Строение атома, состояние веществ.
презентация урока для интерактивной доски

Слайд 1

Основные сведения о строении атома

Слайд 2

Атом Устойчивая микросистема элементарных частиц, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов, движущихся в пространстве около ядра. Ядро атома состоит из протонов и нейтронов. Число протонов в ядре равно атомному номеру элемента и числу электронов в атоме. Атом – электронейтрален.

Слайд 3

Экспериментальные основы Открыт электрон (Дж. Томсон, 1897) ; Открыто явление фотоэффекта (1887 г. Герц, А. Столетов 1888); Открыты линейчатые спектры; Открыто явление радиоактивности (1896г. Беккерель и М. Кюри); Установлен заряд электрона ( А. Ф. Иоффе 1911 и Р. Милликен 1912); Установлено наличие ядра (1909-1911 Резерфорд); Установлен заряд ядра (1913г. Мозли). свет Фотоэффект

Слайд 4

A = Z + N A – массовое число атома Z – заряд ядра N – число нейтронов Э А Z

Слайд 5

ИЗОТОПЫ ХЛОРА

Слайд 6

Электронная оболочка атома образована электронными слоями или энергетическими уровнями. Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода в таблице Д.И.Менделеева, в котором располагается химический элемент. 1 период – 1 уровень, 2 период – 2 уровня, 3 период – 3 уровня и т. д. Энергетические уровни можно обозначать цифрами и буквами: 1 2 3 4 5 6 7 K L M N O P Q

Слайд 7

Энергетические уровни K L M Р + 15 ) ) ) → энергетические 3 период уровни K L M N Fe + 26 ) ) ) ) → энергетические 4 период уровни

Слайд 8

Количество электронов на уровне 1 уровень – 1 - 2 е - 2 уровень – 1 – 8 е - 3 уровень – 1 – 18 е - 4 уровень – 1 – 32 е - Р + 15 ) ) ) 2 8 5 Fe + 26 ) ) ) ) 2 8 14 2

Слайд 9

Энергетический уровень состоит из подуровней: 1 уровень → 1 подуровень ( s ) - 1s 2 уровень → 2 подуровня ( s , p ) - 2s2p 3 уровень → 3 подуровня ( s , p , d ) - 3s3p3d 4 уровень → 4 подуровня ( s , p , d , f ) и т.д.

Слайд 10

Энергетические подуровни образованы электронными облаками или орбиталями: s – орбиталь – форма сферы – одна на каждом подуровне; p – орбиталь – форма объемной восьмерки – три на подуровне; d – орбиталь – форма листа клевера – пять на подуровне. Каждую орбиталь могут занимать 1-2 е - .

Слайд 11

Модели строения атома Дж. Томсон (1903 г.) Атом состоит из положительного заряда, равномерно распространенного по всему объему атома, и электронов, колеблющихся внутри этого заряда.

Слайд 12

Э. Резерфорд (1911 г.) – планетарная или ядерная модель атома: внутри атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть объема атома; весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в ядре; - электроны вращаются вокруг ядра, они нейтрализуют заряд ядра.

Слайд 13

В 1913 г. Н. Бор дополнил планетарную модель постулатами : электроны в атоме вращаются по строго определенным замкнутым орбитам, не испуская и не поглощая энергии; - при переходе электронов с одной орбиты на другую происходит поглощение или выделение энергии.

Слайд 14

Принцип квантования (М. Планк, 1900) атомы излучают энергию порциями, кратными некоторой минимальной величине - кванту, фотону – h. h = 6,626•10 -34 (Дж•c) – пост. Планка Е = h   = c

Слайд 15

Современная квантовая модель строения атома: Электрон имеет двойственную ( корпускулярно-волновую ) природу: - подобно частице электрон имеет массу (9,1  10 -28 г) и заряд (1,6  10 -19 Кл). - движущийся электрон обладает свойствами волны: способность к дифракции и интерференции, длина волны  . Электрон в атоме не движется по определенной траектории, а может находиться в любой части около ядерного пространства. Вероятность нахождения электрона в разных частях около ядерного пространства неодинакова.

