Тема 1.2. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева
методическая разработка
Содержание учебного материала
Открытие Периодического закона. Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева как графическое отображение Периодического закона. Периодический закон и система в свете учения о строении атома. Закономерности изменения строения электронных оболочек атомов и химических свойств образуемых элементами простых и сложных веществ. Значение Периодического закона и Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева для развития науки и понимания химической картины мира. Демонстрация Различные формы Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.
ссылка на видео " Жизнь и научная деятельность Д.И. Менделеева" https://www.youtube.com/watch?v=1J4Lyesi8Fk&t=205s
ссылка на видео " Язык химии" https://www.youtube.com/watch?v=1J4Lyesi8Fk&t=205s
ссылка на тест( домашнее задание) https://onlinetestpad.com/i5mnax5chy6ji
Скачать:
Вложение | Размер |
---|---|
![]() | 909.36 КБ |
![]() | 360.06 КБ |
![]() | 14.34 КБ |
![]() | 39.41 КБ |
![]() | 14.47 КБ |
Предварительный просмотр:
Периодический закон
Периодический закон был открыт Д.И. Менделеевым в 1868 году. Его современная формулировка: свойства химических элементов и образуемых ими соединений (простых и сложных) находятся в периодической зависимости от величины заряда атомного ядра.
Периодический закон лежит в основе современного учения о строении вещества. Периодическая система Д.И. Менделеева является наглядным отражением периодического закона.
В периодической таблице элементы расположены в порядке увеличения атомного заряда, группируются в "строки и столбцы" - периоды и группы.
Период - ряд горизонтально расположенных химических элементов. 1, 2 и 3 периоды называются малыми, они состоят из одного ряда элементов. 4, 5, 6 - называются большими периодами, они состоят из двух рядов химических элементов.
Группой называют вертикальный ряд химических элементов в периодической таблице. Элементы собраны в группы на основе степени окисления в высшем оксиде. Каждая из восьми групп состоит из главной подгруппы (а) и побочной подгруппы (б).
Периодическая таблица Д.И. Менделеева содержит колоссальное число ответов на самые разные вопросы. При умелом ее использовании вы сможете предполагать строение и свойства веществ, успешно писать химические реакции и решать задачи.
Радиус атома
Радиусом атома называют расстояние между атомным ядром и самой дальней электронной орбиталью. Это не четкая, а условная граница, которая говорит о наиболее вероятном месте нахождения электрона.
В периоде радиус атома уменьшается с увеличением порядкового номера элементов ("→" слева направо). Это связано с тем, что с увеличением номера группы увеличивается число электронов на внешнем уровне. Запомните, что для элементов главных подгрупп номер группы равен числу электронов на внешнем уровне.
С увеличением числа электронов они становятся более скученными, так как притягиваются друг к другу сильнее: это и есть причина маленького радиуса атома.
Чем меньше электронов, тем больше у них свободы и больше радиус атома, поэтому радиус увеличивается в периоде "←" справа налево.
В группе радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомных ядер - сверху вниз "↓". Чем больше период, тем больше электронных орбиталей вокруг атома, соответственно, и больше его радиус.
С уменьшением заряда атома в группе радиус атома уменьшается - снизу вверх "↑". Это связано с уменьшением количества электронных орбиталей вокруг атома. Для примера возьмем атомы бора и алюминия, элементов, расположенных в одной группе.
Период, группа и электронная конфигурация
Обратите внимание еще раз на важную деталь: элементы, находящиеся в одной группе (главной подгруппе!), имеют сходную конфигурацию внешнего уровня. Так у бора на внешнем уровне расположены 3 электрона, у алюминия - тоже 3. Оба они в III группе.
Такая закономерность иногда может сильно облегчить жизнь, однако у элементов побочных подгрупп она отсутствует - там нужно считать электроны "вручную", располагая их на электронных орбиталях.
