Реферат на тему:


Воспользуйтесь поиском к примеру Реферат        Грубый поиск Точный поиск






Загрузка...

Реферат на тему:

Периодический закон и периодическая cистема элементов Д. Менделеева. Строение атома. Химический н & lsquo; связь.

ч  

Формулировка периодического закона. Структура периодической системы. Периоды, группы, подгруппы. Изменение свойств элементов в периодах и группах. Характеристика химических элементов по их положению в периодической таблице.

Основы современной теории строения атома. Состав атомных ядер. Электронные оболочки атомов. Расположение электронов по квантовым электронных уровнях и подуровнях. Электронные формулы атомов. Квантовые ячейки. Валентные электроны. Образование химического н & lsquo; связи. Типы химической н & lsquo; связи.

Периодический закон и периодическая таблица элементов

Периодический закон химических элементов и его графическое отображение периодическая таблица является современной основой для изучения свойств элементов и их соединений. Первая формулировка закона было таким: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов (Д.Менделеев 1869 г.). Со временем формулировки закона менялось и в современном изложении читается так: свойства химических элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов (порядкового номера или протонного числа). Периодическая таблица построена по возрастанию порядковых номеров элементов и делится на горизонтальные периоды и вертикальные группы в соответствии с тем, что элементы периодически образуют однотипные формы соединений, имеют одакову валентность. Всего известно 7 периодов и 8 групп элементов.

Период это совокупность (ряд) химических элементов, построенный в порядке возрастания заряда ядер атомов, который начинается (кроме первого) активным щелочным металлом и заканчивается благородным газом. Периоды делятся на малые и большие. Малые периоды: 1, 2, 3, - имеют соответственно 2, 8, 8 элементов. Большие периоды: 4, 5, 6 - имеют соответственно 18, 18, 32 элементов. 7 большой период незавершенный.

В периодах слеваа направо наблюдается уменьшение металлических свойств элементов и рост неметаллических. Остальные члены ряда благородные газы, химически мало активны.

По сходству химических свойств элементов в таблице делятся на 8 групп, состоящих из двух подгрупп: главной и побочной. Главные подгруппы содержат элементы малых и больших периодов, например, главная подгруппа И -ой группы состоит из элементов H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr; главная подгруппа Иv-й группы с C, Si, Ge, Sn, Pb; главная подгруппа VII-й группы с F, Cl, Br, I, At. К побочных подгрупп входят элементы только больших периодов: 4, 5, 6, 7, - которые имеют металлические свойства. Например, побочное подгруппа I-й группы состоит из металлов: Cu, Ag, Au; побочное подгруппа III-й группы Sc, Y, La, Ac; побочное подгруппы VI-й группы Сr, Mo, W.

Характеристика химических элементов по их положению в периодической таблице

Зная место элемента в периодической таблице: порядковый номер, период, группу, подгруппу, - можно достаточно четко определить некоторые его свойства. Во-первых, если элемент находится в начале периода, в I, II, III группах, он металлические свойства, если в конце периода неметаллические свойства. Все элементы побочных подгрупп являются металлами. Можно также определить атомную массу, плотность, температуру плавления и другое как среднее арифметичне от соответствующих Костанта его четырех "соседей" слева, справа, сверху, снизу. Например, атомная масса селена

АSe = (75 + 80 + 32 + 128) / 4 = 78,7

очень близко к табличной (78,96).

Номер главной подгруппы позволяет определить валентность элемента по кислороду и по водороду, как показано в теме 1. Например, для элемента V- группы главной подгруппы № 33 мышь & lsquo; которую As валентность по кислороду равна ИИИ или V; валентность по водороду: (8 - № группы) = 8 5 = 3 (iii) в соединениях As2O3, As2O5; AsH3.

В VIII группе находятся триада элементов: Fe, Co, Ni; Ru, Ro, Pd; Os, Ir, Pt; которые оченьпохожие по физическим и химическим свойствам и называются семьями: семья железа, семья платины и др. Также очень похожи по свойствам элементы лантаноиды и актиноиды, которые размещаются внизу таблицы.

Периодический закон и система элементов оказали большое влияние на развитие химии. Например, выдающиеся ученые Вернадский и А. Ферсмана показали тесную & lsquo; связь между геохимическими свойствами элементов их распространенности в земной коре, миграцией и прочее и периодическим законом. Большое значение имеет он для развития ядерной химии и синтеза новых позауранових элементов, современной теории сплавов, теории катализа. Большое философское значение закона в познании вселенной.

Основы современной теории строения атома

Все элементы построены из атомов, которые состоят из положительно заряженного ядра и электронов и отличаются атомной массой. Масса атома состоит из массы протонов 1 г и нейтронов 01n. Число протонов равно порядковому номеру элемента в таблице и числу электронов вокруг ядра. Число нейтронов можно определить, если от атомной массы вычесть число протонов.

