ТЕОРИЯ
Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И Менделеева.
1. В истории открытия Периодического закона можно выделить три этапа:
а) до XVIII в. – изучение свойств индивидуальных веществ; (описаны 63 хим. элемента).
б) до середины ХIХ в. – классификация химических элементов на основе их особенных свойств
в) 1869 год – открытие, осмысление всеобщей связи между всеми химическими элементами, открытие П. З.
2. Объективные предпосылки создания П. З.
а) были более или менее точно определены Ar химических элементов.
б) появилось четкое понятие о группах сходных элементов (естеств. семействах);
в) на съезде химиков в г. Карлсруэ в 1860 г. были выработаны четкие понятия об атомах и молекулах.
Открытие Периодического закона Дмитрием Ивановичем Менделеевым.
3. Всего до Менделеева было предложено порядка 50 вариантов классификации химических элементов, но каждая из них имела свои недостатки.
Ни одна из попыток не привела к созданию системы, отражающей взаимосвязь всех элементов и выявляющей природу их сходства и различия.
поставил цель – создать полную и естественную классификацию химических элементов. За основу классификации х. э. взял два основных признака:
· величину атомной массы
· свойства элементов и их соединений
Все известные к тому времени хим. элемента (63) ученый расположил в один длинный ряд и каждому элементу присвоил порядковый номер.
Менделеев обнаружил, что свойства элементов изменяются в пределах определенных групп линейно (монотонно возрастают или убывают), а затем изменяются периодически, т. е через определенное число элементов встречаются сходные. На основании этих наблюдений сформулировал закономерность, которую назвал Периодическим законом:
«Свойства химических элементов, а также характер и свойства их соединений (оксидов и гидроксидов) находятся в периодической зависимости от их атомных масс»
Датой открытия закона считается 1 марта 1869 г. Графическим изображением П. З является Периодическая система химических элементов.
Работая с длинным рядом ученый выделяет периоды, в которых свойства хим. элементов и образованных ими веществ закономерно изменяются:
1) Металлические свойства, наиболее ярко выражены у щелочных Ме, ослабевают и сменяются неметаллическими, которые наиболее ярко выражены у галогенов.
2) Валентность по кислороду (положительная ст. ок ) в высших оксидах изменяется от I (+1) до VII (+7) (исключая Os и Ru, у них +8)
3) Валентность по водороду в ЛВС (отрицательная ст. ок) изменяется от IV (-4) до I (-1)
4) Основные оксиды элементов начала периода сменяет амфотерный оксид и далее – кислотные, свойства которых усиливаются.
5) Гидроксиды – основания через амфотерный гидроксид сменяются кислотами, сила которых к концу периода увеличивается.
II период
Хим. элемент | Li Me | Be перех | B неMe | C неМе | N НеМе | O неМе | F неМе |
Оксид | Li2O основ | BeO амфот | B2O3 кисл | СO2 кисл | N2O5 кисл | - | - |
Гидроксид | Li(OH)2 основ (щелочь) | Be(OH)2 амфот | H3BO3 борная к-та | H2CO3 к-та | HNO3 к-та | - | - |
III период
Хим. элемент | Na Me | Mg Me | Al перех | Si неМе | P неМе | S неМе | Сl неМе |
Оксид | Na2O основ | MgO основ | Al2O3 амфот | SiO2 кисл | P2O5 кисл | SO3 кисл | Cl2O7 кисл |
Гидроксид | NaOH щелочь | Mg(OH)2 основ | Al(OH)3 амфот | H2SiO3 к-та | H3PO4 к-та | H2SO4 к-та | HClO4 к-та |
Формулировка закона, данная Менделеевым, соответствует состоянию науки на тот период времени, когда еще не было известно строение атома. Менделеев понимал, что основной характеристикой элемента является не его масса, а какое-то более важное внутреннее свойство атома. Поэтому располагал х. э по увеличению атомных масс, он в 3-х случаях нарушает эту последовательность (Ar-K; Co-Ni; Te-I) из-за необходимости сохранить сходство хим. элементов в пределах групп.
4. Учение о строение атома вскрыло глубокий физический смысл П. З и П. С.Х. Э.
В начале ХХ века с созданием электронного микроскопа, открытием изотопов, открытием англ. Г. Мозли :(порядковый номер хим. элемента оказался численно равен заряду ядра его атома) главным, существенным признаком хим. элемента становится не атомная масса, а заряд ядра атома, определяемый числом протонов.
