Презентації до уроку з хімії – періодичний закон. Презентація на тему "періодичний закон Менделєєва та періодична система хімічних елементів"

Передумови відкриття періодичного закону

• класифікація Берцеліуса
• тріади Деберейнера
• Спіраль-вісь гвинта Шанкуртуа
• Октави Ньюлендса
• Таблиці Меєра

Дмитро Іванович Менделєєв народився 8 лютого 1834 року в Тобольську, в сім'ї директора гімназії Івана Павловича Менделєєва і був останньою, сімнадцятою дитиною.

Він був найближчим радником голови кабінету міністрів Сергія Вітте, який фактично направив Росію шляхом державного капіталізму. І Менделєєв величезною мірою сприяв цьому розвитку.

Менделєєв був ідеологом нафтової справи нашій країні. Його фраза "топити нафтою - це як палити асигнації" стала афоризмом. Він зрозумів значення нафтохімії і переконав Вітте побудувати у Росії перший нафтохімічний завод

С. Вітте

Д. І. Менделєєв вступив у конфлікт із братами Нобелями, який тривав протягом 1880-х років, Людвіг Нобель користуючись кризою нафтової промисловості, і прагнучи монополії на бакинську нафту, на її видобуток і перегонку, з цією метою спекулював чутками про її виснаження .

Л. Нобель

Відкриття періодичного закону Д.І. Менделєєвим

• Класифікація хімічних елементів за ознаками: величина атомної маси та властивостям, утворених хімічними елементами речовин.
• Виписав на картки всі відомі відомості про відкриті та вивчені хімічні елементи та їх сполуки і склав природні групи подібних за властивостями елементів.
• Виявив, що властивості елементів у деяких межах змінюються лінійно (монотонно посилюються або слабшають), потім після різкого стрибка повторюються періодично , тобто. через певну кількість елементів зустрічаються подібні.

Перший варіант Періодичної таблиці

З своїх спостережень 1 березня 1869 р. Д.І. Менделєєв сформулював періодичний закон, який у початковому своєму формулюванні звучав так: властивості простих тіл, а також форми та властивості сполук елементів знаходяться в періодичній залежності від величин атомних ваг елементів

Періодична таблиця

Д.І. Менделєєва

Вразливим моментом періодичного закону відразу після його відкриття було пояснення причини періодичного повторення властивостей елементів із збільшенням відносної атомної маси їх атомів. Більше того, кілька пар елементів розташовані у Періодичній системі з порушенням збільшення атомної маси. Наприклад, аргон із відносною атомною масою 39,948 займає 18-е місце, а калій із відносною атомною масою 39,102 має порядковий номер 19.

Періодичний закон

Д.І. Менделєєва

Тільки з відкриттям будови атомного ядра та встановленням фізичного сенсу порядкового номера елемента стало зрозуміло, що у Періодичній системі розташовані як збільшення позитивного заряду їх атомних ядер. З цієї точки зору жодного порушення в послідовності елементів 18 Ar – 19 K, 27 Co – 28 Ni, 52 Te – 53 I, 90 Th – 91 Pa не існує. Отже, сучасне трактування Періодичного законузвучить так:

Властивості хімічних елементів і сполук, що ними утворюються, знаходяться в періодичній залежності від величини заряду їх атомних ядер.

Періодична таблиця

хімічних елементів

Періоди – горизонтальні ряди хімічних елементів, всього 7 періодів. Періоди поділяються на малі (I, II, III) та великі (IV, V, VI), VII-незакінчений.

Кожен період (крім першого) починається типовим металом (Li, Nа, До, Rb, Cs, Fr) і закінчується благородним газом (Не, Ne, Ar, Kr, Хе, Rn), якому передує типовий неметал.

Періодична таблиця

хімічних елементів

Групи - вертикальні стовпці елементів з однаковим числом електронів на зовнішньому електронному рівні, що дорівнює номеру групи.

Розрізняють головні (А) та побічні підгрупи (Б).

Головні підгрупи складаються з елементів малих та великих періодів. Побічні підгрупи складаються з елементів великих періодів.

Окисно-відновні

властивості

Зміна радіусу атома в періоді

Радіус атома зі збільшенням зарядів ядер атомів періоді зменшується, т.к. тяжіння ядром електронних оболонок посилюється. На початку періоду розташовані елементи з невеликим числом електронів на зовнішньому електронному шарі та великим радіусом атома. Електрони, що знаходяться далі від ядра, легко відриваються від нього, що характерно для елементів-металів

Зміна радіусу атома у групі

В одній і тій же групі із збільшенням номера періоду атомні радіуси зростають. Атоми металів порівняно легко віддають електрони і не можуть приєднувати їх для добудовування свого зовнішнього електронного шару.

• У середні віки вчені знали вже десять хімічних елементів – сім металів (золото, срібло, мідь, залізо, олово, свинець і ртуть) і три неметала (сірку, вуглець і сурму).

