Лекция 2 1869 г Периодическая система

Лекция № 2

1869 г. Периодическая система элементов - графическое изображение периодического закона. Состоит из 10 горизонтальных рядов и 8 вертикальных групп.

Периоды - ряды элементов, в пределах которых свойства изменяются последовательно. По горизонтали семь периодов (1 -7). Периоды 1, 2, 3 состоят из одного ряда элементов - малые, остальные периоды - большие. 2 и 3 периоды типические

В 6 периоде находятся лантаноиды, в 7 периоде – актиноиды, их помещают вне общей таблицы и не относят к какой-либо группе.

Группа состоит из двух подгрупп: главной (содержит типические элементы и сходные с ними по химическим свойствам элементы больших периодов) и побочной (содержит только металлы – элементы больших периодов). 8 группа содержит 3 побочные подгруппы: железа, кобальта и никеля.

СТРОЕНИЕ АТОМА. Модели атома n Демокрит Свойства вещества определяются характеристиками образующих его атомов.

СТРОЕНИЕ АТОМА. Модели атома n Томсон Атом – положительно заряженное тело с заключенными внутри него е.

СТРОЕНИЕ АТОМА. Модели атома n 1911 г. Э. Резерфорд, Н. Бор Планетарная модель атома. е – частица.

СТРОЕНИЕ АТОМА. Модели атома n Современная модель атома. Развитие планетарной модели. Атом – ядро и окружающее его электронное облако. Ядро атома: р (+), n (0). Окружено e (-).

Современная модель атома Но: е движется не по определенным траекториям, а характеризуется плотностью вероятности нахождения частицы в данной точке пространства в данный момент времени.

Современная модель атома Орбиталь - пространство вблизи ядра, в котором достаточно велика вероятность нахождения е. n На одной орбитали может находиться не более 2 е. n

Современная модель атома Орбитали изображают квадратиком (квантовая ячейка). n Стрелки обозначают, что на орбитали находится е. n

Современная модель атома Изотопы – атомы с одним количеством р, но разным количеством n; разными физическими и одними химическими свойствами (Н – с 1 n – дейтерий, с 2 n – тритий). n

Состояние е в атоме. 4 квантовых числа 1. Главное квантовое число n определяет число энергетических уровней n = N периода если атом в невозбужденном состоянии

4 квантовых числа 2. Орбитальное квантовое число L показывает форму орбиталей

Орбитальное квантовое число s-орбиталь имеет сферическую форму, n р-орбиталь - форму гантели, n d-орбиталь – форму цветка, n f-орбиталь – еще более сложную форму L от 0 до n-1 n

4 квантовых числа Магнитное квантовое число m Определяет расположение орбитали в пространстве 3. m от -L до +L (включая 0)

Магнитное квантовое число L = 0, то m = 0, s-орбитали имеют 1 положение в пространстве, L = 1, m = -1, 0, +1, р-орбитали – 3 положения,

Магнитное квантовое число L = 2, m = -2, -1, 0, +1, +2, d-орбитали – 5 положений, L = 3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, f-орбитали – 7.

4 квантовых числа 4. Спиновое квантовое число s характеризует два возможных направления вращения электронов вокруг собственной оси S = +1/2 и -1/2

Распределение электронов n Принцип минимума энергии электрон в первую очередь располагается в пределах электронной подоболочки с наименьшей энергией.

Распределение электронов Первое правило Клечковского: Заполнение электронных орбиталей идет от меньшего значения суммы (n + L) к большему. n

Распределение электронов Второе правило Клечковского: При одинаковой сумме (n + L) заполнение идет от меньшего n к большему. n

Распределение электронов n Принцип Паули Число электронов на энергетическом уровне N равно: N = 2 n 2, где n - главное квантовое число

Распределение электронов n Правило Хунда Если только возможно, электроны в атомах стремятся оставаться неспаренными

Строение электронной оболочки изображается электронной формулой: Энергетические уровни обозначаются цифрами 1, 2, 3, 4, . . подуровни - буквами s, р, d, f, . . электроны - индексами над ними 2 p 6

современная формулировка периодического закона Строение и свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов

современная формулировка периодического закона и определяются периодически повторяющимися однотипными электронными конфигурациями их атомов

Закономерности 1. Число энергетических уровней в атоме = номеру периода.

Закономерности 2. Общее число е в атоме = порядковому номеру элемента в Периодической системе.

Закономерности 3. У элементов главных подгрупп число e на внешнем энергетическом уровне = номеру группы Периодической системы (валентные e).

Закономерности 4. У элементов побочных подгрупп IIIVII групп, элементов побочной подгруппы железа VIII группы общее число e на s-подуровне внешнего энергетического уровня атома и d-подуровне предпоследнего уровня = номеру группы (все они валентные e).

Закономерности 5. У элементов побочных подгрупп I и II групп d-подуровень предпоследнего энергетического уровня завершен (d 10), а на внешнем энергетическом уровне число e = номеру группы.

Периодические свойства атома Ø количество электронов на внешней электронной оболочке

Периодические свойства атома q атомный и ионный радиусы по периоду заряд ядра ↑, атомный радиус ↓ (например, от лития к фтору); по главным и третьей побочной подгруппам сверху вниз число электронных оболочек ↑, атомный радиус ↑ (например, от лития к францию)

Периодические свойства атома Ø энергия ионизации количество энергии, необходимой для отрыва e от атома (по периоду ↑, по группе ↓)

Периодические свойства атома Ø сродство к электрону количество энергии, выделяющейся присоединении дополнительного e к атому (по периоду ↑, по группе ↓)

Периодические свойства атома Ø восстановительная активность способность атома отдавать e другому атому (вдоль по периоду ↓, вниз по группе ↑)

Периодические свойства атома Ø окислительная активность способностью атома присоединять e от другого атома (вдоль по периоду ↑, вниз по группе ↓)

Периодические свойства атома Ø электроотрицательность способность атома в соединении притягивать к себе e (в периоде ↑, в группе ↓)

Периодические свойства атома Ø степень окисления условный заряд атома в соединении, вычисленный исходя из предположения, что оно состоит только из ионов. Выражается арабскими цифрами со знаками «+» , «-» , « 0» над символом элемента

Правила определения степени окисления В простых веществах (N 2 , Cl 2, …) степень окисления атомов равна 0. n Щелочные металлы (Na, K, …) имеют степень окисления +1, щелочноземельные (Са, Ва, …) +2. n

Правила определения степени окисления Водород в соединениях с неметаллами (Н 2 О, Н 2 S) имеет степень окисления +1, n а с металлами (в гидридах - Ca. H 2 , Na. H) -1.

Правила определения степени окисления n Фтор имеет степень окисления -1. Кислород проявляет степень окисления -2. Искл. OF 2, его степень окисления +2. n

Правила определения степени окисления n Алгебраическая сумма степеней окисления всех атомов, входящих в состав молекулы, всегда равна нулю, а в сложном ионе – заряду.

Периодические свойства атома v Валентность число химических связей, которыми данный атом соединен с другими. Число связей = числу его неспаренных e.

Валентность и степень окисления Степень окисления атома не всегда совпадает с числом образуемых им связей, т. е. не равна валентности данного элемента. Например, СО – валентности = III, а степени окисления +2 и -2