Хим. элемент – определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра атома.
Оказалось, что элементы в П. С расположены по возрастанию зарядов атомных ядер, а не атомных масс.
В связи с этим совершенная формулировка П. З такова:
«Свойства хим. элементов , а так же характер и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер»
Отличное от других элементов расположение в ПС. Ar-K; Co-Ni и Te-I объясняется тем большим содержанием в природе тяжелых изотопов у Ar, Co u Te по сравнению с легким у К, Ni u I.
Учение о строении атомов раскрыло смысл чисел в П. С.Х. Э
Порядковый номер элемента – число протонов в ядре атома и общее число электронов (атом в целом электронейтрален).
Номер периода – число энергетических уровней в атоме.
Номер группы – число валентных электронов (электроны, которые участвуют в образовании хим. связей)
У х. э главных подгрупп они располагаются на ВЭУ, у х. э побочных подгрупп как на ВЭУ, так и на предвнешнем.
Кроме этого учение о строении атома объяснило закономерности в изменении свойств химических элементов, которые мы наблюдаем в периодах и группах.
При движении по периоду слева направо:
а) радиус атома немного уменьшается ; т. к с ростом заряда ядра атома и увеличением общего числа электронов в атоме усиливается взаимное притяжение протонов и электронов к ядру, атом сжимается.
б) Ме свойства, восстановительные свойства (св-ва восстановителя, т. е способность электроны отдавать) уменьшается;
в) неМе свойства, окислительные свойства (свойства окислителя, т. е способность электроны принимать) усиливается ;
г) Э. О усиливается
д) основный характер оксидов и гидроксидов уменьшается
е) кислотный характер оксидов и гидроксидов усиливается
ж) прочность ЛВС усиливается
з) сила бескислородных кислот образованных ЛВС увеличивается
Объясняется это тем, что при движении по периоду слева направо с ростом заряда ядра атома и уменьшением радиуса атома, притяжение всех, в том числе и наружных электронов к ядру усиливается, поэтому способность атомов электроны отдавать меняется на способность электроны принимать.
и) ст. ок. в высших оксидах возрастает от +1 до +7,
в ЛВС возрастает от -4 до -1 , т. к при движении по периоду слева направо меняется число электронов на ВЭУ.
При движении по группе сверху вниз :
а) радиус атома сильно увеличивается; т. к увеличивается число энергетических уровней в астоме
б) Ме, восстановительные свойства увеличиваются;
в) неМе, окислительные св - ва уменьшаются;
г) Э. О уменьшается
д) Основный характер оксидов и гидроксидов увеличивается;
е) кисл. характер оксидов и гидроксидов уменьшается
ж) прочность ЛВС уменьшается;
з) сила бескислородных кислот увеличивается.
Объясняется это тем, что при движении по группе сверху вниз с ростом заряда ядра атома, сильно растет радиус атома, притяжение наружных электронов к ядру ослабевает, поэтому способность электроны принимать уменьшается, а способность отдавать увеличивается.
и) ст. ок не изменяется, т. к не изменяется число электронов на ВЭУ
Учение о строении атома объяснило и периодичность в изменении характера и св-в хим. элементов и их соединений, что наблюдается при переходе от периода к периоду:
Свойства хим. элементов и их соединений изменяются периодически (повторяются в каждом периоде), т. к периодически изменяется число электронов на ВЭУ
5. Х. Э
Химические элементы в ПС образуют семь периодов I, II, III – малые, состоят из одного ряда
IV, V, VI, VII – большие, состоят из двух рядов.
В одном периоде расположены элементы с одинаковым числом энергетических уровней, который совпадает с номером периода.
Постепенное увеличение количества элементах в периодах объясняется следующим образом : у элементов I уровня происходит заполнение 1s подуровня; поэтому их (элементов) всего два; у элементов II u III периодов заполняются s u p – подуровни, следовательно, их восемь; далее у элементов IV u V периодов кроме s u p – подуровней заполняется еще и d – подуровень, поэтому элементов восемнадцать; а у элементов VI u VII периодов заполняются s, p, d, u f – подуровни, поэтому элементов в VI периоде 32, а VII пока не закончен.
В больших периодах св - ва хим. элементов и их соединений изменяются медленнее, чем в коротких. Это объясняется тем, что начиная с третьего элемента у атомов заполняется электронами не внешний, а предвнешний или препредвнешний уровень.