Позначення хімічних елементів алхіміками

Алхіміки вважали, що хімічні елементи пов'язані з зірками та планетами, і надавали їм астрологічні символи.

Золото називалося Сонцем, а позначалося гуртком із крапкою:

Мідь – Венерою, символом цього металу служило «венерине дзеркальце»:

А залізо – Марсом; як і належить богові війни, позначення цього металу включало щит і спис:

• Зв'язані з міфами стародавніх греків - Тантал та Прометій.

Прометій

На честь героя стародавнього міфу Прометея, який подарував людям вогонь і приреченого за це на страшні муки (до нього, прикутого до скелі, прилітав орел і клював його печінку), названо хімічний елемент № 61 прометій

Географічне начало

• Німеччина Ge
• Галій Ga
• Франція Fr
• Рутеній Ru
• Полоній Po
• Америцій Am
• Європій Eu

На честь вчених

• Кюрій Cm
• Фермій Fm
• Менделєвий Md
• Ейнштеній Es
• Лоуренс Lr

Назви, що вказують на властивості простих речовин

• Водень (H) - народжує воду
• Кисень (O) – що породжує кислоти
• Фосфор (P) – несуче світло
• Фтор (F) - руйнівний
• Бром (Br) – смердючий
• Йод (I) - фіолетовий

• Каша в голові
• Ні в зуб ногою
• Світла голова

Опис презентації з окремих слайдів:

1 слайд

Опис слайду:

2 слайд

Опис слайду:

Відкриття періодичного закону передувало накопичення знань про речовини та властивості. У міру відкриття нових хімічних елементів, вивчення складу та властивостей їх сполук з'являлися перші спроби класифікувати елементи за ознаками. Загалом до Д.І. Менделєєва було зроблено понад 50 спроб класифікації хімічних елементів. Жодна зі спроб не призвела до створення системи, що відображає взаємозв'язок елементів, що виявляє природу їхньої подібності та відмінності, що має передбачуваний характер. Відкриття періодичного закону

3 слайд

Опис слайду:

В основі своєї роботи з класифікації хімічних елементів Д.І. Менделєєв поклав дві їх основні та постійні ознаки: величину атомної маси та властивості утворених хімічними елементами речовин. Він виписав на картки всі відомі відомості про відкриті та вивчені на той час хімічні елементи та їх сполуки. Порівнюючи ці відомості, вчений склав природні групи подібних за властивостями елементів. У цьому він виявив, що властивості елементів деяких межах змінюються лінійно (монотонно посилюються чи слабшають), потім після різкого стрибка повторюються періодично, тобто. через певну кількість елементів зустрічаються подібні. Відкриття періодичного закону

4 слайд

Опис слайду:

При переході від літію до фтору відбувається закономірне ослаблення металевих властивостей та посилення неметалевих. При переході від фтору до наступного за значенням атомної маси елементу натрію відбувається стрибок у зміні властивостей (Nа повторює властивості Li) За Na слідує Mg, який подібний до Ве - вони виявляють металеві властивості. А1, наступний за Mg, нагадує У. Як близькі родичі, схожі на Si і З; Р та N; S та Про; С1 і F. При переході до наступного за С1 елементу знову відбувається стрибок у зміні і хімічних властивостей. Що ж було виявлено?

5 слайд

Опис слайду:

Якщо написати ряди один під одним так, щоб під літієм знаходився натрій, а під неоном – аргон, то отримаємо наступне розташування елементів: 1. Періодична закон Д.І. Менделєєва

6 слайд

Опис слайду:

При такому розташуванні у вертикальні стовпчики потрапляють елементи, схожі за своїми властивостями. Періодичний закон Д.І. Менделєєва

7 слайд

Опис слайду:

З своїх спостережень 1 березня 1869 р. Д.І. Менделєєв сформулював періодичний закон, який у початковому своєму формулюванні звучав так: властивості простих тіл, а також форми та властивості сполук елементів знаходяться в періодичній залежності від величин атомних ваг елементів Перший варіант Періодичної таблиці

8 слайд

Опис слайду:

Вразливим моментом періодичного закону відразу після його відкриття було пояснення причини періодичного повторення властивостей елементів із збільшенням відносної атомної маси їх атомів. Більше того, кілька пар елементів розташовані у Періодичній системі з порушенням збільшення атомної маси. Наприклад, аргон із відносною атомною масою 39,948 займає 18-е місце, а калій із відносною атомною масою 39,102 має порядковий номер 19. Періодична таблиця Д.І. Менделєєва Ar аргон 18 К 19 калій 39,102 39,948

9 слайд

Опис слайду:

