Строение атома

1.

http://linda6035.ucoz.ru/

2. План:

1. Современная модель строения атома.
2. История учений о строении атома.
3. Квантовые числа.
4. Порядок заполнения атомных
орбиталей электронами.
5. Электронные конфигурации атомов
периодической системы.
6. Периодический закон и периодическая
система элементов Менделеева.
7. Периодичность изменения свойств
элементов.
http://linda6035.ucoz.ru/

3. Маленькая точка, сделанная карандашом, состоит из огромного количества атомов, большего, чем количество жителей на Земле !

http://linda6035.ucoz.ru/

4. Фотографии атомов под микроскопом

Атомы углерода на
поверхности графита
Атомы солнечной батареи
http://linda6035.ucoz.ru/

5. 1. Современная модель строения атома

• Атом - мельчайшая частица вещества, состоящая из
положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него
отрицательно заряженных электронов.
• Диаметр атома 10-9 ÷ 10-11 м
• Диаметр ядра атома 10-14 ÷ 10-15 м
• В ядре сосредоточено
99,97% всей массы атома.
Радиус ядра атома в 100 000
раз меньше, чем радиус
его электронной оболочки.
http://linda6035.ucoz.ru/

6.

СТРОЕНИЕ АТОМА
http://linda6035.ucoz.ru/

7. Строение атома

Атом
Ядро
состоит из нуклонов
Протон(p+)
p+ = Z
Нейтрон(n0)
n0 = A – Z
Электронная
оболочка
Состоит из
электронов
Электрон(e-)
е- = Z

8. Модель атома

Атом – электронейтрален, так как содержит одинаковое
число протонов и электронов, равное порядковому
номеру химического элемента.

9. Характеристика элементарных частиц

Частица
Масса
Заряд
Протон
р+
1
+1
Нейтрон
n0
1
0
0 (1/1836)
–1
Электрон е–

10.

http://linda6035.ucoz.ru/

11. В атомах одного химического элемента число протонов Z всегда одинаково, а число нейтронов N бывает разным.

Химический элемент – это вид атомов с одинаковым
зарядом ядра.
Порядковый
номер
элемента
Число протонов
Число электронов
Заряд ядра (Z )

12. Количественная характеристика атома

A
Z
7
3
Х
Li
А – массовое число атома
Z – зарядовое число атома
Масса атомов: 7 а.е.м.
Заряд ядра: + 3
Число электронов: 3
Состав ядра:
число протонов: 3
число нейтронов: 4

13.

Атомы элемента, имеющие один и тот же заряд ядра, но разные
массы, называются изотопами.
Изотопы
отличаются количеством
нейтронов в ядре.
–
–
е-
е-
е– -
n
+
р
n
+ n
р
+
р
Протий
Дейтерий
Тритий
1H
2D
3T
одинаковое
1
1
1
Число
нейтронов N
разное
0
1
2
Массовое число
А
разное
1
2
3
Изотопы водорода
Число протонов
(Z)

14.

Электрон в атоме может находиться в любой
точке пространства вокруг ядра, однако
вероятность его пребывания в разных местах
атомного пространства различна.
Часть пространства вокруг ядра, где
вероятность нахождения электрона максимальна
(≥ 90%), называется атомной орбиталью (АО).

15.

Орбитали атомов в основном (невозбужденном) состоянии
бывают четырех типов: s, p, d и f, различающихся энергией,
формой, размерами и пространственной направленностью.

16.

17.

Водород
Азот
Углерод
Кислород

18.

2. История учений о строении атома.
Возникновение понятия «атом»
Предположение о том, что все тела
состоят из мельчайших частиц - атомов, что
означает неделимые, было высказано
древнегреческим философом Демокритом
еще 2500 лет назад. Таким названием
Демокрит хотел подчеркнуть, что атом –
это
мельчайшая,
простейшая,
не
имеющая составных частей и поэтому
неделимая частица.
Демокрит
(ок. 460–370 до н.э.)
Древнегреческий ученый

19.