Слайд 16

Принцип неопределенности ( В. Гейзенберг, 1925 ) Движение электрона в атоме не может быть описано определённой траекторией. Положение и скорость движения электрона в атоме можно найти лишь с определенной долей точности.

Слайд 17

Уравнение Шредингера уравнение трехмерной волны Уравнение Шредингера - трехмерно. Соответственно имеет три набора квантовых чисел. Что же это за числа?

Слайд 18

Главное квантовое число ( n ) n = 1, 2, 3,…  , определяет энергию электрона в атоме. Энергетический уровень - состояние электронов в атоме с тем или иным значением n . Основное состояние атома - min энергия электронов. Возбужденное состояние – более высокие значения энергии электронов.

Слайд 19

Орбитальное квантовое число ( l ) характеризует форму электронного облака: l = 0, 1, 2, 3, 4, 5, … n-1 Подуровень : s, p, d, f, g, h Т.е. энергетический уровень ( n ) содержит совокупность энергетических подуровней, отличающихся по энергиям.

Слайд 20

Магнитное квантовое число ( m l ) характеризует ориентацию электронных облаков в пространстве m l меняется от – l до + l , через ноль а всего:  = 2 l + 1 значений. Например : l = 0 ( s ) ; m l = 0 l = 1 (p) ; m l = -1, 0, +1

Слайд 21

Спиновое квантовое число ( m s ) характеризует собственный магнитный момент электрона, который или совпадает с ориентацией орбитального момента, или направлен в противоположную сторону. m s имеет значения: +1/2 или -1/2

Слайд 22

Атомная орбиталь (АО) это состояние электрона в атоме, которое описывается волновой функцией с набором из трех квантовых чисел n, l, m l Условное изображение АО: АО обозначают с помощью кв. чисел Например: 1s (n = 1, l = 0 , m l = 0 ) 2p (n = 2, l = 1, m l = -1, 0, +1)

Слайд 23

Закономерности формирования электронных структур Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором 4-х квантовых чисел. Правила Гунда: на одном подуровне сумма спинов электронов максимальна; сумма магнитных квантовых чисел максимальна.

Слайд 24

Правила Клечковского Ниже по энергии находится та орбиталь, для которой сумма ( n + l ) минимальна. Если сумма ( n + l ) для двух подуровней одинакова , то сначала электроны заполняют АО с меньшим n .

Слайд 25

Графическое правило Клечковского

Слайд 26

Последовательность заполнения АО по правилам Клечковского 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p 7 s5f6d7p

Слайд 27

Ma ксимальная емкость подуровня : 2(2 l + 1 ) e Максимальная емкость уровня : 2n 2 е

Слайд 28

Электронные конфигурации с повышенной устойчивостью p 0 d 0 f 0 p 6 d 10 f 14

Слайд 29

Проскок электрона Пример : z = 24; Cr Ожидаемая : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 Действительная : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Слайд 1

11 класс

Слайд 2

В 1887г. шведский учёный С.Аррениус для объяснения особенностей водных растворов веществ предложил теорию электролитической диссоциации . В дальнейшем эта теория была развита многими учёными, в том числе Д.И.Менделеевым, И.А.Каблуковым и В.А.Кистяковским.

Слайд 3

Владимир Александрович Кистяковский 1865-1952 гг. Дмитрий Иванович Менделеев 1834-1907 гг. Иван Алексеевич Каблуков 1857-1942 гг.

Слайд 4

Электролиты в растворах и расплавах распадаются на ионы; Если через раствор или расплав электролита пропустить постоянный эл.ток, (+)ионы → к катоду, а (-)ионы → к аноду; Диссоциация – обратимый процесс (для слабых электролитов); Ионы и атомы одних и тех же элементов отличаются друг от друга по строению и свойствам.