Тільки з відкриттям будови атомного ядра та встановленням фізичного сенсу порядкового номера елемента стало зрозуміло, що у Періодичній системі розташовані в порядку збільшення позитивного заряду їх атомних ядер. З цієї точки зору жодного порушення в послідовності елементів 18Ar – 19K, 27Co – 28Ni, 52Te – 53I, 90Th – 91Pa не існує. Отже, сучасне трактування Періодичного закону звучить наступним чином: Властивості хімічних елементів і сполук, що ними утворюються, знаходяться в періодичній залежності від величини заряду їх атомних ядер. Періодичний закон Д.І. Менделєєва

10 слайд

Опис слайду:

Відкритий Д. І. Менделєєвим закон та побудована на основі закону періодична система елементів – це найважливіше досягнення хімічної науки. Періодична таблиця хімічних елементів

11 слайд

Опис слайду:

Періодична таблиця хімічних елементів Періоди – горизонтальні ряди хімічних елементів, всього 7 періодів. Періоди поділяються на малі (I, II, III) та великі (IV, V, VI), VII-незакінчений. Кожен період (крім першого) починається типовим металом (Li, Nа, До, Rb, Cs, Fr) і закінчується благородним газом (Не, Ne, Ar, Kr, Хе, Rn), якому передує типовий неметал.

12 слайд

Опис слайду:

Періодична таблиця хімічних елементів групи - вертикальні стовпці елементів з однаковим числом електронів на зовнішньому електронному рівні, що дорівнює номеру групи. Розрізняють головні (А) та побічні підгрупи (Б). Головні підгрупи складаються з елементів малих та великих періодів. Побічні підгрупи складаються з елементів великих періодів.

13 слайд

Опис слайду:

Оскільки окислювально – відновлювальні властивості атомів впливають властивості простих речовин та його сполук, то металеві властивості простих речовин елементів головних підгруп зростають, у періодах – зменшуються, а неметалеві – відповідно, навпаки – у головних підгрупах зменшуються, а періодах – зростають. Окисно-відновні властивості

14 слайд

1

Відкриття
Періодичного закону
В основу своєї класифікації
хімічних елементів Д.І. Менделєєв
поклав два їх основні та постійні
ознаки:
величину атомної маси
властивості утворених хімічними
елементами речовин.
2

Відкриття періодичного
закону
При цьому він виявив, що властивості
елементів у деяких межах
змінюються лінійно (монотонно
посилюються або слабшають), потім після
різкого стрибка повторюються
періодично, тобто. через певне
Число елементів зустрічаються подібні.
3

Перший варіант
Періодичної таблиці
На підставі своїх
спостережень 1 березня 1869 р. Д.І.
Менделєєв сформулював
періодичний закон, який у
початковою своєю
формулюванні звучав так:
властивості простих тіл, а
також форми та властивості
з'єднань елементів
знаходяться в періодичній
залежно від величин
атомних ваг елементів
4

Періодичний закон
Д.І. Менделєєва
Якщо написати ряди один під одним так,
щоб під літієм знаходився натрій, а під
неоном - аргон, то отримаємо наступне
розташування елементів:
Li Be B C N O
Na Mg Al Si P S
F Ne
Cl Ar
При такому розташуванні у вертикальні
стовпчики
потрапляють елементи, подібні до своїх
властивостям.
5

Періодичний закон Д.І. Менделєєва

Сучасне трактування періодичного
закону:
Властивості хімічних елементів
та утворених ними сполук
знаходяться в періодичній
залежно від величини заряду
їх атомних ядер.
6

Р
19
30,974
ФОСФОР
7

8

Періоди

Періоди - горизонтальні ряди
хімічних елементів, лише 7 періодів.
Періоди поділяються на малі (I, II, III) та
великі (IV,V,VI), VII-незакінчений.
9

Періоди

Кожен період (за винятком першого)
починається типовим металом (Li, Nа, К,
Rb, Cs, Fr) і закінчується благородним
газом (Не, Ne, Ar, Kr, Хе, Rn), якому
передує типовий неметал.
10

Групи

вертикальні стовпці
елементів з однаковим
числом електронів на
зовнішньому електронному
рівні, рівним номеру
групи.
11

Групи

Розрізняють головні (А) та
побічні підгрупи (Б).
Головні підгрупи складаються
з елементів малих та великих
періодів.
Побічні підгрупи складаються
з елементів лише великих
періодів.
Такі елементи називаються
перехідними.
12

13

Запам'ятати!!!
Номер періоду = кількість енергетичних
рівнів атома.
Номер групи = кількість зовнішніх електронів
атома.
(Для елементів головних підгруп)
14

Валентність

Номер групи показує найвищу
валентність елемента за киснем.
15

Валентність

Елементи IV, V, VI та VII груп утворюють
леткі водневі сполуки.
Номер групи показує
валентність елемента в з'єднаннях з
воднем.
8-№групи
16

17

Завдання:

Назвіть у якому періоді та у
якій групі, підгрупі
знаходяться наступні
хімічні елементи:
Натрій, Мідь, Вуглець, Сірка,
Хлор, Хром, Залізо, Бром
18