Атомномолекулярная
теория
М.В. Ломоносов
(1711-1765 гг.)
Джон Дальтон
(1766-1844 гг.)
1. Вещества состоят из молекул, а молекулы из атомов.
2. Атом - мельчайшая частица вещества, химически неделимая.
3. Атомы характеризуются определенным размером и массой.
4. Молекулы состоят из атомов, как из одинаковых, так и
различных.
5. При физических явлениях молекулы сохраняются, при
химических – разрушаются.
6. Химические реакции заключаются в образовании новых
молекул из тех же самых атомов, из которых состояли
исходные вещества.

20.

В 1895 году немецкий учёный Уильям
Конрад Рентген обнаружил новый вид
невидимых лучей, способных
беспрепятственно проходить через твердые
тела и вызывать почернение фотоплёнки.
Рентген назвал их Х-лучами.
В 1896 году французский ученый Анри
Беккерель открыл явление естественной
радиоактивности (от лат. Radius –
«луч») – самопроизвольного испускания
атомами излучения.

21.

В 1898 году Пьер Кюри и Мария
Склодовская – Кюри, изучавшие явление
радиоактивности, открыли новые элементы –
полоний и радий.
ProPowerPoint.Ru

22.

В 1909 г. английский физик Эрнест
Резерфорд открыл ядро атома.
Опыт Резерфорда: поток ά-частиц, излучаемый радиоактивным
источником, через узкую щель направлялся на тонкую золотую
фольгу; при помощи флюоресцирующего экрана проводилась
регистрация ά-частиц.
ά-частицы, пролетая вблизи атомного ядра, отклоняются на
разные углы.

23. Выводы Э. Резерфорда

Ученому понадобилось
несколько лет, чтобы
понять столь
неожиданное рассеяние
-частиц на большие
углы.
В атомах большая
часть «пустая»,
а отлетающие
обратно –частицы
встречают на
своем пути
«сгусток»
положительно
зараженной массы.
Этот сгусток был
назван ядром
атома.

24. Модели строения атома

а) 1904 г. Томсон
«Сливовый пудинг»
б) 1911 г. Резерфорд
«ядерная или
планетарная» модель
в) 1913 г. Нильс Бор
модель «дискретных
стационарных орбит»
г) 1925 г. современная
квантово-механическая
модель
а

25. Модель Томсона

Дж. Дж. Томсон в 1904 году предложил модель
атома в виде положительно заряженного шара
радиусом 10-10м, в котором плавают электроны,
нейтрализующие положительный заряд (подобно
изюму в пироге).

26.

Планетарная модель атома
Резерфорда
(1911 г.)
Электронные
орбитали
Атом состоит из положительного заряженного ядра,
в котором сосредоточена преобладающая часть массы
атома.
Вокруг ядра по круговым орбитам движутся
отрицательно заряженные электроны, подобно
движению планет вокруг солнца.
Ядро
атома

27.

Противоречия модели Резерфорда:
• Не могла объяснить
устойчивость атома.
Электрон, вращающийся вокруг ядра,
должен испускать электромагнитную
энергию в виде световых волн и,
следовательно, терять часть своей
энергии, и двигаясь по спирали, падать
на ядро, в результате чего атом прекратит
своё существование.
• Не могла объяснить наличия у
атомов линейчатых спектров,
излучение и поглощение энергии
атомом.

28. Модель «дискретных стационарных орбит». Постулаты Н. Бора (1913 г.)

Постулаты Н.Бора опирались на
теоретические идеи М. Планка
(1900 г.) и А.Энштейна (1905 г.)
Первый постулат
• Электрон вращается вокруг
ядра по строго определенным стационарным
орбитам, обладающим
определенным радиусом и
энергией.

29. Второй постулат

При переходе из одного
энергетического состояния в
другое электрон излучает
или поглощает квант
энергии.
Е = n ∙ h
где, - линейная скорость движения
электрона по орбите;
n – номер орбиты;
h – постоянная Планка, h = 6,63·10-34 Дж.

30.

31. Теория Луи де Бройля (1924г.)

