Строение атома. Периодический закон и система Менделеева. Изменение свойств

Реферат на тему: Строение атома. Периодический закон и система Менделеева. Изменение свойств.

Титульный лист оформляется самостоятельно. Служит для нумерации.

Внимание! Перед сдачей преподавателю рекомендуется полностью прочитать работу.

План.

1. Строение атома........................................................................................ 3

2. Периодический закон и система Менделеева......................................... 5

3. Изменение свойств химических элементов............................................. 8

Использованная литература..................................................................... 11

1. Строение атома

Атом (от греч. atomos — неделимый) - это частица вещества микроскопических размеров и очень малой массы (микрочастица), наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Каждому элементу соответствует определённый род атомов., обозначаемых символом элемента (например, атом водорода Н, атом железа Fe; атом ртути Hg; атом урана U).

По современным представлениям атом - это сложная система, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов, окружающих ядро. Состав атома элемента можно представить в виде схемы (рис.1):

Рис.1 Состав атома элемента.

Ядро атома, главным образом, состоит из протонов и нейтронов (общее название нуклоны). Протоны - это положительно заряженные микрочастицы с массой, равной 1 а. е.м. и зарядом +1,6 ∙ 10-19 К, условно принятым за единицу положительного заряда (+1). Нейтроны - нейтральные частицы с массой 1 а. е.м. Количество протонов в ядре определяет заряд ядра атома в порядковых номер элемента в периодической системе элементов Менделеева. Например, у атома калия (порядковый номер в таблице Менделеева 19, атомная масса 39 а. е.м.) в ядре находится 19 протонов и 20 нейтронов, у бария (порядковый номер 56, атомная масса 137) в ядре 56 протонов и 71 нейтрон.

Электроны, окружающие ядро атома - это отрицательно заряженные микрочастицы, имеющие массу ~ 5∙10-4 а. е.м. и заряд -1,6 ∙ 10-19 К (-1). Так как масса электрона ничтожно мала по сравнению с массой протона или нейтрона, масса атома практически равна массе его ядра, т. е. сумме масс протонов и нейтронов. Число электронов в атоме равно числу положительно заряженных протонов, входящих в состав ядра.

Размеры атома в целом определяются размерами его электронной оболочки и велики по сравнению с размерами ядра атома. Электронные оболочки атома не имеют строго определённой границы; значения размеров атома в большей или меньшей степени зависят от способов их определения и весьма разнообразны

В 1911 году, английский учёный Эрнест Резерфорд придумал "планетарную" модель атома, согласно которой в центре атома Резерфорд расположил крохотное, но очень плотное ядро, в котором сосредоточена почти вся масса атома, а электроны вращались вокруг него по определённым орбитам, как планеты вокруг Солнца.

Потом оказалось, что каждый электрон движется вокруг ядра так быстро, что его не только нельзя рассмотреть с помощью самого мощного микроскопа, но невозможно даже представить в виде точки, движущейся по определённой траектории. Электрон как бы "размазан" в пространстве и образует электронное облако, причём форма электронного облака может быть различной.

На данный момент известны четыре формы электронных облаков: s-электроны (сферическая форма электронного облака); p-электроны (форма электронного облака - гантель или объёмная восьмёрка); d-электроны; f-электроны.

2. Периодический закон и система Менделеева

Периодический закон Менделеева - это фундаментальный закон, устанавливающий периодическое изменение свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. Открыт в 1869 при сопоставлении свойств всех известных в то время элементов и величин их атомных весов. Термин «периодический закон» Менделеев впервые употребил в ноябре 1870, а в октябре 1871 дал окончательную формулировку Периодическому закону.: «... свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса». Графическим (табличным) выражением Периодического закона явиляется разработанная Менделеевым периодическая система элементов, о которой речь пойдет в следующей главе.

Физический смысл Периодического закона был вскрыт лишь после выяснения того, что заряд ядра атома возрастает при переходе от одного химического элемента к соседнему (в периодической системе) на единицу элементарного заряда. Численно заряд ядра равен порядковому номеру (атомному номеру Z) соответствующего элемента в периодической системе, то есть числу протонов в ядре, в свою очередь равному числу электронов соответствующего нейтрального атома. Химические свойства атомов определяются структурой их внешних электронных оболочек, периодически изменяющейся с увеличением заряда ядра, и, следовательно, в основе Периодического закона лежит представление об изменении заряда ядра атомов, а не атомной массы элементов.

Периодические закон имеет огромное естественнонаучное и философское значение. Он позволил рассматривать все элементы в их взаимной связи и прогнозировать свойства неизвестных элементов.

Менделеева, таким образом являются:

1. Он рассматривал периодичность не одного какого-либо свойства, а всех свойств - химических и физических (в отличие от предшественников).

2. Он ввел длинные ряды и периоды - таблица не представляет собой аккуратного прямоугольника, что предусматривает возможности дальнейшего развития. 1895 - открыты инертные газы.

3. Он оставил пустые клетки в таблице, которые позднее были заполнены вновь открытыми элементами, причем их свойства с большой точностью совпадают с предсказанными .