Зміна радіусу атома
у періоді
Радіус атома зменшується з
збільшенням зарядів ядер атомів у періоді.
19

Зміна радіусу атома
у періоді
В одній групі зі збільшенням
номери періоду атомні радіуси
зростають.
20

Зміна радіусів атомів у таблиці Д.І. Менделєєва

21

Завдання:

Порівняйте радіуси наступних
хімічних елементів:
Літій, натрій, калій
Бор, вуглець, азот
Кисень, Сірка, селен
Йод, Хлор, фтор
Хлор, сірка, фосфор
22

Електронегативність
Електронегативність - це
здатність атома притягувати
електронну густину.
Електронегативність у періоді
збільшується зі зростанням
заряду ядра хімічного елемента, то
є зліва направо.
23

Електронегативність у
групі збільшується з
зменшенням числа
електронних шарів атома
(знизу вгору).
Самим
електронегативним
елементом є фтор (F),
а найменш
електронегативним –
францій (Fr).
24

ВІДНОСНА ЕЛЕКТРОВІДКЛЮЧНІСТЬ
АТОМІВ
Н
2,1
Li
Be
З
N
Про
0,98
1,5
У
3,5
F
4,0
Na
Mg
Al
Si
P
S
Сl
0,93
1,2
До
Ca
0,91
1,04
Rb
Sr
0,89
0,99
2,0
1,6
Ga
1,8
In
1,5
2,5
1,9
Ge
2,0
Sn
1,7
3,07
2,2
As
2,1
Sb
1,8
2,6
Se
2,5
Ті
2,1
3,0
Br
2,8
I
2,6
25

Завдання:

Порівняйте ЕО наступних
хімічних елементів:
Натрій та кисень
Вуглець та водень
Кисень та фтор
Бор та азот
Йод, фтор
Хлор, фосфор
26

властивості
Відновлювальні властивості атомів здатність втрачати електрони при

Окисні властивості атомів здатність приймати електрони при
утворенні хімічного зв'язку.
27

Окисно-відновні
властивості
У головних підгрупах знизу вгору,
періодах – зліва направо
окисні властивості простих
речовин елементів зростають, а
відновлювальні властивості,
відповідно, зменшуються.
28

Зміна властивостей
хімічних елементів
Окисні та неметалеві
властивості
Окисні та неметалічні властивості
29

МЕТАЛОЇДИ

B
Ge
Sb
Po
30

МЕТАЛОЇДИ

За своїми хімічними властивостями
напівметали є неметалами,
але за типом провідності відносяться до
провідникам.
31

32

Дякуємо за увагу!!

33

БУДОВА АТОМА

34

БУДОВА АТОМА

1911 р Англійський вчений Ернест Резерфорд
запропонував планетарну модель атома
35

Будова
атома
1. У центрі атома знаходиться
позитивно заряджене
ядро.
2. Весь позитивний заряд
і майже вся маса атома
зосереджені у його ядрі.
Частинка
3. Ядра атомів складаються з
протонів та нейтронів
(Нуклонів).
4. Навколо ядра по замкнутим
орбітам обертаються
електрони.
Заряд Масове
число
Електрон
е-
-1
0
Протон
р+
+1
1
Нейтрон
n0
0
1
36

37

Будова атома

електрон
протон
нейтрон
38

Хімічний елемент – це вид
атомів з однаковим зарядом
ядра.
Порядковий
номер
елемента
у ПС
=
Заряд
ядра
Число
Число
= протонів = електронів
в ядрі
ē
Заряд ядра
порядковий
номер →
12
Mg
Число протонів
Число електронів
Z = +12
р+ = 12
ē = 12
39

Число нейтронів

В атомах одного хімічного
елемента число
протонів р+ завжди однаково
(Рівне заряду ядра Z), а число
нейтронів N буває різним.
40

Число нейтронів
Число
протонів Z
+
Число
нейтронів N
=
Масове
число А
Число нейтронів N = A-Z
Масове число -
24
порядковий номер -
12
Mg
N = 24 - 12 = 12
41

Зразкові завдання

Визначте для запропонованих ХЕ:
порядковий номер
масове число
заряд ядра
у протонів
у електронів
у нейтронів
42

Ізотопи - атоми елемента, що мають один
і той самий заряд ядра, але різні маси.
е-
-
е
–
е-
-
-
р+
n
+ n
р
+
р
Ізотопи
водню
n
Водень
Дейтерій
Тритій
1H
2D
3T
Число
протонів (Z)
однакове
1
1
1
Число
нейтронів N
різне
0
1
2
Масове
число А
різне
1
2
3
43