Раз уж мы повели речь об электронных конфигурациях, давайте запишем их для бора и алюминия, чтобы лучше представлять их внешний уровень и увидеть то самое "сходство":
- B5 - 1s22s22p1
- Al13 - 1s22s22p63s23p1
Общую электронную конфигурацию для элементов III группы главной подгруппы можно записать ns2np1. Это будет работать для бора, внешний уровень которого 2s22p1, алюминия - 3s23p1, галия - 4s24p1, индия - 5s25p1 и таллия - 6s26p1. За "n" мы принимаем номер периода.
Правило составления электронной конфигурации, которое вы только что увидели, универсально. Если вы имеете дело с элементом главной подгруппы, то увидев номер группы вы знаете, сколько электронов у него на внешнем уровне. Посмотрев на период, знаете номер его внешнего уровня.
Вам остается только распределить известное число электронов по s и p ячейкам, а затем подставить номер периода - и вот быстро получена конфигурация внешнего уровня. Предлагаю посмотреть на примере ниже :)
Очень надеюсь, что теперь вы знаете: только глядя на положение элемента в периодической таблице, на группу и период, в которых он расположен, вы уже можете составить конфигурацию его внешнего уровня. Безусловно, это для элементов главных подгрупп. Повторюсь: у побочных - только "вручную".
Длина связи
Длина связи - расстояние между атомами химически связанных элементов. Очевидно, что понятия длины связи и атомного радиуса взаимосвязаны напрямую. Чем больше радиус атома, тем больше длина связи.
Убедимся в этом на наглядном примере, сравнив длину связей в четырех веществах: HF, HCl, HBr, HI.
Чем больше радиусы атомов, которые образуют химическую связь, тем больше между ними и длина связи. Радиус атома водорода неизменен во всех трех веществах, а в ряду F → Cl → Br → I происходит увеличение радиуса атома. Наибольшим радиусом обладает йод, поэтому самая длинная связь в молекуле HI.
Металлические и неметаллические свойства
В периоде с увеличением заряда атома металлические свойства ослабевают, неметаллические - усиливаются (слева направо "→"). В группе с увеличением заряда атома металлические свойства усиливаются, а неметаллические - ослабевают (сверху вниз "↓").
Сравним металлические и неметаллические свойства Rb, Na, Al, S. Натрий, алюминий и сера находятся в одном периоде. Металлические свойства возрастают S → Al → Na. Натрий и рубидий находятся в одной группе, металлические свойства возрастают Na → Rb.
Таким образом, самые сильные металлические свойства проявляет рубидий, но с другой стороны - у него самые слабые неметаллические свойства. Сера обладает самыми слабыми металлическими свойствами, но, если посмотреть по-другому, сера - самый сильный неметалл.
Распределение металлов и неметаллов в периодической таблице также является наглядным отображением этого правила. Если провести условную линию, проходящую от бора до астата, то справа окажутся неметаллы, а слева - металлы.
Основные и кислотные свойства
Основные свойства в периоде с увеличением заряда атома уменьшаются, кислотные - возрастают. В группе с увеличением заряда атома основные свойства усиливаются, а кислотные - ослабевают.
Кислотные и основные свойства противопоставлены друг другу, как противопоставлены металлические и неметаллические. Где первые усиливаются, вторые - убывают. Все аналогично, поэтому смело ассоциируйте одни с другими, так будет гораздо легче запомнить.
Замечу, что здесь есть одно важное исключение. Как и в общем случае: исключения только подтверждают правила. В ряду галогенводородных кислот HF → HCl → HBr → HI происходит усиление кислотных свойств (а не ослабление, как должно быть по логике нашего правила).
Это можно объяснить в темах диссоциации и химических связей. Когда мы дойдем до соответствующей темы, я напомню про HF и водородные связи между молекулами, которые делают эту кислоту самой слабой. Сейчас воспринимайте это как исключение: HF - самая слабая из этих кислот, а HI - самая сильная.