ТЕОРИЯ ЛУИ ДЕ БРОЙЛЯ (1924г.)
ЭЛЕКТРОНЫ ОБЛАДАЮТ НЕ ТОЛЬКО КОРПУСКУЛЯРНЫМИ, НО И ВОЛНОВЫМИ
СВОЙСТВАМИ, Т. Е. ОБЛАДАЮТ ДВОЙСТВЕННОЙ ПРИРОДОЙ.
КОРПУСКУЛЯРНО-ВОЛНОВОЙ ДУАЛИЗМ:
• ЭЛЕКТРОН ЯВЛЯЕТСЯ ЧАСТИЦЕЙ
(КОРПУСКУЛОЙ).
• ЭЛЕКТРОН ЯВЛЯЕТСЯ ВОЛНОЙ.
УРАВНЕНИЕ ДЕ БРОЙЛЯ:
Частице с малой массой m, движущейся со скоростью v,
соответствует волна с длиной , h - постоянная Планка.
Длина волны движущегося электрона λ=10-10 м.

32. Дифракция – огибание волной препятствий.

ДИФРАКЦИЯ – ОГИБАНИЕ ВОЛНОЙ
ПРЕПЯТСТВИЙ.
• Движение электрона в атоме
нельзя рассматривать как
движение точечного заряда по
строго определенной
замкнутой траектории.
• Дифракционная картина
электрона включает
дифракцию и интерференцию,
это доказывает наличие у
электрона волновых свойств.

33. Квантово-механическая модель строения атома

Принцип неопределенности Гейзенберга (1927
г.):
1. Невозможно одновременно с достаточной
точностью определить скорость и
координаты частиц.
h
x p x
2
где ∆х – неопределенности в величине положения
частицы в пространстве
∆р – неопределенности импульса частицы

34. Принцип неопределенности Гейзенберга

2. Движение электрона нельзя описать с
помощью траектории. В данный момент
времени электрон может находиться в любой
точке пространства.
Следовательно можно говорить только об
области наибольшей вероятности нахождения
электрона в той или иной точке пространства –
атомной орбитали.

35. Уравнение Шредингера

В 1926 г. Шредингер в качестве функции, описывающей
поведение электрона в трёхмерном атомном пространстве,
выбрал функцию (пси) и связал её с общей потенциальной
энергией:
ψ х,у,z = f(E), где ψ– волновая функция, x, y, z – координаты,
E – полная энергия.
Решение уравнения Шредингера давало возможность
рассчитать уровни, на которых могут находиться электроны
I х,у,zI 2 = р (электронная плотность)
Квадрат модуля волновой функции пропорционален
вероятности нахождения электрона в некотором пространстве атома. Эту величину называют электронной
плотностью.
Таким образом, I I 2 – вероятность нахождения электрона в
данной точке атомного пространства.

36. Уравнение Шредингера

Решение уравнения Шредингера давало возможность
рассчитать уровни, на которых могут находиться электроны
в атоме.
Решение уравнения Шредингера даёт значения энергий
уровней, где наиболее вероятно нахождение электрона, и
эти энергетические уровни зависят от трёх квантовых чисел:
n, l, m.

37. 3. Квантовые числа.

Характеристика энергии электрона и пространственное
распределение вероятности нахождения его в атоме
определяется системой квантовых чисел.
Главное квантовое число (n) определяет:
энергию уровня, на котором находится электрон,
удалённость энергетического уровня от ядра,
число подуровней данного уровня.
Главное квантовое число соответствует номеру
периода.
n принимает целочисленные значения от 1 до ∞.
Чем ↑ n , тем ↑ энергией обладает электрон, и тем слабее он связан с
ядром.