Ізотопи хлору
35
17
Сl
75%
37
17
Сl
25%
Ar = 0.75 * 35 + 0.25 * 37 = 35.5

Електронна оболонка сукупність всіх
електронів в атомі,
оточуючих ядро.
45

Електронна оболонка

Електрон в атомі знаходиться у зв'язаному
стані з ядром і має енергію,
яка визначає енергетичний рівень
на якому знаходиться електрон.
46

Електронна оболонка

Електрон не може мати такий
енергією, щоб перебувати між
енергетичними рівнями.
Атом алюмінію
Атом вуглецю
атом
водню
47

Стаціонарний та збуджений стан атома

48

1
Е1< E2 < E3
2
ядро
3
Енергетичні рівні n
(Електронні шари) – сукупність
електронів із близькими значеннями
енергії
Число енергетичних рівнів в атомі
дорівнює номеру періоду, в якому
розташовується ХЕ в ПСХЕ.
49

Визначте

Число
енергетичних
рівнів для
Н, Li, Na, K, Су
50

Розподіл електронів за рівнями

N=2n2
формула
для
обчислення
максимальної кількості електронів на
енергетичних рівнях, де n-номер рівня.
1Й рівень - 2 електрони.
2Й рівень – 8 електронів.
3Й рівень – 18 електронів.
51

Максимальна кількість електронів на 1 рівні

1 рівень: 2ē
52

Максимальна кількість
електронів на 1 та 2 рівнях
1 рівень: 2ē
2 рівень:8ē
53

Максимальна кількість електронів на 1,2,3 рівнях

1 рівень-2
2 рівень-8
3 рівень-18
54

Схема електронної будови

Порядковий номер
заряд ядра +6, загальна кількість ē - 6,
Вуглець 6С знаходиться у другому періоді
два енергетичні рівні (у схемі
зображують дужками, під ними пишуть число
електронів на даному енергетичному рівні):
З +6))
6
2
4
55

Складіть схему електронної будови для:

Li, Na
Bе, O, Р,
F, Br
56

Енергетичні рівні,
що містять максимальну кількість
електронів, називаються
завершеними.
Вони мають підвищену
стійкістю та стабільністю
Енергетичні рівні,
містять менше число
електронів, називаються
незавершеними
57

4
БЕРИЛІЙ
2
2
9,0122
Зовнішній енергетичний рівень

Періодична таблиця хімічних елементів

Число енергетичних
рівнів атома.
= № періоду
Число зовнішніх електронів = № групи
59

11
Na
22,99
натрій
60

Зовнішні електрони

Число зовнішніх електронів = № групи
Електрон
зовнішнього
рівня
61

Будова енергетичних рівнів

Кожен енергетичний рівень
складається з підрівнів: s, p, d, f.
Підрівень складається з орбіталей.
Електронна орбіталь - область
найбільш ймовірного
місцезнаходження електрона в
просторі

Електронна орбіталь

Електрони S – підрівня під час руху навколо ядра
утворюють сферичну електронну хмару
Кордон
підрівнів
S – хмара
63

Електрони p – підрівня утворюють три
електронних хмар у формі об'ємної
вісімки
р – хмари
64

Форма орбіталей p – підрівня

65

Форма орбіталей d – підрівня

d - хмари
66

Форма орбіталей f – підрівня

67

p
-електронна орбіталь,
-Електрони,
-поверхове розташування
позначає рівні та підрівні
електронів.
На схемі показано
будова 1-го та 2-го
електронних рівнів
атома кисню
68

Електронно-графічні формули
Електронно-графічні
формули
Підрівень складається з орбіталей Е
n = 4 - 4 підрівня (S, р, d, f)
n=4
S
n=3
S
n=2
S
n=1 S
d
p
p
d
f
n = 3 - 3 підрівня (S, р, d)
n = 2 - 2 підрівня (S, р)
p
n=1 – 1 підрівень (S)
де n-номер рівня
69

Квантові числа

Стан кожного електрона в атомі
зазвичай описують за допомогою чотирьох
квантових чисел:
головного (n),
орбітального (l),
магнітного (m) та
спинового (s).
Перші три характеризують рух
електрона у просторі, а четверте навколо власної осі.
70

Квантові числа

- енергетичні параметри,
визначальні стан електрона
та тип атомної орбіталі, на якій
він знаходиться.
1. Головне квантове число n
визначає загальну енергію електрона
і ступінь його віддалення від ядра
(Номер енергетичного рівня);
n = 1, 2, 3, . . .
71

Квантові числа

2. Орбітальна (побічна)
квантове число l визначає форму
атомної орбіталі.
Значення від 0 до n-1 (l = 0, 1, 2, 3..., n-1).
Кожному значенню відповідає
орбіталь особливої ​​форми.
l = 0 - s-орбіталь,
l = 1 - р-орбіталь,
l = 2 - d-орбіталь,
l = 3 - f-орбіталь
72

3. Магнітне квантове число m

- визначає орієнтацію орбіталі в
просторі щодо зовнішнього
магнітного чи електричного поля.
m = 2l +1
Значення змінюються від +l до –l, включаючи 0.
Наприклад, при l = 1 число m приймає
3 значення: +1, 0, -1 тому існують
3 типи р-АТ: рx, рy, рz.
73

Квантові числа

4.Спинове квантове число s може
приймати лише два можливі значення
+1/2 та -1/2.
Вони відповідають двом можливим і
протилежним один одному напрямкам
власного магнітного моменту
електрона, що називається спином.