Восстановительные и окислительные свойства
Восстановительные свойства в периоде с увеличением заряда атома ослабевают, окислительные - усиливаются. В группе с увеличением заряда атома восстановительные свойства усиливаются, а окислительные - ослабевают.
Ассоциируйте восстановительные свойства с металлическими и основными, а окислительные - с неметаллическими и кислотными. Так гораздо проще запомнить ;-)
Электроотрицательность (ЭО), энергия связи, ионизации и сродства к электрону
Электроотрицательность - способность атома, связанного с другими, приобретать отрицательный заряд (притягивать к себе электроны). Мы уже касались ее в статье, посвященной степени окисления. Это важное свойство, ведь более ЭО-ый атом притягивает к себе электроны и уходит в отрицательную степень окисления со знаком минус "-".
Все перечисленные в подзаголовке свойства вместе с ЭО усиливаются в периоде с увеличением заряда атома, в группе с увеличением заряда атома они ослабевают. Таким образом, самый электроотрицательный элемент расположен справа вверху таблицы Д.И. Менделеева - это фтор.
Для примера сравним ЭО-ость атомов Te, In, Al, P. Индий расположен в одной группе с алюминием, ЭО-ость In → Al возрастает (снизу вверх). Алюминий расположен в одном периоде с серой, ЭО-ость возрастает Al → S (слева направо). Сравнивая серу и теллур, мы видим, что сера расположена в группе выше теллура, значит и ее электроотрицательность тоже выше.
Энергия связи (а также ее прочность) возрастают с увеличением электроотрицательности атомов, образующих данную связь. Чем сильнее атом тянет на себя электроны (чем больше он ЭО-ый), тем прочнее получается связь, которую он образует.
Понятию ЭО-ости "синонимичны" также понятия сродства к электрону - энергии, выделяющейся при присоединении электрона к атому, и энергии ионизации - количеству энергии, которое необходимо для отщепления электрона от атома. И то, и другое возрастают с увеличением электроотрицательности.
Продемонстрирую на примере. Сравним энергию связи в трех молекулах: H2O, H2S, H2Se.
Высшие оксиды и летучие водородные соединения (ЛВС)
В периодической таблице Д.И. Менделеева ниже 7 периода находится строка, в которой для каждой группы указаны соответствующие высшие оксиды, ниже строка с летучими водородными соединениями.
Для элементов главных подгрупп начиная с IV группы (в большинстве случае) максимальная степень окисления (СО) определяется по номеру группы. К примеру, для серы (в VI группе) максимальная СО = +6, которую она проявляет в соединениях: H2SO4, SO3.
В таблице видно, что для VIa группы формула высшего оксида RO3, а, к примеру, для IIIa группы - R2O3. Напишем высшие оксиды для веществ из VIa : SO3, SeO3, TeO3 и IIIa группы: B2O3, Al2O3, Ga2O3.
На экзамене строка с готовыми "высшими" оксидами, как в таблице наверху, может отсутствовать. Считаю важным подготовить вас к этому. Предположим, что эта строчка внезапно исчезла из таблицы, и вам нужно записать высшие оксиды для фосфора и углерода.
С летучими водородными соединениями (ЛВС) ситуация аналогичная: их может не быть в периодической таблице Д.И. Менделеева, которая попадется на экзамене. Я расскажу вам, как легко их запомнить.
ЛВС характерны для IV, V, VI и VII группы. Элементы этих групп более электроотрицательны, чем водород, поэтому ходят в "-" отрицательную СО. Минимальная степень окисления для элементов главных подгрупп, начиная с IV группы, может быть рассчитана так: номер группы - 8.
Например, для углерода минимальная СО = 4-8 = -4; для азота 5-8 = -3; для кислорода 6-8 = -2; для фтора 7-8 = -1. Для того, чтобы запомнить ЛВС, вы должны ассоциировать IV, V, VI и VII группы с хорошо известными вам веществами: метаном, аммиаком, водой и фтороводородом.