Слайд 5

Все растворимые основания – сильные электролиты. Гидрат аммиака – слабый электролит NH 3 •H 2 O → NH 4 OH . Диссоциация всех электролитов – обратимый процесс. Для слабых электролитов ( ), для сильных электролитов ( → ) или (=).

Слайд 6

Отражает ли сущность реакции, уравнение которой CH 3 COOH + KOH = CH 3 COOK + H 2 O приведенное сокращенное ионное уравнение: H + + OH - = H 2 O ? Уксусная кислота – слабый электролит; по правилам составления ионных уравнений формулы малодиссоциирующих веществ в молекулярном виде: CH 3 COOH + OH - = CH 3 COO - + H 2 O

Слайд 7

BaSO 4 , AgCl – нерастворимые соли, поэтому они не диссоциируют на ионы. Растворимость и сила электролита – это разные свойства вещества; BaSO 4 , AgCl сильные электролиты, но малорастворимы, сл-но [ ионов ] в растворах невелика. Na 2 SO 4 2Na + + SO 4 2- , KCl K + + Cl - . Сильные электролиты, их дис-социация необратима ( → ) или (=).

Слайд 8

H 2 S→2H + + S 2- . Сероводородная кислота слабый электролит, его диссоциация обратима ( ). Истинная степень диссоциации сильного электролита меньше 100%. Истинная степень диссоциации =100%, а эксперименнально определенная <100%, т.к. сущес-твует притяжение м/у (+) и (-). Измеряется «кажущаяся».

Слайд 9

Только растворимые в воде основания – щелочи – являются электролитами. Все основания – электролиты, но большинство из них слабые электролиты. Данные реакции – реакциии ионного обмена: 2 KOH + SiO 2 = K 2 SiO 3 + H 2 O , CuO + H 2 SO 4 = CuSO 4 + H 2 O . Это реакции обмена, но CuO и SiO 2 неэлектролиты.

Слайд 11

Понятие «электролиты» Исследуемые вещества Вид химической связи Тип раствора Наличие эл.проводности Дистилл. вода - Хлорид натрия (тв.) - Хлорид натрия (раствор) + Сахар (раствор) - Соляная кислота + Гидроксид натрия + - Молекулярный Ионный Ионная Ионная - Ионный Ионная Ионный Ковалентная Ковалентная слабополярная Ковалентная сильнополярная

Слайд 12

вещества электролиты неэлектролиты

Слайд 13

электролиты сильные - полностью распадаются на ионы слабые -большая часть вещества в виде молекул

Слайд 14

Э(ОН) n m=0 Э O (ОН) n m=1 Э O 2 (ОН) n m=2 Э O 3 (ОН) n m=3 H 2 CO 3 HNO 2 H 2 SO 4 H 6 TeO 6 HClO 3 HClO 4 H 2 SO 3 HClO H 3 PO 4 HMnO 4 HNO 3 H 3 BO 3 слабые сильные

Слайд 15

сила электролита степень диссоциации α константа диссоциации К д

Слайд 16

α= 0< α <100% , если: α >40% - сильные электролиты 10%< α <40% - средние электролиты α <10% - слабые электролиты Зависит от: Природы электролита; Растворителя; Концентрации раствора (при разбавлении - увеличивается); Температуры; Присутствия в растворе одноименного иона (репрессия ионизации).

Слайд 17

К Zn добавили раствор CH 3 COOH , в результате наблюдается выделение пузырьков газа. Как изменится протекание реакции при добавлении: нескольких кристаллов CH 3 COONa ; нескольких капель раствора HCl ; нескольких капель раствора NaOH .