74

Властивості електрона
Спин характеризує власний
магнітний момент електрону.
Для позначення електронів з різними
спинами використовуються символи: і ↓.

Принцип Паулі
Правило Хунда.
Принцип стійкості
Клечковського.
76

1) Заборона Паулі
На одній АТ можуть бути не більше, ніж два
електрона, які повинні мати різні
спини.
Дозволено
Заборонено!
В атомі не може бути двох електронів з
однаковим набором усіх чотирьох
квантових чисел.
77

Планетарна модель атома берилію

4
БЕРИЛІЙ
2
2
1s
9,0122
2s

Планетарна модель атома берилію

4
БЕРИЛІЙ
2
2
1s
9,0122
2s
2p

Заповнення атомних орбіталей електронами

2) Принцип Хунда:
Сталий стан атома
відповідає такий розподіл
електронів у межах
енергетичного підрівня, при
якому абсолютне значення
сумарного спина атома
максимально
Дозволено
Заборонено!
80

Правила заповнення енергетичних рівнів

Правило Хунда
Якщо, наприклад, у трьох
p-осередках атома азоту необхідно
розподілити три електрони, то вони
будуть розташовуватися кожен у
окремому осередку, тобто. розміщуватися
на трьох різних
p-орбіталях:
у цьому випадку сумарний спин
дорівнює +3/2, оскільки його проекція
дорівнює
Ці ж три електрони не можуть
бути розташовані
таким чином,
тому що тоді проекція
сумарного спина
ms = +1/2-1/2+1/2=+1/2.
ms = +1/2+1/2+1/2=+3/2.
Заборонено!
Дозволено
81

Заповнення атомних орбіталей електронами

3) Принцип стійкості
Клечковського.
АТ заповнюються електронами в
порядок підвищення енергії їх
енергетичних рівнів.
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d
82

Принцип сталості Клечковського.

В першу чергу заповнюються ті
орбіталі, які мають min сума (n+l).
При рівних сумах (n+l) заповнюються ті,
яких n менше
1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d ...
4s (4+0=4)
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
83

ЕЛЕКТРОНА ФОРМУЛА
АТОМА
За допомогою електронних формул
(конфігурацій) можна показати
розподіл електронів по
енергетичним рівням та підрівням:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d
1s2 2s22p6 3s23p6 3d0 4s2
84

ЕЛЕКТРОННА ФОРМУЛА
Приклад: Вуглець №6, період II,
Група IVA.
Схема електронного
будова атома
С+6))
2 4
Електронна формула: 1s2 2s22p2
85

Алгоритм складання електронних формул.

Записуємо знак хімічного елемента та
заряд ядра його атома (№ елемента).
Визначаємо кількість енергетичних
рівнів (№ періоду) та кількість
електронів кожному рівні.
Складаємо електронну формулу,
враховуючи номер рівня, вид орбіталі та
кількість електронів на ній (принцип
Клечковського).
86 будова атомів
Li
Na
До
Rb
O
S
Se
Tе
90

91

Висновки

Будова зовнішніх
енергетичних рівнів
періодично повторюється,
тому періодично
повторюються та властивості
хімічні елементи.
92

Стану атомів
Атоми стійкі лише у деяких
стаціонарних станах, яким
відповідають певні значення енергії.
Найнижче з дозволених енергетичних
станів атома називається основним, а все
інші – збудженими.
Порушені стани атомів утворюються
з основного стану при переході одного
або кількох електронів із зайнятих
орбіталей на вільні (або зайняті лише
93
1 електроном)

Будова атома марганцю:

Mn
+25
2
8
13
2
d - елемент
1s22s22p63s23p64s23d54p0
основний стан атома
збуджений стан атома
94

Значення перехідних металів для організму та життєдіяльності.

Без перехідних металів наш організм
існувати неспроможна.
Залізо – це діючий початок
гемоглобіну.
Цинк бере участь у виробленні інсуліну.
Кобальт – центр вітаміну В-12.
Мідь, марганець та молібден, а також
деякі інші метали входять до
склад ферментів
95

Іони

Іон – позитивно чи негативно
заряджена частка, утворена при
віддачі або приєднання атомом або
групою атомів одного чи кількох
електронів
Катіон - (+) заряджена частка, Kat
Аніон – (-) заряджена частка, An
96

4. Порівняння металевих
(неметалевих) властивостей із сусідніми по
періоду та підгрупі елементами.
5. Електронегативність, тобто сила
тяжіння електронів до ядра.
101

Дякую за увагу!