38. Главное квантовое число (n)

n
Обозначение
энергетического слоя
1
K
2
L
3
M
4
N
5
O
6
P
Пример.
Элемент кадмий Cd расположен в
пятом периоде, значит n = 5. В его
атоме электроны раcпределены по
пяти энергетическим уровням (n =
1, n = 2, n = 3, n = 4, n = 5); внешним
будет пятый уровень (n = 5).
7
Q

39. Орбитальное квантовое число (ℓ)

Характеризует:
- энергию электрона на конкретном подуровне,
- пространственную форму орбитали.
Принимает значения: ℓ = 0, 1, 2, 3, 4 и т.д.
l=
0
1
2
3
4
Буквенное
обозначение
подуровня
s
p
d
f
g
Форма
орбитали
сложн. сложн.

40.

Каждый уровень (кроме первого) расщеплён на
подуровни.
Подуровней (ℓ) столько, сколько единиц в
главном квантовом числе (n).

41. Магнитное квантовое число (mℓ)

- характеризует пространственную ориентацию атомной орбитали;
- принимает значения в интервале от – l до + l через ноль;
- общее число значений ml (число орбиталей на подуровне) равно
2l + 1.
• -1
0
p
Для s – электронов: l = 0, ml = 0.
Для р – электронов: l = 1,
ml = –1, 0, +1.
+ 1
f - орбиталь
d
s
mℓ= -3; -2; -1; 0; 1; 2; 3
mℓ= -1; 0; 1
mℓ=0
mℓ= -2; -1; 0; 1; 2

42.

Значения
Значения
Число АО
l
ml
(2l+1)
0
(s-подуровень)
0
1
1
(p-подуровень)
-1, 0, +1
3
2
(d-подуровень)
-2, -1,0,+1,+2
5
3
(f-подуровень)
-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
7
Графическое
изображение
АО

43.

Формы s-, p-, d- и f-орбиталей

44. Спиновое квантовое число (ms)

Характеризует собственное вращение электрона вокруг своей оси
- по часовой стрелке или против часовой стрелки.
«Спин» электрона - это магнитный момент,
возникающий при вращение заряда электрона
вокруг собственной оси:
«Спин» – величина векторная, его условно обозначают стрелкой (↑
или ↓).
Движение по часовой стрелке: ms = +½ ( ).
Движение против часовой стрелки: ms = - ½ ( ).

45. 4. Порядок заполнения электронами орбиталей атома определяется четырьмя законами:

▪
▪
▪
▪
Принцип наименьшей энергии.
Правило Клечковского.
Принцип Паули.
Правило Гунда.

46.

Порядок заполнения электронами орбиталей
атома определяется четырьмя законами:
Принцип наименьшей энергии – каждый
электрон в атоме в первую очередь занимает
орбиталь с наиболее низкой энергией.
На орбиталях с большей энергией электроны
располагаются после того, как уже заполнены
орбитали с меньшей энергией.

47. 2. Правила Клечковского

Правило первое:
Электроны заполняют энергетические уровни в
направлении увеличения суммы значений главного и
орбитального квантовых чисел (n + l ).
ЕЕ == min
min при
приnn++ll == min
min
Правило второе:
При равных значениях суммы (n+l) в первую очередь
заполняется подуровень с меньшим значением
главного квантового числа.

48.

В соответствии с этими правилами
очерёдность заполнения энергетических
уровней атома электронами следующая
(электронная формула):
1s ι 2s2p ι 3s3p ι 4s3d4p ι 5s4d5p ι
6s4f5d6p ι 7s5f6d7p

49.

3. Принцип Паули – в атоме не может быть двух
электронов с одинаковым набором четырёх
квантовых чисел.
Следствие:
На одной атомной орбитали может располагаться
максимально два электрона с противоположными
(антипараллельными) спинами.

50. Энергетические уровни атома

Из принципа Паули следует, что максимальная
ёмкость:
• для атомной орбитали
• для уровня n
N = 2 электрона
N = 2n2 электронов
Энергетический
уровень
1
2
Максимальное
число
электронов
2
8 18 32 50
3
4
5

51. Энергетические подуровни

• для подуровня
N = 2(2 ℓ + 1) электронов
Вид энергетического
подуровня
Число
АО
Обозначение
АО
Число
электронов
s–подуровень
1
s –АО
2
p–подуровень
3
p –АО
6
d–подуровень
5
d –АО
10
f –подуровень
7
f –АО
14

52.