Слайд 18

Степень диссоциации истинная α сильного электролита =100% АВ А + +В - [AB] =С м • α (кажущаяся) «кажущаяся» – измеренная экспериментально <100%, что объясняется взаимодействием ионов

Слайд 19

диссоциация слабых электролитов – обратимый, равновесный процесс: АВ А + + В - который количественно описывается законом действующих масс: К д =

Слайд 20

константа диссоциации истинная К д сильных электролитов равна 1 «кажущаяся К д » - определенная экспериментально <1, т.к. возникают «ионные ассоциаты»

Слайд 21

диссоциация слабых электролитов – обратимый, равновесный процесс: АВ А + + В - который количественно описывается законом действующих масс: К д =

Слайд 22

Закон разбавления Освальда: К д = ; для слабых электролитов: К д = α 2 • C m следовательно: α= α 2 •С m 1- α

Слайд 23

ПР – важная характеристика для малорастворимого электролита. AgCl Ag + +Cl - К д = К д • [AgCl]=[Ag + ]• [Cl - ] –величина const и называется произведением растворимости ПР( AgCl )= [Ag + ]• [Cl - ]

Слайд 24

AgCl Ag + +Cl - ПР = [Ag + ]• [Cl - ] при 25 0 С ПР( AgCl ) =1 ,78•10 -8 , Если: [Ag + ]• [Cl - ] < 1 ,78•10 -8 осадок растворится; [Ag + ]• [Cl - ] > 1 ,78•10 -8 выпадет осадок.

Слайд 25

H 2 O H + + OH - К д =[H + ] • [OH - ] / [H 2 O] К д ( H 2 O )=1,8•10 -16 при 22 0 С К д • [H 2 O] = [H + ] • [OH - ]- const ионное произведение воды

Слайд 26

К • H 2 O=[H + ]•[OH - ] ионное произведение воды В 1л H 2 O – [ H 2 O ]= = 55,55 моль/л при 22 0 С К д ( H 2 O )=1,8•10 -16 К д • [H 2 O] = 1,8•10 -16 • 55,55 = 10 -14 К• H 2 O =10 -14 , [H + ] = [OH - ] = 10 -7 1000 г /л 18 г/моль

Слайд 27

[H + ] = [OH - ] = 10 -7 среда нейтральная [H + ]< [OH - ] среда щелочная, т.е [H + ] < 10 -7 [H + ] >[OH - ] среда кислая, т.е. [H + ]> 10 -7

Слайд 28

рН = - lg [H + ] : среда нейтральная при рН=7; среда щелочная при рН > 7; среда кислая при рН < 7. рН + рОН = 14, рОН =- lg [ О H - ]

Слайд 29

рН<7 рН>7 Малиновый Бесцветный Фенол-фталеин Лакмус Красный Фиолетовый Синий Метилоранж Розовый Оранжевый Желтый 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 Бесцветный рН=7

Слайд 30

Необратимые реакции Образуется осадок (↓) BaCl 2 + Na 2 SO 4 = BaSO 4 ↓ + 2 NaCl Выделяются газообразные вещества Na 2 S + 2 HCl = H 2 S ↑ + 2 NaCl Образуется слабый электролит 2CH 3 COOK + H 2 SO 4 = 2CH 3 COOH + K 2 SO 4 Образуются комплексные соединения Hg ( NO 3 ) 2 + 4 KJ = K 2 [ HgJ 4 ] +2 KNO 3 Ионнообменные реакции

Слайд 31

Г.Е. Рудзитис: § 14-17

Слайд 1

ПОСЛЕДНИЕ ЭЛЕМЕНТЫ ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА Химия

Слайд 2

Оглавление: Элемент периодической системы Менделеева : № 110 № 111 № 112 № 113 № 114 № 115 № 116 № 117 № 118 Доп.инфор

Слайд 3

Элемент периодической системы Менделеева № 110- Дармштадтий Дармштадтий ( лат. Darmstadtium , обозначение Ds ; ранее Унуннилий ) — искусственно синтезированный химический элемент VIII группы периодической системы, атомный номер 110. Атомная масса=281(г / моль) История. Элемент получил название по месту открытия. Впервые синтезирован 9 ноября 1994 в Центре исследованийтяжелых ионов, Дармштадт, С. Хофманном, В. Ниновым, Ф. П. Хессбергером, П. Армбрустером, Х. Фолгером, Г. Мюнценбергом, Х. Шоттом и другими. Обнаруженный изотоп имел атомную массу 269. Получение Изотопы дармштадтия были получены в результате ядерных реакций: Свойства Радиоактивен.