Так как общее строение ЛВС в пределах одной группы сходно, то, вспомнив например H2O для кислорода в VI группе, вы легко найдете формулы других ЛВС VI группы: серы - H2S, H2Se, H2Te, H2Po.
Предварительный просмотр:
«Строение электронных оболочек атомов»
Электронная оболочка атома — это все электроны атома. Электроны в электронной оболочке атома расположены слоями. Электроны в разных слоях различаются энергией взаимодействия с ядром атома. Чем дальше от ядра находится электрон, тем меньше энергия его взаимодействия с ядром.
Вместимость электронных слоев различная. В слое № 1, или в первом слое, у всех элементов, кроме водорода, находится 2 электрона. (В атоме водорода всего 1. электрон, и он — в первом слое.) Во втором слое может находиться не больше восьми электронов. В третьем слое максимально может расположиться 18 электронов. В четвертом слое максимально бывает 32 электрона.
Если N — максимальное число электронов на электронном слое с номером n, то для определения числа N можно воспользоваться формулой N = 2n2 .
Завершенный электронный слой — это слой в атоме, содержащий максимально возможное для него число электронов.
Электронные слои заполняются так: сначала первый, потом второй и последующие — по мере уменьшения энергии их взаимодействия с ядром. Расположение по слоям электронов в атомах водорода, кислорода и магния:
Число электронных слоев атома равно номеру периода химического элемента в таблице Менделеева. Поэтому у атома водорода один электронный слой, у кислорода — два слоя, а у магния — три слоя.
Валентный слой — это внешний электронный слой. У водорода это 1-й слой, у кислорода — 2-й слой, у магния — 3-й слой. Валентные электроны — это электроны внешнего слоя. Внешний слой всегда содержит не больше восьми электронов. Восьми-электронный внешний слой характеризуется повышенной устойчивостью. (Это — «правило октета».)
Зная максимальное число электронов в каждом электронном слое атома, можно составить схему расположения электронов по слоям в заданном элементе. Электронные слои атомов называют энергетическими уровнями.
Химические свойства атомов определяются свойствами их электронов. Движение электронов в атоме описывают с привлечением понятия орбитали. Каждый электрон в атоме находится на своей орбитали.
Орбиталь — это часть электронного облака, создаваемого электронами при движении в атоме. Орбиталь — это пространство около ядра, где чаще всего находится электрон.
Электроны первых 30 химических элементов от водорода до цинка размещены на орбиталях трех видов — s, р и d. Вместимость любой орбитали — два электрона. На 1-м энергетическом уровне одна s-орбиталь.
Таблица. Строение электронных оболочек атомов
первых 20 элементов Периодической системы Д.И. Менделеева
Приведем некоторые сведения, которые следуют из электронной формулы атома на примере атома фтора: F 1s2 2s2 2р5.
Фтор — элемент 2-го периода, т.к. в его электронной формуле два электронных слоя. Сумма всех надстрочных индексов — 9 (общее число электронов), это и атомный номер фтора. Элементы, у которых очередные электроны помещаются на s- и р-орбиталях, относятся к главным подгруппам таблицы Менделеева. Сумма электронов 2-го внешнего слоя дает номер группы — VII.
Предварительный просмотр:
Значение периодического закона
Открытие периодического закона и создание Периодической таблицы химических элементов имеет огромное значение для развития науки.
Периодический закон:
- систематизировал и обобщил все сведения о химических элементах и их соединениях, объединил их в единое целое;
- объяснил разные виды периодичности в изменении свойств элементов и образованных ими простых и сложных веществ;
- позволил предсказывать существование неоткрытых химических элементов и прогнозировать их свойства;
- послужил базой для изучения строения ядра атома и электронных оболочек.
Сам Дмитрий Иванович Менделеев, предвидя развитие науки, писал: «Периодическому закону будущее не грозит разрушением, а только надстройка и развитие обещаются».