4. Правило Гунда
При заполнении орбиталей на подуровне электроны
стремятся занять энергетические состояния таким
образом, чтобы суммарный спин был максимальным.
ms = +1/2 + 1/2 + 1/2 = 3/2
ms = +1/2 + 1/2 - 1/2 = 1/2
ms = +1/2 - 1/2 + 1/2 = 1/2

53. 5. Электронные конфигурации атомов периодической системы.

Распределение электронов по различным атомным орбиталям
называется электронной конфигурацией атома.
Спаренные
электроны
Неспаренные
электроны

54. Валентные электроны

Валентные электроны – это электроны внешнего
уровня (для главных подгрупп) и незавершенного
предвнешнего подуровня (для побочных подгрупп).
Они определяют химические свойства соединений.
Число валентных электронов показывается номером
группы в периодической системе элементов
Менделеева.
16S - 1s2 2s2 2p 6 3s2 3p4
34Se - 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d104p4
Формирующий электрон – электрон, который
последним заполняет орбитали атома.
http://linda6035.ucoz.ru/

55. Основные и возбужденные состояния атомов

Если на последнем энергетическом уровне атома имеются
пустые орбитали, то возможно распаривание и переход на них
валентных электронов (образование возбужденного состояния
атома).

56. Примеры: С – 2s22p2

p-элемент, IV-группа
Примеры: С – 2s22p2
Е
Е
2p
2p
2s
2s
Основное состояние С
Возбужденное
состояние С*
Поэтому углерод четырехвалентен, а не только
двухвалентен.
ProPowerPoint.Ru

57.

Распределение электронов по подуровням
выражается рядом (в прядке увеличения
энергии):
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d,
6p, 7s, 5f, 6d, 7p ...
Наглядно эта
последовательность
выражается
энергетической
диаграммой:

58. Способы изображения электронных конфигураций атома:

Электронная формула
Электронную формулу представляют с помощью
двух квантовых чисел: главное квантовое число
обозначается цифрой, орбитальное - буквой, а
количество электронов записывается как показатель
степени к орбитальному квантовому числу.
32Ge
1s22s22p63s23p64s23d104p2
32Ge …
4s24p2
– полная формула
– валентные электроны
При написании сокращённой формулы в квадратных
скобках записывается атом благородного газа, которым
завершается предыдущий период.
32Ge
[Ar]4s2 3d104p2
– сокращённая формула

59.

60. Электронно-графическая формула:

32Ge
4p
4s
-1
0
+1
0
В электронно-графических формулах каждая орбиталь
изображается в виде квадрата и называется квантовой
ячейкой, а электроны обозначаются стрелками.
Квантовые числа:
Ge
Ge
4s2 4p2 -
ms = ± ½

61. Схема образования ионов

62. Положительные и отрицательные ионы

Элементы с 1-3 электронами на последнем уровне
(металлы) способны только отдавать электроны,
превращаясь в положительно заряженные ионы.
К
+
Са
2+
Аl
K – 1e → K
3+
+
Cu
2+
Fe
3+
- ион калия
Al - 3e → Al 3+ - ион алюминия
Be: 1s2 2s2 → Be2+: 1s2

63. Положительные и отрицательные ионы

Элементы с 4-7 электронами (неметаллы) способны
отдавать и принимать электроны, превращаясь в
положительно или отрицательно заряженные ионы.
Cl
-
S
2-
S
+6
-3
N
H
+
P
+5
Cl + 1e → Cl - ион хлора
-
H -1e → H - ион водорода
+
16S: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 → S2-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

64. 6. Периодический закон Д.И. Менделеева

Свойства простых тел, а также формы и свойства
соединений элементов, находятся в периодической
зависимости от атомных весов этих элементов.
Современная формулировка периодического закона
выглядит следующим образом:
Свойства химических элементов и образуемых ими
простых и сложных веществ находятся в
периодической зависимости от величины заряда ядра.
Физический смысл периодического закона:
Периодические изменения свойств химических элементов
обусловлены повторением электронной конфигурации валентных
электронов,
т.е.
строения
внешнего
и
предвнешнего
энергетических уровней их атомов с увеличением заряда ядра.