Слайд 4

Элемент периодической системы Менделеева №111- Рентгений Рентге́ний ( лат. Roentgenium , обозначение Rg ; ранее унунуний , ) — искусственно синтезированный химический элемент побочной подгруппы первой группы, седьмого периодапериодической системы, с атомным номером 111. Простое вещество рентгений — переходный металл. Атомная масса 280 ( г / моль ) История Элемент 111 был впервые синтезирован 8 декабря 1994 г. в немецком городе Дармштадте. Авторами первой публикации, были С. Хофманн, В. Нинов, Ф. П. Хессбергер, П. Армбрустер, Х. Фольгер, Г. Мюнценберг, Х. Шётт, А. Г. Попеко, А. В. Еремин, А. Н. Андреев, С. Саро, Р. Яник и М. Лейно. Помимо немецких физиков, в международную группу входили трое учёных из российского Объединенного института ядерных исследований. Первый синтез был проведён по реакции: 209 Bi + 64 Ni = 272 Rg + n

Слайд 5

Элемент периодической системы Менделеева №112- Коперниций Коперниций (лат. Copernicium, Cn; в качестве русского названия используется также коперникий) — 112-й химический элемент. Ядро наиболее стабильного из его известных изотопов, 285 Cn, состоит из 112 протонов, 173 нейтронов и имеет период полураспада около 34 секунд. Относится к той же химической группе, что цинк, кадмий и ртуть. История Коперниций впервые синтезирован 9 февраля 1996 года в Институте тяжёлых ионов в Дармштадте , С. Хоффманном ( S. Hofmann), В. Ниновым ( V. Ninov), Ф. П. Хессбергером ( F. P. Hessberger), П. Армбрустером ( P. Armbruster), Х. Фолгером ( H. Folger), Г. Мюнценбергом ( G. Münzenberg) и другими. Название Учёные GSI предложили для 112-го элемента название Copernicium ( Cn ) в честь Николая Коперника . 19 февраля 2010 года , в день рождения Коперника, ИЮПАК официально утвердил название элемента. Ранее для него предлагались названия штрассманий St, венусий Vs, фриший Fs, гейзенбергий Hb, а также лаврентий Lv, виксхаузий Wi, гельмгольций Hh.

Слайд 6

Элемент периодической системы Менделеева №113- Унунтрий Унунтрий ( лат. Ununtrium , Uut) или эка-таллий — 113-й химический элемент III группы периодической системы , атомный номер 113, атомная масса [284], наиболее устойчивый изотоп 284 Uut. История открытия В феврале 2004 года были опубликованы результаты экспериментов, проводившихся с 14 июля по 10 августа 2003 года , в результате которых был получен 113-й элемент. Исследования проводились в Объединённом институте ядерных исследований ( Дубна , Россия ) . Получение Изотопы унунтрия были получены в результате α-распада изотопов унунпентия: а также в результате ядерных реакций:

Слайд 7

Элемент периодической системы Менделеева №114- Унунквадий Унунква́дий ,официально предложено название флёровий ( лат. Flerovium , Fl ) — 114-й химический элемент IV группы периодической системы , атомный номер 114. Элемент радиоактивен . История Впервые элемент был получен в декабре 1998 года путём синтеза изотопов через реакцию слияния ядер кальция с ядрами плутония. Происхождение названия Официально предложенное, но не утверждённое, название флёровий или флеровий дано в честь российского физика Г. Н. Флёрова , руководителя группы, синтезировавшей элементы с номерами от 102 до 110. После согласовательных процедур между российскими и американскими учёными 1 декабря 2011 года в комиссию по номенклатуре химических соединений ИЮПАК было направлено предложение назвать 114-й элемент флёровием. Химические свойства В некоторых исследованияхбыли получены указания [ на то, что унунквадий по химическим свойствам похож не на свинец , а на благородные газы . Унунквадий предположительно способен проявлять в соединениях степень окисления +2 и +4, хотя поскольку устойчивость степени окисления +4 с ростом порядкового номера снижается, некоторые учёныепредполагают, что унунквадий не сможет проявлять её или сможет её проявлять только в жёстких условиях.

