Классы
Предметы

Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

Этот видеоурок доступен по абонементу
Подробнее об абонементе, платных и бесплатных уроках

У вас уже есть абонемент? Войти

Оплатить абонементот 75 руб. в месяц
У вас уже есть абонемент? Войти
Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

На данном уроке рассматривается Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева в свете теории строения атома. Объясняются следующие понятия: современная формулировка периодического закона, физический смысл номеров периода и группы, причины периодичности изменения характеристик и свойств атомов элементов и их соединений на примерах малых и больших периодов, главных подгрупп, физический смысл периодического закона, общая характеристика элемента и свойств его соединений на основе положения элемента в Периодической системе.

Тема: Строение атома. Периодический закон

Урок: Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева

Предпосылки открытия периодического закона

В период становления науки химии ученые пытались привести в систему сведения об известных к тому времени нескольких десятков химических элементов. Эта проблема увлекла и Д.И. Менделеева. Он искал закономерности и взаимосвязи, которые бы охватывали все элементы, а не только часть из них. Менделеев считал важнейшей характеристикой элемента массу его атома. Проанализировав все известные к тому времени сведения о химических элементах и расположив их в порядке возрастания их атомных масс, в 1869 году он сформулировал периодический закон.

Формулировка закона: свойства химических элементов, простых веществ, а также состав и свойства соединений находятся в периодической зависимости от значения атомных масс.

К моменту формулировки периодического закона еще не было известно строение атома и существования элементарных частиц. Также впоследствии было установлено, что от атомных масс свойства вещества не зависят, как это предполагал Менделеев. Хотя, не обладая этими сведениями, Д. И. Менделеев не сделал в своей таблице ни единой ошибки.

После открытия Мозли, который установил экспериментально, что заряд ядра атома совпадает с порядковым номером химического элемента, указанным Менделеевым в его таблице, в формулировку его закона внесли изменения.

Описание периодической системы

Современная формулировка закона: свойства химических элементов, простых веществ, а также состав и свойства соединений находятся в периодической зависимости от значений зарядов ядер атомов.

Графическим выражением периодического закона является Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева.

Рис. 1. Графическим выражением периодического закона является Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

Рассмотрим принятые в ней обозначения на примере рубидия

Рис. 2. Рассмотрим принятые в ней обозначения на примере рубидия

В каждой ячейке, соответствующей элементу, представлены: химический символ, название, порядковый номер, соответствующий числу протонов в атоме, относительная атомная масса. Число электронов в атоме соответствует числу протонов. Количество нейтронов в атоме можно найти по разности между относительной атомной массой и количеством протонов, т. е. порядкового номера.

N(n0) = Ar - Z

Количество относительная   порядковый

нейтронов атомная масса   номер элемента

Например, для изотопа хлора  35Cl количество нейтронов равно: 35-17=18

Составными частями периодической системы являются группы и периоды.

Периодическая система содержит восемь групп элементов. Каждая группа состоит их двух подгрупп: главной и побочной. Главные обозначены буквой а, а побочные – буквой б. Главная подгруппа содержит больше элементов, чем побочная. В главной подгруппе содержатся s- и p-элементы, в побочной – d-элементы.

Понятия о группах и периодах

Группастолбец периодической системы, в котором объединены химические элементы, обладающие химическим сходством вследствие сходных электронных конфигураций валентного слоя. Это основополагающий принцип построения периодической системы. Рассмотрим это не примере элементов первых двух групп.

Табл. 1

Элемент

Конфигурация валентных электронов

Элемент

Конфигурация валентных электронов

H

1s1

 

 

Li

2s1

Be

2s2

Na

3s1

Mg

3s2

K

4s1

Ca

4s2

Rb

5s1

Sr

5s2

Cs

6s1

Ba

6s2

Из таблицы видно, что элементы первой группы главной подгруппы имеют один валентный электрон. Элементы второй группы главной подгруппы имеют два валентных электрона.

Некоторые главные подруппы имеют свои особенные названия:

Табл. 2

I-a

Щелочные металлы

II-a

Щелочноземельные металлы

V-a

Пниктогены

VI-a

Халькогены

VII-a

Галогены

VIII-a

Благородные (инертные) газы

Строка, называемая периодом, - это последовательность элементов, расположенных в порядке увеличения зарядов их ядер, которая начинается с щелочного металла (или водорода) и заканчивается благородным газом.

Номер периода равен количеству электронных уровней в атоме.

Существует два основных варианта представления периодической системы: длиннопериодный, в котором выделяют 18 групп (Рис. 3) и короткопериодный, в котором групп 8, но вводится понятие главной и побочной подгрупп (Рис. 1).

Рис. 3

Электронные конфигурации валентного слоя некоторых атомов

Периодическая повторяемость строения валентных электронов в атоме – это важнейший критерий, который объясняет и предсказывает свойства многих элементов. См. табл. 3.