102

Використані інтернет – ресурси:

smoligra.ru
newpictures.club/s-p-d-f-orbitals
infourok.ru
Цікаві відео
https://www.youtube.com/watch?v=3GbGjc-kSRw
103

Знайдіть відповідності елементів та їх ознак:

ЕЛЕМЕНТ
Ознака
А. Літій
Б. Фтор
В. Азот
Д. Берилій.
1) s-елемент
2) Неметал
3) число протонів 9
4) f-елемент
5) число електронів 4
6) d-елемент
7) Метал
8) Найвища ЕО з
порівняно з рештою
варіантами атомів
104

• До періодичного закону елементи представляли лише уривчасті випадкові явища природи.
• Не було періодичної закономірності.
• Хімія була описовою наукою.

Хімія після відкриття періодичного закону

Хімія одержала інструмент наукового приведення. Основним джерелом закону стала таблиця хімічних елементів Д.І. Менделєєва.

• Узагальнююча
• Пояснювальна
• Прогностична

• Відбулася систематизація та узагальнення всіх відомостей про хімічні елементи
• З'явилося обґрунтування різних видів періодичної залежності існуючих у світі хімічних елементів, пояснивши їх на основі будови атомів елементів
• З'явилися перші передбачення нових хімічних елементах. Які потім реально будуть знайдені

Систематизація

До Менделєєва було зроблено кілька спроб систематизувати елементи за різними ознаками. В основному поєднувалися подібні за своїми хімічними властивостями елементи. Наприклад: Li, Na, K. Або: Cl, Br, I. Ці та деякі інші елементи об'єднувалися в так звані "тріади". Таблиця з п'яти таких "тріад" була опублікована Доберейнер ще в 1829 році, але вона включала лише невелику частину з відомих на той час елементів.

Подальші відкриття у хімії та фізиці багаторазово підтвердили фундаментальний зміст Періодичного закону. Було відкрито інертні гази, які чудово вписалися в Періодичну систему. Порядковий номер елемента дорівнював заряду ядра атома цього елемента. Багато невідомих раніше елементів були відкриті завдяки цілеспрямованому пошуку саме тих властивостей, що передбачалися за Періодичною таблицею.

Обов'язковий мінімум знань

при підготовці до ОДЕ з хімії

Періодична система Д.І. Менделєєва та будова атома

вчитель хімії

Філії МОУ ЗОШ с.Поіма

Бєлінського району Пензенської області у с.Чернишеве

• повторити основні теоретичні питання програми 8 класу;
• Закріпити знання причин зміни властивостей хімічних елементів виходячи з положення у ПСХЭ Д.И. Менделєєва;
• Навчити обґрунтовано пояснювати та порівнювати властивості елементів, а також утворених ними простих та складних речовин за становищем у ПСХЕ;
• Підготувати до успішної здачі ОДЕ з хімії

Порядковий номер хімічного елемента

показує кількість протонів у ядрі атома

(Заряд ядра Z) атома цього елемента.

12 р +

Mg 12

МАГНІЙ

У цьому полягає

його фізичний сенс

12 е -

Число електронів в атомі

дорівнює числу протонів,

оскільки атом

електронейтральний

Закріпимо!

Са 20

КАЛЬЦІЙ

20 р +

20 е -

32 р +

32е -

СІРА

Закріпимо!

Zn 30

ЦИНК

30 р +

30 е -

35 р +

35е -

БРІМ

Горизонтальні рядки хімічних елементів - періоди

малі

великі

незавершений

Вертикальні стовпці хімічних елементів.

головні

побічні

Приклад запису схеми будови атома хімічного елемента

Число електронних шарів

в електронній оболонці атома дорівнює номеру періоду, в якому розташований елемент

Відносна атомна маса

(Округлене до цілого числа значення)

записується у верхньому лівому кутку над

порядковим номером

11 Na

Заряд ядра атома (Z) натрію

Натрій: порядковий номер 11

(записується в нижньому лівому кутку

поряд із символом хімічного елемента)

2∙ 1 2

2∙ 2 2

11е -

11р +

Кількість нейтронів обчислюється

за формулою: N(n 0 ) = A r - N (p + )

12 n 0

Число електронів на зовнішньому рівні для елементів головних підгруп дорівнює номеру групи , в якій розташований елемент

максимальне кількість електронів

на рівні обчислюється за такою формулою:

2n 2

Закріпимо!

13 Al

Заряд ядра атома (Z) алюмінію

2∙ 1 2

2∙ 2 2

13е -

13р +

14 n 0

Закріпимо!