Хим. элементы в ПС образуют 8 групп. В одной группе находятся элементы с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы.
Каждая группа состоит их 2х подгрупп : главной и побочной.
Главные подгруппы образованы хим. элементами, как малых, так и больших периодов (это s u p –элементы), а побочные образованы хим. элементами только больших периодов ( d u f – элементы).
В одной подгруппе находятся элементы с одинаковым строением валентных энергетических уровней, а потому с максимально сходными свойствами.
Открытие ПЗ и создание на его основе Периодическую Систему химических элементов – заслуга Дмитрия Ивановича Менделеева.
ДОМАШНЕЕ ЗАДАНИЕ
Сколько периодов включает в себя ПС?____________________________
Что общего в электронных оболочках атомов элементов одного периода?
Упражнение. Укажи номера периодов, у элементов которых заполняется подуровень: Зр - ; 2р_ ; 3d ; 4р ;5d ; 4f ; 2р ; 4d ; 6р ; 6d.
Упражнение. У элементов III периода в атомах есть d-ячейки. Почему этот период такой же короткий, как и II период, у элементов которого нет d - ячеек? ОТВЕТ: _________________________
Упражнение. Заполни таблицу:
Элемент | Электронная конфигурация | Тип элемента( s, p, d) | Число валентных электронов | Период, группа |
Is2 2s22р' | ||||
Al | III, III(A) | |||
Is2 2s22р'3s23р64s23d' | 3 электрона | |||
Cr | Is2 2s22р'3s23р64s13d5 | |||
IV, V(A) | ||||
Is2 2s22р'3s23р4 | Р-элемент | 6 электронов |
Упражнение. Выпиши из ПС символы 3 элементов, электронная формула внешнего уровня которых:
а) ns2 ___________ б) ns2np5 ________________ в) ns2np3 __________________
Упражнение. Важнейшими свойствами атомов являются радиус, прочность связи внешних электронов с ядром, металлические и неметаллические свойства. Предскажи, как изменяются эти свойства с ростом порядкового номера элемента. Впиши вместо пропущенных слова "увеличивается", "уменьшается" или "не изменяется".
Периодическая зависимость | ||
Название свойства | Характер изменения | |
В периоде слева направо → | В группе сверху вниз↓ | |
радиус | ||
Упражнение. Запиши следующие элементы в порядке возрастания прочности связи их внешних электронов с ядром. CI, Br, F, I. Rb
Упражнение. Запиши следующие элементы в порядке возрастания их металлических свойств: Al, Na, Mg, Si
Упражнение. Запиши следующие элементы в порядке возрастания их неметаллических свойств: N, As, P, O, F
Атомы металлов, как правило, содержат на внешнем энергетическом уровне небольшое число электронов (обычно 1-2 или, значительно реже, 3; исключения - Ge, Sn, Pb, Bi и Po, которые имеют 4, 5 и 6 внешних электронов). В химических реакциях они легко отдают внешние электроны.
Атомы неметаллов на наружном энергетическом уровне имеют 8, 7, 6, 5 или 4 электрона (исключения - Н, Не и В, которые имеют соответственно 1, 2 и 3 внешних электрона). В химических реакциях они могут и принимать и отдавать электроны, однако последняя способ-ность у них выражена в меньшей степени (атомы F могут только принимать электроны).
Благородные газы Не, Ne, Ar, Кг, Хе, Rn долгое время не относили к неметаллам, считая, что их атомы не способны к образованию химических связей с другими элементами, однако на сегодняшний день уже получены соединения Ar, Кг, Хе, Rn.
Для того чтобы оторвать электрон от нейтральной частицы, необходимо приложить энергию. Наименьшая энергия, необходимая для отрыва электрона от атома, называется энергией ионизации атома.
Так как энергия ионизации характеризует способность атомов отдавать электроны, она является количественной характеристикой металлических свойств элементов. Энергия ионизации зависит в основном от заряда ядра и радиуса атома. Предскажи, как изменяется энергия ионизации с ростом порядкового номера элемента. Впиши вместо пропущенных слова "увеличивается", "уменьшается" или "не изменяется".
В группе сверху вниз радиус атома ______________________________________
прочность связи внешних электронов с ядром ____________________________
следовательно, энергия ионизации _____________________________________.
