ионный радиусы.

За орбитальный радиус (r_орб) свободного атома принимают расстояние от центра атома до максимума, соответствующего внешнему электронному облаку, на теоретически рассчитанной кривой распределения вероятности нахождения электрона в атоме от расстояния r (см. рис. 1, табл. 1).

Рис.1. График зависимости величины 4πr 2 R 2 (r) от расстояния r для 1s-орбитали

На практике химиков больше интересуют радиусы атомов, связанных между собой. При рассмотрении простых веществ и органических соединений обычно пользуются понятием об атомном радиусе. Атомные радиусы (табл. 1) подразделяют на радиусы атомов металлов (металлический радиус), радиусы атомов неметаллов (ковалентные радиусы) и радиусы атомов благородных газов.

Под металлическим радиусом (r_ме) понимают половину расстояния между ближайшими соседними атомами металла в кристаллической решетке.

Радиусы атомов благородных газов (r_благ.г) рассчитаны из межатомных расстояний в кристаллах этих веществ, которые существуют при низких температурах.

Рис. 2. Ковалентные и ван-дер-ваальсовы радиусы молекулы Cl₂ в кристалле

Часто для оценки размеров групп атомов или выяснения того, как могут взаимодействовать отдельные части молекулы, бывает интересно знать размер атома в том направлении, в котором он не образует химической связи. Половина расстояния между несвязанными атомами называется ван-дер-ваальсовым радиусом (r_В). Другими словами, ковалентный радиус – это радиус атома в направлении химической связи, а ван-дер-ваальсов радиус – радиус атома в любом другом направлении. Из рис. 2 видно, что ван-дер-ваальсов радиус находят по расстоянию между двумя ядрами хлора в соседних молекулах, и величина его всегда больше, чем ковалентный радиус атома (табл. 1).

В неорганической химии чаще всего оперируют понятием ионного радиуса. Ионный радиус (r_ион) характеризует размер иона. Ионные радиусы оценивают различными способами из экспериментальных данных. Для положительно заряженного иона (катиона) ионный радиус всегда меньше, чем ковалентный, для отрицательно заряженного иона (аниона) – больше, чем ковалентный радиус (табл. 1). Ионные радиусы одного и того же элемента изменяются в зависимости от координационного числа (к.ч.) иона и степени его окисления.

Таблица 1. Значения радиусов (в пм) для атомов и ионов I – III периодов

(1пм = 10 -9 см =10 3 нм).

Способность атомов отдавать электроны характеризует величина, называемая энергией ионизации. Энергия ионизации Eи (energy of ionization) – это количество энергии, необходимое для отрыва электрона от невозбужденного атома в газообразном состоянии.

Элемент

Для d-элементов радиус увеличивается при переходе от IV к V периоду и уменьшается при переходе от V к VI периоду. Аналогичные тенденции наблюдаются и в изменении ван-дер-ваальсовых, атомных и ионных (при одинаковом заряде) радиусов. Уменьшение радиусов d-элементов при переходе от V к VI периоду обусловлено тем, что увеличение числа электронных слоев в них компенсируется f-сжатием, связанным с заполнением электронами 4f-подслоя у f-элементов VI периода. Отмеченным закономерностям не подчиняются d-элементы 3-й и 11-й групп. Для них типичны закономерности, наблюдаемые для s- и р-элементов.

Для d-элементов значения Eи₁ в группе в общем увеличиваются. Это можно объяснить эффектом проникновения электронов к ядру.

3. Сродство атома к электрону

Сродство атомов к электрону определено для многих элементов. Положительное значение Е_срод1 означает поглощение энергии при присоединении электрона (эндотермический процесс) – невыгодно, отрицательное значение Е_срод1 – экзотермический процесс – выделение энергии при присоединении электрона (выгодно).

4. Электроотрицательность

Электроотрицательность (ЭО) характеризует способность атома притягивать к себе электроны при образовании химической связи. Электроотрицательность не является физическим свойством, которое можно измерить. Величину электроотрицательности вычисляют, используя различные свойства веществ (энергию ионизации, сродство атома к электрону, межъядерные расстояния, энергии связи электрона с ядром и др.).

Шкала электроотрицательности по Малликену. Р.Малликеном (США) был предложен способ вычисления ЭО как среднего арифметического первой энергии ионизации атома Eи и его сродства к электрону E_срод.:

.

Из уравнения следует, что атомы с большими значениями E_и и E_срод. сильнее притягивают к себе электроны, обобществляемые при образовании связи. Так, атомы металлов имеют низкие значения электроотрицательности, так как для них характерны небольшие значения энергии ионизации и сродства к электрону. Атомы неметаллов, наоборот, характеризуются высокой электроотрицательностью вследствие того, что имеют существенно большие значения E_и и E_срод.. Недостаток этого подхода связан с тем, что сродство к электрону установлено не для всех элементов, поэтому электроотрицательность по Малликену определена также не для всех элементов.

Шкала электроотрицательности по Полингу. Допустим, что связь в молекуле АВ – ковалентная, тогда энергию связи Е_АВ в молекуле АВ можно представить как среднее между энергиями связи в молекулах А₂ и В₂, обозначенных соответственно Е_А-А и Е_В-В. Однако найденная из опыта энергия связи Е_АВ обычно оказывается больше, то есть:

> 0

Причина этого заключается в некоторой поляризации связи А-В, т.е. по значению величины Δ можно судить о степени полярности ковалентной связи и, следовательно, о способности атомов притягивать к себе электроны. Л. Полинг предположил, что величина Δ зависит от разности электроотрицательностей элементов следующим образом:

.

В группах р-элементов устойчивость высшей степени окисления уменьшается, но уменьшается немонотонно. Это связано с тем, что энергетическое различие между валентными s- и р-орбиталями в группах также изменяется немонотонно, то есть наблюдается четко выраженная вторичная периодичность. ΔЕ_sp для элементов 3-го и 5-го периодов ниже, чем для элементов 4-го периода (Ge, As, Se, Br). Поэтому устойчивость соединений в высшей степени окисления у элементов 3-го и 5-го периодов обычно выше, чем для аналогичных соединений 4р-элементов. Например, устойчивость галогенидов элементов 4-го периода мышьяка (AsСl₅) и cелена (SeF₆) в их высшей степени окисления меньше, чем устойчивость подобных галогенидов элементов 3-го (PCl₅, SF₆) и 5-го (SbCl₅, TeF₆) периодов. Для атомов р-элементов 6-го периода, имеющих большие различия между валентными s- и р-орбиталями, высшая степень окисления неустойчива.

Источник

• через какое время делают повторное эко →