Табл. 3

Электронные конфигурации валентного слоя атомов элементов от лития до кальция

Элемент

Li

Be

B

C

N

O

Z

3

4

5

6

7

8

Электронная конфигурация

2s1

2s2

2s22p1

2s22p2

2s22p3

2s22p4

Элемент

F

Ne

Na

Mg

Al

Si

Z

9

10

11

12

13

14

Электронная конфигурация

2s22p5

2s22p6

3s1

3s2

3s23p1

3s23p2

Элемент

P

S

Cl

Ar

K

Ca

Z

15

16

17

18

19

20

Электронная конфигурация

3s23p3

3s23p4

3s23p5

3s23p6

4s1

4s2

У каждой группы есть формула высшего оксида, т. е. оксида с максимальной степенью окисления элементов. Эта информация написана внизу таблицы. Например, для элементов V группы формула высшего оксида – R2O5. Это N2O5, P2O5, As2O5, V2O5…. По составу высшего оксида элемента можно определить его свойства. Оксиды состава R2O, RO основные. R2O3 - чаще всего амфотерные. Остальные оксиды – кислотные. Чем выше степень окисления элемента R, чем ярче выраженными кислотными свойствами обладает его оксид. Таким образом, кислотность высших оксидов элементов главных подгрупп увеличивается по периоду слева направо.

В таблице отражен состав летучих водородных соединений. Такие соединения образуют элементы IV-VII групп, причем только легких.

Изменение атомного радиуса

В группах: для элементов главных подгрупп сверху вниз увеличивается число энергетических уровней. Энергетический уровень – это и есть расстояние, на котором находится электрон от ядра. Значит, по группе вниз атомный радиус увеличивается.

В периодах: по периоду номер энергетического уровня, на котором находятся валентные электроны, остается неизменным, но число валентных электронов увеличивается, а также растет и заряд ядра. Значит, электроны электростатически сильнее притягиваются к ядру. Поэтому радиус атома уменьшается.

Электроотрицательность

Электроотрицательность – это способность атома перетягивать на себя электроны связи.

Это величина, которая отражает «желание» атома отдать свои валентные электроны или принять чужие валентные электроны. Чем выше электроотрицательность, тем сильнее атом хочет принять чужие валентные электроны. Существует несколько основных шкал электроотрицательности. Электроотрицательность можно выразить количественно и выстроить элементы в ряд по ее возрастанию. Наиболее часто используют шкалу электроотрицательностей, предложенную американским химиком Л. Полингом. Электроотрицательность (X) измеряется в относительных величинах (таблица 4).

Элемент

Х

Элемент

Х

Cs

0,79

H

2,20

K

0,82

C

2,55

Na

0,93

S

2,58

Li

0,98

I

2,66

Ca

1,00

Br

2,96

Mg

1,31

N

3,04

Be

1,57

Cl

3,16

Si

1,90

O

3,44

B

2,04

F

3,98

P

2,19

 

 

Таблица 4. Электроотрицательности (X) некоторых элементов. Данные из справочника: CRS Handbook of Chemistry and Physics (издание 2007 года).

Электроотрицательность по Полингу – это свойство атомов, связанных химическими связями, т. е. находящихся в составе химических соединений. Соединения таких благородных элементов, как гелий, неон и аргон до сих пор не получены, поэтому не определена и ЭО этих элементов. Однако в полной таблице в приложении VII уже можно найти значения для ксенона (Xe), соединения которого с фтором и кислородом известны с 60-х годов ХХ века.

Наибольшей электроотрицательностью обладают элементы, находящиеся в правом верхнем углу Периодической системы. Соответственно, наименьшей – элементы, находящиеся в нижнем левом углу. Аналогично меняются и металлические свойства простых веществ, образованных данными элементами. Металлы легко отдают свои валентные электроны, соответственно, они имеют низкую электроотрицательность. Поэтому металлы находятся в нижнем левом углу Периодической системы, а типичные неметаллы – в правом верхнем.

Обобщение закономерностей изменения свойств в таблице

Закономерности изменения периодических свойств приведены в табл. 5.

Параметр

По группе вниз

По периоду вправо

Заряд ядра

Увеличивается

Увеличивается

Число валентных электронов

Не меняется

Увеличивается

Число энергетических уровней

Увеличивается

Не меняется

Радиус атома

Увеличивается

Уменьшается

Электроотрицательность

Уменьшается

Увеличивается

Металлические свойства

Увеличиваются

Уменьшаются

Степень окисления в высшем оксиде

Не меняется

Увеличивается

Степень окисления в водородных соединениях (для элементов IV-VII групп)

Не меняется

Увеличивается

Табл. 5

Подведение итога урока

Вы узнали о строении Периодической системы элементов Д. И. Менделеева, а также о закономерностях изменения основных свойств химических элементов по ней.

 

Список литературы

1. Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Попель П.П. Химия: 8 кл.: учебник для общеобразовательных учебных заведений / П.П. Попель, Л.С.Кривля. – К.: ИЦ «Академия», 2008. – 240 с.: ил.

3. А.В. Мануйлов, В.И. Родионов. Основы химии. Интернет-учебник.

 

Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

1. Internerurok.ru (Источник).

2. Hemi.nsu.ru (Источник).

3. Chemport.ru (Источник).

4. Химик (Источник).

 

 

Домашнее задание

1. №№3-5 (с. 22) Рудзитис Г.Е. Химия. Основы общей химии. 11 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – 14-е изд. – М.: Просвещение, 2012.

2. Сравните электронную конфигурацию атомов углерода и кремния. Какую валентность и степени окисления они могут проявлять в химических соединениях? Приведите формулы соединений этих элементов с водородом. Приведите формулы их соединений с кислородом в высшей степени окисления.

3. Напишите электронные формулы внешних оболочек следующих элементов: 14Si, 15P, 16S, 17Cl, 34Se, 52Te. Три элемента из этого ряда являются химическими аналогами (проявляют похожие химические свойства). Какие это элементы?