В периоде слева направо радиус атома,_________________________________
при этом заряд ядра,____________________________________________________
прочность связи внешних электронов с ядром,__________________________________
следовательно, энергия ионизации ____________________________________________
У атомов (d- элементов наблюдается более сложная зависимость энергии ионизации от расположения элементов в ПС вследствие незавершенности предвнешнего уровня. Энергия отрыва от атома первого, второго, третьего и т. д. электронов последовательно возрастает, т. к. образующийся катион с большей силой притягивает оставшиеся электроны. Особенно резко энергия ионизации возрастает при переходе к более глубоко расположенным электронным слоям.
При присоединении электрона к атому энергия выделяется. Энергия, выделяющаяся при присоединении электрона к атому, называется энергией сродства к электрону.
Так как энергия сродства к электрону характеризует способность атомов принимать электроны, она является количественной характеристикой неметаллических свойств элементов. Сродство к электрону определяется положением элемента в ПС: в периодах слева направо сродство к электрону возрастает, в подгруппах сверху вниз, как правило, уменьшается.
ПРИЛОЖЕНИЯ ( АЛГОРИТМ)
В Периодической системе химических элементов , графическом изображении Периодического закона, каждое обозначение: порядковый (атомный) номер элемента, номер периода номер группы связано со строением атома.
Порядковый номер элемента | Номер периода | Номер группы (для элементов главных групп) |
|
|
|
= заряду ядра атома | = количеству энергетических уровней в атоме | = количеству электронов e- на внешнем энергетическом уровне |
= количеству протонов р+ в ядре | = высшей положительной степени окисления | |
= количеству электронов е- в атоме | = высшей валентности элемента по кислороду |
Для элементов неметаллов по номеру группы можно определить низшую степень окисления и количество неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне атома. Для этого из номера группы, в которой находится элемент, надо вычесть максимальный номер группы 8.
Например:
Химический элемент | Порядковый номер элемента №15 | Номер периода 3 | Номер группы для элементов главных подгрупп VA |
|
|
| |
Фосфор P | Z = +15 заряд ядра атома р+ = 15 количество протонов в ядре е- = 15 количество электронов в атоме | 3 энергетических уровня в атоме | 5е- электронов на внешнем энергетическом уровне +5 высшая положительная степень окисления V высшая валентность по кислороду -3 низшая степень окисления (5 – 8 = 3) 3е- непарных электрона в атоме фосфора |
СВОЙСТВА ЭЛЕМЕНТОВ, ЗАШИФРОВАННЫЕ В ПЕРИОДИЧЕСКОМ ЗАКОНЕ
1. Валентность определяется числом атомов водорода, которое может быть присоединено или замещено одним атомом данного элемента. Обозначают римскими цифрами (I, II и т. д.). Иногда валентность путают с ковалентностью атома ( ковалентность- число ковалентных связей, образуемых данным атомом).
А) в подгруппе А внешние электроны – валентные электроны.
· Высшая степень окисления (СО) этих элементов равна номеру группы
· В IV-VII группах значений СО может быть несколько, как правило она уменьшается ступенчато на 2 единицы. Например, у серы, находящейся в 6 группе возможны степени окисления +6, +4, +2, 0, -2
· У элементов этих подгрупп в образовании химических связей участвуют электроны участвуют s - и р - подуровней внешнего уровня.
· ИСКЛЮЧЕНИЯ: Кислород всегда двухвалентен (II) , фтор всегда одновалентен (I), азот может иметь валентность (I, II, III, IV), а степени окисления от -3 до +5.
Б) Элементы подгрупп Б редко проявляют высшую степень окисления равную номеру группы.
- Иногда степень окисления может превышать номер группы(например, медь +2; золото +3 ). У элементов этих подгрупп в образовании химических связей участвуют электроны s- и d-подуровней у лантаноидов и актиноидов могут быть валентными и f-электроны.
2. Металлические свойства.
А) НЕМЕТАЛЛЫ – это элементы подгрупп А, лежащие выше диагонали от бора до астатия ( см рисунок выше) и водород ( 22 элемента).
Б) Все остальные элементы - МЕТАЛЛЫ.
В) Диагональные элементы( Be- Al-Ge- Sb-Ро) обладают одновременно металлическими и неметаллическими (амфотерными свойствами).
Г) Количественная мера металлического характера элементов – энергия ионизации.
Энергия ионизации – энергия, которую нужно затратить для удаления одного электрона из атома.
· Эта величина связана с размерами атома - чем больше атом, тем легче оторвать электрон с его внешней электронной оболочки( в соответствии с законом Кулона).