При химических реакциях Состав ядра атомов остается постоянным, меняются только электронные оболочки. Поэтому для понимания химического поведения элементов надо знать строение электронных слоев их атомов. Электронные слои на разных расстояниях от ядра различаются энергией, образуют энергетический уровень. Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода, в котором находится элемент, то есть всего известно 7 энергетических уровней. Например, элементы И-го периода имеют один энергетический уровень, второго два, третьего три и т.д. до семи. Максимальное число электронов, которое может быть в том или ином энергетическом уровне, равен 2, 8, 18, 32, - и определяется по формуле Ne = 2 n2, где n главное квантовое число или номер периода.

Энергетические уровни делятся на подуровни. Всего известно 4 энергетических подуровня, которые обозначаются буквами s, p, d, f. Емкость подуровней: s2, p6, d10, f14. Число электронов на последнем внешнем подуровне равно номеру группы в таблице. Эти электроны называются внешними или валентными, они участвуют в образовании химических н & lsquo; связей с другими атомами. Например, атом магния Mg, который находится в 3-м периоде и II-й группе, порядковый номер 12, имеет 12 электронов, расположенных на трех энергетических уровнях по 2, 8, 2 электрона. Внешними есть два электрона третьего периода, они находятся на подуровни s.

Вообще для любого атома в таблице порядок заполнения энергетических уровней и подуровней выглядит 1s2 2s22p6 3s23p6 4s23d104p6 5s24d105p6 6s24f145d106p6 7s25f146d10 ... Из этого ряда видно, что элементы побочных подгрупп в 4, 5, 6,7 периодах является d10- элементами & ndash ; металлами; лантаноиды и актиноиды 4 f14 и 5f14 элементами. Каждый период начинается двумя s элементами активными металлами, а заканчивается шестью р-элементами - амфотерными металлами и неметаллами.

С помощью электронных формул можно записать электронную структуру любого атома. Например, электронная формула атома серы, порядковый номер 16, имеет вид 1s22s22p63s23p4. Электронная формула атома железа, порядковый номер 26, будет 1s22s22p63s23p64s23d6.

Распределение электронов на подуровнях можно изобразить с помощью квантовых ячеек?. Каждая квантовая ячейка может быть занята двумя спаренными электронами. Поэтому для s-подуровня будет одна ячейка, для р-подуровня три ячейки, для d- подуровня п & lsquo; Пять ячеек и для f- семь. Неспаренных электрона в ячейках и является валентными, они участвуют в образовании н & lsquo; связи. Например, атом лития имеет 3 электроны: 1s22s1; две квантовые ячейки? ? ; один неспаренный электрон на подуровни 2s1; имеет валентность (и).

Сочетание атомов в молекулы. Химический н & lsquo; связь

неспаренных внешние электроны имеют наибольшую энергию, является наиболее подвижными и могут взаимодействовать с внешними электронами других атомов. Главным условием такого о ‘ единения является снижение энергии в системе и образования химического н & lsquo; связи. При этом неспаренных электрона могут о & lsquo; объединяться в пространстве между ядрами атомов или полностью переходить от одного атома к другому; образуется ковалентная или ионный н связь. Ковалентная н связь делится на неполярный и полярный. Неполярный ковалентная н связь образуется между атомами одного и того же элемента, общая электронная пара находится в пространстве между ядрами на одинаковом расстоянии от них, например, в молекулах H2, O2, N2, Cl2. Ковалентная полярный н & lsquo; связь будет в молекулах, образованных атомами различных неметаллов, общая электронная пара смещена к более электроотрицательному атома, например, в молекулах HCl, HF, H2O, H2S. Значение электроотрицательности всех элементов можно найти в таблицах.

Ионный тип н связи может быть в молекулах, образованных активными щелочными и щелочно-земельных металлов и активными неметаллами, например, галогенами: KCl, NaF, CaF2, BaCl2 и др. В таких молекулах о соединены НЕ атомы, а ионы элементов: K + Cl-, Na + F-, Ca2 + F2-, Ba2 + Cl2-. При растворении в воде они разлагаются на ионы, проводят электрический ток. Валентные электроны полностью передаются от атома металла к атому неметалла.

Существуют и другие типы Химич н связи. В массе металла между атомами образуется металлический н связь, признаком которого является общность всех валентных электронов для всех атомов. Благодаря такому н связи металлы хорошо проводят электрический ток и тепло. есть пластичными, легко куются и прокатываются.

Между молекулами воды возникают дополнительные н связки, которые называются водородными. При замерзании воды водородные н связки фиксируются в пространстве, поэтому плотность льда меньше плотности жидкой воды: лед плавает на поверхности, водоемы не промерзают до дна, жизнь не прекращается.

Загрузка...