Экабор - скандий, 1879, Нильсен

Экаалюминий - 1875, галлий, Лекок де Буабодран

Экасилиций - 1885, германий, Винклер

4. Исправил атомные веса некоторых элементов, что потом было подтверждено экспериментально (Cr, In, Pt, Au, U)

5. Переставил некоторые элементы местами вопреки некоторой немонотонности в изменении атомных масс (никто еще не подозревал тогда о существовании изотопов). Te (127.60) он поставил перед иодом (126.90). А открытый гораздо позднее аргон (39.94) поставил в группу инертных газов перед калием (39.1).

Современная Периодическая система элементов охватывает 106 химических элементов; из них все трансурановые (Z = 93—106), а также элементы с Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) и 87 (Fr) получены искусственно. За всю историю периодической системы было предложено большое количество (нескольких сотен) вариантов её графического изображения, преимущественно в виде таблиц; известны изображения и в виде различных геометрических фигур (пространственных и плоскостных), аналитических кривых (например, спирали) и т. д. Фундаментальным принципом построения периодической системы элементов является разделение всех химических элементов на группы и периоды. Каждая группа в свою очередь подразделяется на главную (а) и побочную (б) подгруппы. В каждой подгруппе содержатся элементы, обладающие сходными химическими свойствами. Элементы а- и б-подгрупп в каждой группе, как правило, обнаруживают между собой определённое химическое сходство, главным образом в высших степенях окисления, которые, как правило, соответствуют номеру группы. Периодом называется совокупность элементов, начинающаяся щелочным металлом и заканчивающаяся инертным газом (особый случай — первый период); каждый период содержит строго определённое число элементов. Периодическая система элементов состоит из 8 групп и 7 периодов (седьмой пока не завершен).

3. Изменение свойств химических элементов

Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра.

Графическим изображением периодического закона, как уже отмечалось, является периодическая таблица. Она содержит 7 периодов и 8 групп.

Период - горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов. Номер периода обозначает число энергетических уровней в атоме элемента.

Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый и пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой период незавершен.

Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются благородным газом (ns2 np6).

Металлические свойства рассматриваются, как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять электроны из-за стремления атомов приобрести устойчивую конфигурацию с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s - подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего p - подуровня - на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на p - подуровне (от 1 до 5) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns2 np6) химически инертны.

В больших периодах переход свойств от активного металла к благородному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, т. к. происходит формирование внутреннего (n - 1) d - подуровня при сохранении внешнего ns2 - слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов.

У элементов четных рядов на внешнем слое ns2 - электроны, поэтому преобладают металлические свойства и их ослабление с ростом заряда ядра невелико; в нечетных рядах формируется np - подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств.

Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы.

Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns - и np - подуровнях.

Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов. Их валентные электроны находятся на внешнем ns - подуровне и внутреннем (n - 1) d - подуровне (или (n - 2) f - подуровне).

В зависимости от того, какой подуровень (s-, p-, d - или f-) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы подразделяются на: s - элементы (элементы главной подгруппы I и II групп), p - элементы (элементы главных подгрупп III - VII групп), d - элементы (элементы побочных подгрупп), f - элементы (лантаноиды, актиноиды).

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Элементы главных и побочных групп сильно отличаются по свойствам.

Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы).

Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (и их гидратов). У высших оксидов и их гидратов элементов I - III групп (кроме бора) преобладают основные свойства, с IV по VIII - кислотные.

Для элементов главных подгрупп общими являются формулы водородных соединений. Элементы главных подгрупп I - III групп образуют твердые вещества - гидриды (водород в степени окисления - 1), а IV - VII групп - газообразные. Водородные соединения элементов главных подгрупп IV группы (ЭН4) - нейтральны, V группы (ЭН3) - основания, VI и VII групп (Н2Э и НЭ) - кислоты (таблица 1).

Таблица 1.

Группа	I	II	III	IV	V	VI	VII	VIII (кроме инертных газов)
Высший оксид	Э2О	ЭО	Э2О3	ЭО2	Э2О5	ЭО3	Э2О7	ЭО4
Гидрат высшего оксида	ЭОН	Э(ОН)2	Э(ОН)3	Н2ЭО3	Н3ЭО4	Н2ЭО4	НЭО4	Н4ЭО4

От положения элементов в периодической системе зависят свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией: атомный радиус - по периоду слева направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает; энергия ионизации - по периоду возрастает, а в подгруппе уменьшается; электроотрицательность - по периоду увеличивается, а в подгруппе уменьшается.

По положению элемента в периодической системе можно прогнозировать его основные свойства как средние всех его соседей:

Использованная литература

1.  Рыбальченко (начальный курс). Часть 1: Учебное пособие. - 4-е изд. - М.: РГУ нефти и газа им , 2003

2.  Большая Советская Энциклопедия

3.  , , Корощенко химии. 10-11 классы. - М.: Просвещение, 2000

4.  Чежина и неорганическая химия. Конспект курса лекций. - СПб.: Питер, 2001

5.