Развитие периодического закона
Во времена Д. И. Менделеева основным свойством атомов химических элементов считалась атомная масса. Периодический закон в формулировке Д. И Менделеева звучит так:
Свойства элементов, а также состав и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величин их атомных масс.
Позже было изучено строение атома, и стало ясно, что основной характеристикой атома химического элемента является не величина его атомной массы, а величина положительного заряда ядра. Периодический закон стали формулировать иначе. Современная формулировка выглядит следующим образом:
Свойства химических элементов и образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от величин зарядов ядер их атомов.
Заряды ядер атомов элементов, расположенных в ряд, возрастают непрерывно. Объяснить причины периодичности учёные смогли тогда, когда изучили строение электронных оболочек атомов.
Причиной периодического изменения свойств химических элементов и образуемых ими веществ является периодически повторяющееся строение наружных энергетических уровней электронных оболочек атомов.
Предварительный просмотр:
Тема 9. "Строение атома. Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева (ПСХЭ)".
Состав атома. Атом состоит из атомного ядра и электронной оболочки.
Ядро атома состоит из протонов (p+) и нейтронов (n0). У большинства атомов водорода ядро состоит из одного протона.
Число протонов N(p+) равно заряду ядра (Z) и порядковому номеру элемента в естественном ряду элементов (и в периодической системе элементов).
N(p+) = Z
Сумма числа нейтронов N(n0), обозначаемого просто буквой N, и числа протонов Z называется массовым числом и обозначается буквой А.
A = Z + N
Электронная оболочка атома состоит из движущихся вокруг ядра электронов (е-).
Число электронов N(e-) в электронной оболочке нейтрального атома равно числу протонов Z в его ядре.
Масса протона примерно равна массе нейтрона и в 1840 раз больше массы электрона, поэтому масса атома практически равна массе ядра.
Форма атома - сферическая. Радиус ядра примерно в 100000 раз меньше радиуса атома.
Химический элемент - вид атомов (совокупность атомов) с одинаковым зарядом ядра (с одинаковым числом протонов в ядре).
Изотоп - совокупность атомов одного элемента с одинаковым числом нейтронов в ядре (или вид атомов с одинаковым числом протонов и одинаковым числом нейтронов в ядре).
Разные изотопы отличаются друг от друга числом нейтронов в ядрах их атомов.
Обозначение отдельного атома или изотопа: (Э - символ элемента), например: .
Строение электронной оболочки атома
Атомная орбиталь - состояние электрона в атоме. Условное обозначение орбитали - . Каждой орбитали соответствует электронное облако.
Орбитали реальных атомов в основном (невозбужденном) состоянии бывают четырех типов: s, p, d и f.
Электронное облако - часть пространства, в которой электрон можно обнаружить с вероятностью 90 (или более) процентов.
Примечание: иногда понятия "атомная орбиталь" и "электронное облако" не различают, называя и то, и другое "атомной орбиталью".
Электронная оболочка атома слоистая. Электронный слой образован электронными облаками одинакового размера. Орбитали одного слоя образуют электронный ("энергетический") уровень, их энергии одинаковы у атома водорода, но различаются у других атомов.
Однотипные орбитали одного уровня группируются в электронные (энергетические) подуровни:
s-подуровень (состоит из одной s-орбитали), условное обозначение - .
p-подуровень (состоит из трех p-орбиталей), условное обозначение - .
d-подуровень (состоит из пяти d-орбиталей), условное обозначение - .
f-подуровень (состоит из семи f-орбиталей), условное обозначение - .
Энергии орбиталей одного подуровня одинаковы.
При обозначении подуровней к символу подуровня добавляется номер слоя (электронного уровня), например: 2s, 3p, 5d означает s-подуровень второго уровня, p-подуровень третьего уровня, d-подуровень пятого уровня.
Общее число подуровней на одном уровне равно номеру уровня n. Общее число орбиталей на одном уровне равно n2. Соответственно этому, общее число облаков в одном слое равно также n2.