· Чем больше размер атома ( его радиус) , тем выраженее у него металлические свойства.
· Металлические свойства в группе увеличиваются, а в периоде уменьшаются.
3. Неметаллические свойства.
А) Сродство к электрону - это способность атома принимать дополнительный электрон ( или удерживать его) .
Б) Чем больше сродство к электрону, тем больше электроотрицателен атом, тем лучше выражены его неметаллические свойства.
В) Электроотрицательность - это свойство элемента образовывать отрицательные одноатомные ионы.
Г) Электроотрицательность элементов уменьшается в группах и увеличивается в периодах.
· Чем больше размер атома, тем меньше его электроотрицательность, потому что в большом атоме внешние электроны хуже взаимодействуют с ядром ( закон Кулона).
4. Кислотно-основные свойства оксидов.
А) ОКСИДЫ:
· Типичных металлов проявляют основные свойства.
· Типичных неметаллов проявляют кислотные свойства.
· Диагональные элементы проявляют амфотерные свойства.
· Если в оксиде металл проявляет СО больше + 3, то такой оксид является кислотным.
Б) Кислотный характер оксидов в периоде увеличивается, а в группе уменьшается с увеличением номера элемента( это связано с размерами атома).
В) С повышением СО кислотный характер оксидов элементов группы Б повышается.
5. Кислотно-основные свойства гидридов.
А) Все гидриды неметаллов летучи, и их растворы, как правило могут образовывать кислоты( Исключение: Гидриды элементов V группы обладают слабыми основными свойствами, например, аммиак, фосфин. Элементы IV группы ( метан, силан) не обладают ни основными, ни кислотными свойствами, т. е. являются безразличными соединениями).
Б) Сила кислот образованная гидридами растет:
- При увеличении размера атома элемента в группах(т. к. при этом увеличивается длина связи между соответствующими элементами и атомами водорода, а чем длиннее связь, тем она менее прочная). При увеличении электроотрицательности элемента в периодах, т. к. увеличивыается ионный характер связи. В главных подгруппах с увеличением номера элемента ( в группе и периоде).
В) Элементы I, IV, V I групп побочных подгрупп не образуют гидридов.
6. Сила кислородных кислот элементов тем выше, чем
А) Меньше размер атома элемента, образующего кислоту.
Б) Больше атомов кислорода находится в кислоте.
В) Сила кислородных кислот растет в периодах и уменьшается в группах с ростом атомного номера элемента.
АЛГОРИТМ ОПИСАНИЯ ХИМИЧЕСКИХ СВОЙСТВ ЭЛЕМЕНТОВ.
Указывают положение элемента в Периодической системе. Составляют краткую и полную электронную формулы. Указывают тип элемента ( s, p,d, f) Характеризуют металлические свойства элемента. Указывают формулу гидрида элемента ( СО в гидридах неметаллов –низшая)- Делают вывод о газообразности гидрида Гидриды не образуются с благородными газами и платиновыми металлами( Au, Ag, Cd, Hg, In, Tl) исключение Pd.
- Газообразны только оксиды серы, азота и углерода. Пишут формулу соответствующего гидроксида ( кислоты или основания) для данного оксида и дают ему название. Делают вывод о силе кислоты или основания, а также об окислительно-восстановительных свойствах. Указывают названия и формулы солей, образованных этим оксидом.
7. Если есть оксиды, в которых данный элемент имеет другие степени окисления, то оксиды характеризуются по плану пункт 6.
ЗАДАНИЯ ( см алгоритм )
1. Используя алгоритм из приложения дайте характеристику элемента под №35
2. Зная формулу внешнего энергетического уровня атома химического элемента - 4s2 4p4 определите :
а) название элемента и заряд ядра его атома; б) положение элемента в периодической системе ; в) к каким элементам (s, p, d, f) он принадлежит; г) его степень окисления в высшем оксиде и характер свойств этого оксида.
3. Напишите формулы соединений с водородом следующих химических элементов: F, C, N, S, O, Na, Выберите формулы соединений, обладающих кислотными свойствами, и расположите их в порядке возрастания кислотных свойств.
4. В ряду химических элементов As – Se – Br
1) увеличивается число электронных слоев
2) увеличивается число протонов в ядре
3) увеличивается значение электроотрицательности
4) усиливается основный характер высших оксидов
5) уменьшается число электронов во внешнем слое
6) увеличивается высшая степень окисления