65. Раздумья днем и ночью…

До Д.И. Менделеева было
предпринято более 50
попыток классифицировать
химические элементы.
Большинство учёных
пытались выявить связь
между химическими
свойствами и их соединений и
атомной массой.

66. 17 февраля 1869 года

Статья Менделеева "Опыт
системы элементов,
основанной на их атомном
весе и химическом сходстве"
датирована "17 февраля 1869
года" (это по старому стилю).
Так был открыт
Периодический закон,
современная формулировка
которого такова:
«Свойства простых
веществ, а также формы и
свойства соединений
элементов находятся в
периодической зависимости от
заряда ядер их атомов».

67. Естественная система элементов Д.Менделеева (1871 г.)

Естественная система элементов Д. Менделеева ( 1871г.)
Группа 1
Типичес
-кие
элементы
Ряд 1
Ряд 2
Li-7
Na-23
K-39
Группа 4
Группа 5
Группа 6
Группа 7
Be -9.4
B-11
C-12
N-14
O-16
F-19
Mg-24
Ca-40
Al-27
?-45
Rb-85
Sr-87
Cd-112
Cs-133
Ba-137
Si-28
Tl-50
Zn-65
Ряд 5
Ряд 6
Группа 3
Группа 0
H-1
Ряд 3
Ряд 4
Группа 2
?-68
Y-89
In-116
?-138
P-31
V-51
?-70
Zr-90
Sn-118
S-32
Cr-52
As-75
Nb-94
Sb-122
Se-79
Mo-96
Te-128
Cl-35.5
Mn-55
Fe-56
Co-59
Ni-59
Cu-63.4
Rh-104
Ru-104
Pd-106
Ag-108
Os-196
Ir-196
Pt-197
Au-197
Br-80
?-100
I-127
Ce-140
Ряд 7
Ряд 8
Ряд 9
Ряд10
Ta-182
Hg-200
Tl-204
Pb-207
Th-231
W-186
Bi-210
U-240
Первая классическая короткая форма периодической системы.

68. Периодическая система Дмитрия Ивановича Менделеева

69. Периодическая система Д.И.Менделеева

• Периодическая система (ПС) – графическое отображение
периодического закона. Современная ПС охватывает 118
химических элементов.
• Фундаментальным принципом построения ПС является
разделение всех элементов на группы и периоды.
• Периодическая система состоит из 8 групп и 7 периодов (7-й не
завершен).
• Группа – это вертикальный столбец элементов, имеющих
одинаковое число валентных электронов.
• Каждая группа в свою очередь подразделяется на главную (а) и
побочную (б) подгруппы.
• Элементы а- и б-подгрупп каждой группы, как правило, обладают
сходными химическими свойствами. Они называются
элементами-аналогами.
• Например, элементы ΙΙА подгруппы: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.

70. Вертикальные столбцы химических элементов - группы

г
л
а
в
н
а
я
п
о
б
о
ч
н
а
я

71. Строение периодической системы

• Периодом называется горизонтальный ряд
элементов в периодической системе, который
расположен в порядке возрастания зарядов
ядер их атомов.
• Каждый период начинается щёлочным
металлом, а заканчивается благородным
газом.
• Номер периода = числу энергетических
уровней в атоме.
http://linda6035.ucoz.ru/
Все трансурановые элементы (Z = 93—106), а
также элементы с Z = 43 (Tc), 61 (Pm), 85 (At) и
87 (Fr) получены искусственно.

72. Горизонтальные строки химических элементов - периоды

малые
большие
незавершенный

73. Современная таблица Д.И.Менделеева

74.