Обозначения: - свободная орбиталь (без электронов), - орбиталь с неспаренным электроном, - орбиталь с электронной парой (с двумя электронами).
Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется тремя законами природы (формулировки даны упрощенно):
1. Принцип наименьшей энергии - электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.
2. Принцип Паули - на одной орбитали не может быть больше двух электронов.
3. Правило Хунда - в пределах подуровня электроны сначала заполняют свободные орбитали (по одному), и лишь после этого образуют электронные пары.
Общее число электронов на электронном уровне (или в электронном слое) равно 2n2.
Распределение подуровней по энергиям выражается рядом (в прядке увеличения энергии):
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...
Наглядно эта последовательность выражается энергетической диаграммой:
Распределение электронов атома по уровням, подуровням и орбиталям (электронная конфигурация атома) может быть изображена в виде электронной формулы, энергетической диаграммы или, упрощенно, в виде схемы электронных слоев ("электронная схема").
Примеры электронного строения атомов:
Валентные электроны - электроны атома, которые могут принимать участие в образовании химических связей. У любого атома это все внешние электроны плюс те предвнешние электроны, энергия которых больше, чем у внешних. Например: у атома Ca внешние электроны - 4s2, они же и валентные; у атома Fe внешние электроны - 4s2, но у него есть 3d6, следовательно у атома железа 8 валентных электронов. Валентная электронная формула атома кальция - 4s2, а атома железа - 4s23d6.
Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
(естественная система химических элементов)
Периодический закон химических элементов (современная формулировка): свойства химических элементов, а также простых и сложных веществ, ими образуемых, находятся в периодической зависимости от значения заряда из атомных ядер.
Периодическая система - графическое выражение периодического закона.
Естественный ряд химических элементов - ряд химических элементов, выстроенных по возрастанию числа протонов в ядрах их атомов, или, что то же самое, по возрастанию зарядов ядер этих атомов. Порядковый номер элемента в этом ряду равен числу протонов в ядре любого атома этого элемента.
Таблица химических элементов строится путем "разрезания" естественного ряда химических элементов на периоды (горизонтальные строки таблицы) и объединения в группы (вертикальные столбцы таблицы) элементов, со сходным электронным строением атомов.
В зависимости от способа объединения элементов в группы таблица может быть длиннопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом и типом валентных электронов) и короткопериодной (в группы собраны элементы с одинаковым числом валентных электронов).
Группы короткопериодной таблицы делятся на подгруппы (главные и побочные), совпадающие с группами длиннопериодной таблицы.
У всех атомов элементов одного периода одинаковое число электронных слоев, равное номеру периода.
Число элементов в периодах: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Большинство элементов восьмого периода получены искусственно, последние элементы этого периода еще не синтезированы. Все периоды, кроме первого начинаются с элемента, образующего щелочной металл (Li, Na, K и т. д.), а заканчиваются элементом, образующим благородный газ (He, Ne, Ar, Kr и т. д.).
В короткопериодной таблице - восемь групп, каждая из которых делится на две подгруппы (главную и побочную), в длиннопериодной таблице - шестнадцать групп, которые нумеруются римскими цифрами с буквами А или В, например: IA, IIIB, VIA, VIIB. Группа IA длиннопериодной таблицы соответствует главной подгруппе первой группы короткопериодной таблицы; группа VIIB - побочной подгруппе седьмой группы: остальные - аналогично.
Характеристики химических элементов закономерно изменяются в группах и периодах.
В периодах (с увеличением порядкового номера)
- увеличивается заряд ядра,
- увеличивается число внешних электронов,
- уменьшается радиус атомов,
- увеличивается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации),
- увеличивается электроотрицательность,
- усиливаются окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"),
- ослабевают восстановительные свойства простых веществ ("металличность"),
- ослабевает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов,
- возрастает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов.