9 F

Заряд ядра атома (Z) фтору

2∙ 1 2

9р +

9е -

10 n 0

В межах одного періоду

1. Зростають:

I II III IV V VI VII VIII

Li Be B C N O F Ne

+3 +4 +5 +6 +7 +8 +9 +10

2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 2 7 2 8

• Заряд атомного ядра
• Число електронів у зовнішньому шарі атомів
• Вищий ступінь окислення елементів у сполуках

Li +1 Be +2 B +3 C +4 N +5

• Електронегативність
• Окислювальні властивості
• Неметалічні властивості простих речовин
• Кислотні властивості вищих оксидів та гідроксидів

В межах одного періоду

2. Зменшуються:

I II III IV V VI VII VIII

Li Be B C N O F Ne

+3 +4 +5 +6 +7 +8 +9 +10

2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 2 7 2 8

• Радіус атома
• Металеві властивості простих речовин
• Відновлювальні властивості:

Li - тільки відновник , С – і окислювач , і відновник ,

F - Тільки окислювач

• Основні властивості вищих оксидів та гідроксидів:

LiOH – заснування ,Be(OH) 2 – амфотерний гідроксид,

HNO 3 - кислота

В межах одного періоду

3. Не змінюється:

I II III IV V VI VII VIII

Li Be B C N O F Ne

+3 +4 +5 +6 +7 +8 +9 +10

2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 2 7 2 8

Число електронних шарів

(енергетичних рівнів)

в атомі –

одно номеру періоду

Закріпимо!

У періодах

зліва праворуч

заряд ядра атома

• Збільшується
• Зменшується
• Не змінюється

Закріпимо!

У періодах

справа ліворуч

кількість енергетичних рівнів

• Збільшується
• Зменшується
• Не змінюється
• Спочатку збільшується, а потім зменшується

Закріпимо!

У періодах

зліва праворуч

відновлювальні властивості елемента

• Посилюються
• Слабшають
• Не змінюються
• Спочатку слабшають, а потім посилюються

Закріпимо!

Атоми хімічних елементів

алюмінію і кремнію

мають однакове:

• Число електронних шарів;
• Число електронів

Закріпимо!

Атоми хімічних елементів

сірки і хлору

мають різне:

• значення зарядів ядер атомів;
• Число електронів на зовнішньому шарі;
• Число електронних шарів;
• Загальна кількість електронів

У межах однієї групи А

1. Зростають:

• Заряд атомного ядра
• Число електронних шарів в атомі
• Радіус атома
• Відновлювальні властивості
• Металеві властивості

простих речовин

• Основні властивості вищих оксидів та гідроксидів
• Кислотні властивості (ступінь дисоціації) безкисневих кислот неметалів

2 8 18 8 1

У межах однієї групи А

2. Зменшуються:

• Електронегативність;

• Окислювальні властивості;

• Неметалічні властивості

простих речовин;

• Міцність (стійкість) летких водневих сполук.

2 8 18 7

2 8 18 18 7

У межах однієї групи А

3. Не змінюються:

• Число електронів у зовнішньому електронному шарі

• Ступінь окислення елементів у вищих оксиди та гідроксиди (як правило, рівна номеру групи)

• Be +2 Mg +2 Ca +2 Sr +2

2 2

2 8 2

2 8 8 2

2 8 18 8 2

Закріпимо!

• У головних підгрупах

знизу вгору

заряд ядра атома

• Збільшується
• Зменшується
• Не змінюється
• Спочатку збільшується, а потім зменшується

Закріпимо!

У головних підгрупах

знизу вгору

кількість електронів на зовнішньому рівні

• Збільшується
• Зменшується
• Не змінюється
• Спочатку збільшується, а потім зменшується

Закріпимо!

У головних підгрупах

знизу вгору

окислювальні властивості елемента

• Посилюються
• Слабшають
• Не змінюється
• Спочатку збільшується, а потім зменшується

Закріпимо!

Атоми хімічних елементів

вуглецю і кремнію

мають однакове:

• значення зарядів ядер атомів;
• Число електронів на зовнішньому шарі;
• Число електронних шарів;
• Загальна кількість електронів в атомі

Закріпимо!

Атоми хімічних елементів

азоту і фосфору

мають різне:

• значення зарядів ядер атомів;
• Число електронів на зовнішньому шарі;
• Число електронних шарів;
• Загальна кількість електронів

• § 36, тест стор. 268-272

• Таблиця Д.І. Менделєєва http://s00.yaplakal.com/pics/pics_original/7/7/0/2275077.gif
• Габрієлян О.С. “Хімія. 9 клас», - ДРОФА, М., - 2013, с. 267-268
• Савельєв А.Є. Основні поняття та закони хімії. Хімічні реакції. 8 – 9 класи. - М.: ДРОФА, 2008, - с. 6-48.
• Рябов М.А., Невська О.Ю. «Тести з хімії» до підручника О.С. Габрієляна «Хімія. 9 клас". - М.: ЕКЗАМЕН, 2010, с. 5-7