Слайд 8

Элемент периодической системы Менделеева №115- Унунпентий Унунпе́нтий ( лат. Ununpentium , Uup) или эка-висмут — 115-й химический элемент V группы периодической системы , атомный номер 115, атомная масса 288, наиболее стабильным является нуклид . Искусственно синтезированный элемент, в природе не встречается. История открытия В феврале 2004 года были опубликованы результаты экспериментов, проводившихся с 14 июля по 10 августа 2003 года , в результате которых был получен 115-ый элемент.Исследования проводились в Объединённом институте ядерных исследований ( Дубна , Россия ). Получение Изотопы унунпентия были получены в результате ядерных реакций:

Слайд 9

Элемент периодической системы Менделеева №116- Унунгексий Унунге́ксий ( лат. Ununhexium , Uuh), официально предложено название ливерморий ( лат. Livermorium , Lv ) — 116-й химический элемент VI группы периодической системы , атомный номер 116, атомная масса 293. История открытия Заявление об открытии элементов 116 и 118 в 1999 году в Беркли ( США ) [ оказалось ошибочным и даже фальсифицированным. Синтез по объявленной методике не был подтверждён в российском, немецком и японском центрах ядерных исследований, а затем и в самих США. Унунгексий открыт путём синтеза изотопов в 2000 г. в Объединённом институте ядерных исследований ( Дубна , Россия ). Название Официально предложенное, но не утверждённое, название ливерморий дано в честь города Ливермор ( Калифорния ), где располагается Ливерморская национальная лаборатория. Учёные ОИЯИ предложили для 116-ого элемента название московий — в честь Московской области. Получение Изотопы унунгексия были получены в результате ядерных реакций:

Слайд 10

Элемент периодической системы Менделеева №117- Унунсептий Унунсе́птий ( лат. Ununseptium , Uus) или эка-астат — временное наименование для химического элемента с атомным номером 117. Временное обозначение — Uus. Период полураспада — 78 миллисекунд.Галоген. Получение Был получен в Объединённом институте ядерных исследований в Дубне , Россия в 2009—2010 годах. Для синтеза элемента использовались реакции: Происхождение названия Слово «унунсептий» образовано из корней латинских числительных и буквально обозначает что-то наподобие «одно-одно-семий» (числительное «117-й» строится совсем иначе). В дальнейшем название будет изменено.

Слайд 11

Элемент периодической системы Менделеева №118- Унуноктий Унуно́ктий ( лат. Ununoctium , Uuo) или эка-радон — временное наименование для химического элемента с атомным номером 118, синтез изотопов которого был впервые осуществлён в 2002 и 2005 годах в Объединённом институте ядерных исследований ( Дубна ) в сотрудничестве с Ливерморской национальной лабораторией . Результаты этих экспериментов были опубликованы в 2006 году . Временное обозначение — Uuo. Элемент является самым тяжёлым неметаллом , который может существовать, и относится, вероятно, к инертным газам . История открытия Заявление об открытии элементов 116 и 118 в 1999 году в Беркли ( США ) оказалось ошибочным и даже фальсифицированным [5] . Синтез по объявленной методике не был подтверждён в российском, немецком и японском центрах ядерных исследований, а затем и в США. Первое событие распада 118-го элемента наблюдалось в эксперименте, проведённом в ОИЯИ в феврале — июне 2002 года . Получение Унуноктий был получен в результате ядерной реакции:

Слайд 12

Интересные факты: Элементы с номерами 110, 111 и 112 были открыты немецкими учеными еще в 1990-х годах. Предварительно им были присвоены труднопроизносимые имена унуннилий, унуниний и унубий. В пятницу ИЮПАК одобрил новые названия этих искусственно синтезированных элементов - дармштадтий, рентгений и коперниций. Официальные символы элементов в таблице Менделеева - Ds, Rg и Cn. Название 114-го и 116-го элементов пока не утверждено. В природе не существует элементов с атомными номерами (числом протонов в ядре атома) больше 92, то есть тяжелее урана. Более тяжелые элементы, например плутоний, могут нарабатываться в атомных реакторах, а элементы тяжелее 100-го (фермия) можно получать только на ускорителях, путем бомбардировки мишени тяжелыми ионами. При слиянии ядер мишени и «снаряда» и возникают ядра нового элемента. Где конец таблицы? Академик Оганесян в статье, опубликованной в журнале Pure and Applied Chemistry, пишет, что теория квантовой электродинамики и теория атома, созданная Резерфордом, допускает существования атомов с числом протонов в ядре, равном 170 и даже больше. То есть, теоретически, таблица Менделеева может продолжаться до 170-й клетки.

Слайд 13

Еще один…119 Электронная конфигурация унуноктия предположительно выглядит как (краткая форма записи) 7s27p6. Электронная конфигурация следующего элемента, содержащего 119 протонов и столько же электронов, может, соответственно, выглядеть как 7s27p68s1, тем самым элемент должен относиться к первой группе и начинать восьмой период таблицы (занять левый нижний угол таблицы). Неизвестно, каким образом он может «завершать таблицу» и что такое «состоять из электронного ряда всех элементов».

Слайд 1

Периодическая система элементов. Периодичность.

Слайд 2

Периодическая система элементов Д.И. Менделеева (1869г.) Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от их атомных весов.

Слайд 3

Периодический закон Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов.

Слайд 4

Неясные моменты В чем причина периодичности? Почему элементы одной группы имеют одинаковую валентность и образуют одинаковые соединения? Почему число элементов в периодах не одинаковое ? Почему в ПС расположение элементов не всегда соответствует возрастанию атомной массы ( А r – К, Co – Ni, Te – I ) ?

Слайд 5

Причина периодичности Определенная последовательность формирования электронных оболочек ( правила Паули, Хунда, Клечковского ). Периодическое повторение сходных электронных слоёв и их усложнение при увеличении главного квантового числа: периоды начинаются s - элементами, а заканчиваются р -элементами.

Слайд 6

Короткие периоды 1 период ( n =1): ( 2n 2 ) 2 элемента (1s 2 ) 2 период ( n =2): ( 2n 2 ) 8 элементов (2 s 2 2p 6 ) 3 период ( n =3): ( 2n 2 – 2*5 ) 8 элементов (3 s 2 3p 6 )

Слайд 7

Длинные периоды 4 период ( n =4): (2n 2 - 2*7) 18 элементов (4s 2 3d 10 4p 6 ) 5 период ( n =5): (2n 2 - 2 (7 + 9) ) 18 элементов (5s 2 4d 10 5p 6 ) 6 период ( n =6): (2n 2 - 2 (9 + 11) ) 32 элемента (6s 2 4f 14 5d 10 6p 6 ) 7 период ( n =7): (2n 2 - 2 (9 + 11 + 13) ) 32 элемента (7s 2 5f 14 6d 10 7p 6 ), незавершенный

Слайд 8

Период - горизонтальная последовательность элементов, атомы которых имеют равное число энергетических уровней, частично или полностью заполненных электронами.

Слайд 9

Группа - вертикальная последовательность элементов с однотипной электронной конфигурацией атомов, равным числом внешних электронов, одинаковой max валентностью и похожими химическими свойствами.

Слайд 10

Периодичность свойств элементов: атомные и ионные радиусы; энергия ионизации; сродство к электрону; электроотрицательность; валентность элементов .

Слайд 11

Периодичность свойств простых веществ и соединений: температура плавления и кипения; длина химической связи; энергия химической связи; электродные потенциалы; стандартные энтальпии образования веществ; энтропии веществ и т.д.

Слайд 12

Радиус химического элемента Орбитальный радиус атома (иона) – это расстояние от ядра до максимума электронной плотности наиболее удаленной орбитали этого атома или иона.