В группах (с увеличением порядкового номера)
- увеличивается заряд ядра,
- увеличивается радиус атомов (только в А-группах),
- уменьшается прочность связи электронов с ядром (энергия ионизации; только в А-группах),
- уменьшается электроотрицательность (только в А-группах),
- ослабевают окислительные свойства простых веществ ("неметалличность"; только в А-группах),
- усиливаются восстановительные свойства простых веществ ("металличность"; только в А-группах),
- возрастает основный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
- ослабевает кислотный характер гидроксидов и соответствующих оксидов (только в А-группах),
- снижается устойчивость водородных соединений (повышается их восстановительная активность; только в А-группах).
Предварительный просмотр:
Ответить на вопросы
- Как изменяются свойства гидроксидов элементов в периодах и группах с увеличением порядкового номера? Почему?
- Из оксидов As2O3, P2O5, GeO2, SO3, Al2O3, V2O5 выберите два оксида с наиболее выраженными кислотными свойствами. Укажите валентные электроны выбранных элементов.?
- Из оксидов BaO, K2O, TiO2, CaO, Al2O3, MgO, ZnO выберите два оксида с наиболее выраженными основными свойствами. Укажите валентные электроны выбранных элементов.
- В каком ряду химических элементов усиливаются металлические свойства соответствующих им простых веществ?
калий → натрий → литий
сурьма → мышьяк → фосфор
углерод → кремний → германий
алюминий → кремний → углерод
5. Основные свойства оксида магния выражены сильнее, чем основные свойства 1) оксида бериллия 2) оксида натрия 3) оксида кальция 4) оксида калия
- Порядковый номер химического элемента в Периодической системе Д. И. Менделеева соответствует: 1) числу электронов в атоме 2) значению высшей валентности элемента по кислороду 3) числу электронов, недостающих до завершения внешнего электронного слоя 4) числу электронных слоев в атоме
- В ряду элементов уменьшается
высшая валентность элемента
электроотрицательность
заряд ядра
радиус атома
По теме: методические разработки, презентации и конспекты
«Внутриаптечный контроль лекарственных форм» , «Контроль качества неорганических лекарственных средств элементов VII группы периодической системы химических элементов им.Д.И.Менделеева»
Аннотацияна методическую разработку лекции«Внутриаптечный контроль лекарственных форм», «Контроль качества неорганических лекарственных средств элементов VII группы периодической сис...
![](/sites/default/files/pictures/2017/10/22/picture-962741-1508688704.jpg)
Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева
Конспект обычного урока по химии в 8 классе....
ПРАКТИЧЕСКОЕ ЗАНЯТИЕ - КОНТРОЛЬНАЯ РАБОТА ТЕМА: «Неорганические лекарственные средства VII, VI, IV, III, II, I групп периодической системы химических элементов Д.И.Менделеева»
Методическая разработка составлена в соответствии с требованиями ФГОС. По разделам МДК 02.02.1 "Общая фармацевтическая химия" и МДК 02.02.2 "Контроль качества жидких лекарственных форм...
Опорный конспект по теме "Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделеева и строение атома"
Опорный конспект по теме "Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделеева и строение атома"...
![](/sites/default/files/pictures/2019/01/12/picture-1100861-1547299757.jpg)
Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева
Периодический закон Д.И. Менделеева превратил химию в теоретическую науку, дающую инструмент научного предсказания.Д.И. Менделеев не сомневался в объективности открытого им закона и твердо верил в его...
Периодический закон и периодическая система Д. И. Менделеева в свете учения о строении атома
Презентация содержит теоретический материал, вопросы для самоконтроля знаний, задачи и домашнее задание...
МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА практического занятия «Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Характеристика элементов по их положению в Периодической системе» учебной дисциплины ОП. 08. Общая и неорганическая химия
МЕТОДИЧЕСКАЯ РАЗРАБОТКА практического занятия «Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева.Характеристика элементов по их положению в Периодической...