Слайд 13

Радиус уменьшается р а с т е т

Слайд 14

Радиусы катионов и анионов Превращение атома в катион - резкое уменьшение орбитального радиуса. Превращение атома в анион почти не изменяет орбитального радиуса. R кат. < R ат. < R ан. Cl + < Cl < Cl – 0,099 0,18 1

Слайд 15

Зависимость орбитального радиуса атомов от атомного номера элементов

Слайд 16

Зависимость эффективного радиуса атомов от атомного номера элементов

Слайд 17

Ковалентные радиусы - это эффективные радиусы, определяемые по межядерным расстояниям в ковалентных молекулах. Металлические радиусы - это эффективные радиусы в металлах. Ионные радиусы – это эффективные радиусы в ионах.

Слайд 18

Энергия и потенциал ионизации атомов Энергия ионизации – это энергия, необходимая для отрыва электрона от атома и превращение атома в положительно заряженный ион. Э – е = Э + , Е ион. [ кДж/моль ] Ионизационный потенциал – это разность потенциалов, при которой происходит ионизация. J [ эВ ]; Е ион. = 96,5• J

Слайд 19

1-й, 2-й, ….i потенциал ионизации Энергия отрыва каждого последующего электрона больше, чем предыдущего: J 1 < J 2 < J 3 < J 4 …… Резкое увеличение J происходит тогда, когда заканчивается отрыв внешних электронов и следующий электрон находится на предвнешнем энергетическом уровне.

Слайд 20

Периодичность изменения J Элемент J 1 J 2 J 3 J 4 Li 5,39 75,6 122,4 – Be 9,32 18,2 158,3 217,7 B 8,30 25,1 37,9 259,3 C 11,26 24,4 47,9 64,5 N 14,53 29,6 47,5 77,4

Слайд 22

Сродство к электрону это энергия, выделяющаяся или поглощающаяся при захвате электрона атомом или энергия, необходимая для присоединения электрона к атому: Э + е = Э - , F [ кДж / моль ]

Слайд 23

Периодичность изменения F для элементов первых 3-х периодов

Слайд 24

Электроотрицательность свойство атома притягивать электроны от других атомов, с которыми он образует химическую связь в соединениях. Электроотрицательность определяли Полинг, Малликен и др. ученые. Электроотрицательность выражается в относительных условных единицах.

Слайд 25

Электроотрицательность элементов первых 3-х периодов

Слайд 26

Валентность определяется валентными электронами, поэтому высшая валентность элементов равна номеру группы.

Слайд 27

Зависимость валентности от атомного номера элемента

Слайд 28

Периодические свойства соединений: основно-кислотные свойства оксидов и гидроксидов: - в периодах основные свойства уменьшаются, а увеличиваются кислотные свойства этих соединений; - в группах основные свойства увеличиваются, а кислотные уменьшаются.

Слайд 29

Кислотно-основные свойства с. о. кислотные свойства MnO Mn 2 O 3 MnO 2 MnO 3 Mn 2 O 7 осн. слабо осн. амфот. кисл. кисл.

Слайд 30

По периоду : (-) значения  G р o кислотные св-ва оксидов Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2  G o р = -175 kJ Na 2 O + SiO 2 = Na 2 SiO 3  G o р = -197 kJ Na 2 O + 1/3P 2 O 5 = 2/3Na 3 PO 4  G o р = -371 kJ Na 2 O + SO 3 = Na 2 SO 4  G o р = -522 kJ Na 2 O + Cl 2 O 7 = 2NaClO 4  G o р = -587kJ

Слайд 31

Окислительная способность простых веществ и однотипных соединений : - в периодах увеличивается; - в группах уменьшается.

Слайд 32

Термическая устойчивость однотипных солей: - в периодах уменьшается и возрастает их склонность к гидролизу; - в группах - увеличивается.

Слайд 33

Периодическими являются другие свойства соединений: энергия химической связи, энтальпия, энергия Гиббса и т.д. Место химического элемента в ПС определяет его свойства и свойства его многих соединений.