Электронное строение атомов элементов
периодической системы
Первый период содержит всего 2 элемента: H и He.
Место H в системе неоднозначно: поскольку он проявляет
свойства, общие со щелочными металлами и с галогенами, его
помещают либо в Ia-, либо в VIIa-подгруппу.
Гелий — первый представитель VIIIa-подгруппы
(благородный газ).
1H
1s1
2
He
1s
2
1s
1s
На этом 1 период завершается
ProPowerPoint.Ru

75.

ΙΙ период
Второй период (Li — Ne) содержит 8 элементов.
Он начинается щелочным металлом Li (С.О. I). Затем располагается
металл Be (С.О. II). Металлический характер следующего элемента В
выражен слабо (С.О. III).
C – типичный неметалл (С.О. ΙV). Последующие N, O, F и Ne —
неметаллы (С.О. соответствует номеру группы). Завершает период инертный
газ Ne.
2 период
3Li
1s22s1
s1
s2
[He]2s1
s2p6
p1 - p5
4Be
1s22s2
2p
2p
1s
2s
[He]2s2
2s
1s

76.

5В
1s22s22p1
[He]2s22p1
6C
1s22s22p2
[He]2s22p2
2p
2p
2s
1s
2s
1s
Противоречит
правилу Гунда

77.

9F
1s22s22p5
1s22s22p6
10Ne
[He]2s22p5
[He]2s22p6 = [Ne]
2p
2p
E
2s
2s
1s
1s

78.

ΙΙΙ период
Третий период (Na — Ar) также содержит 8 элементов.
Сначала происходит заполнение 3s-оболочки у натрия (№11) и
магния (№12) (это s-элементы), а потом заполняется 3р-оболочка у
шести следующих р-элементов: от алюминия (№13) до аргона
(№18).

79.

ΙΙΙ период
Изменение свойств элементов во многом аналогично второму периоду.
3 период
11Na
s1 s2
1s22s22p63s1
p1 - p5
[Ne]3s1
[Ne]3s2
12Mg
1s22s22p63s2
13Al
1s22s22p63s23p1
[Ne]3s23p1
14Si
1s22s22p63s23p2
[Ne]3s23p2
15P
1s22s22p63s23p3
[Ne]3s23p3
16S
1s22s22p63s23p4
[Ne]3s23p4
17Cl
1s22s22p63s23p5
[Ne]3s23p5
18Ar
1s22s22p63s23p6
[Ne]3s23p6 = [Ar]
s2p6

80.

ΙV период
Четвёртый период (K — Kr) содержит 18 элементов. После
щелочного металла K и щёлочноземельного Ca (s-элементы) следует
ряд из десяти переходных элементов (Sc — Zn), или d-элементов,
которые входят в подгруппы б соответствующих групп периодической
системы (заполняется 3d-подуровень). У элементов, начиная с галлия
Ga (№31) и заканчивая криптоном Kr (№36) начинается заполнение
внешнего (четвертого) электронного слоя, 4p-оболочки.

81.

ΙV период
4 период
s1
s2
3d1 - d10
p1 - p5
s2p6
К [Ar] 4s1
Ca [Ar] 4s2
Sc [Ar] 3d14s2
Устойчивая электронная
конфигурация d0, d5, d10
Ti [Ar] 3d24s2
V [Ar] 3d34s2
Cr [Ar] 3d54s1
Mn
[Ar] 3d54s2
энергия 3d < 4p
“провал” е
3d
4s
исключение из правил

82. «Провал» электрона

▪ В атомах некоторых элементов электрон с s-подуровня
внешнего энергетического уровня переходит на d-подуровень
предвнешнего энергетического уровня.
▪ При этом происходит выигрыш в энергии.
▪ Если до полного или половинного заполнения d-подуровня (d5
или d10- конфигурации) не хватает одного электрона, то
происходит «провал (проскок) электрона» - переход на dподуровень одного электрона с соседнего s-подуровня.
▪ В результате, например, электронная формула атома хрома
имеет вид:
▪ 24Cr: 1s22s22p63s23p64s13d5, а не 1s22s22p63s23p64s23d4.
▪ Характерен для следующих элементов: Ag, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd,
Cu, Au, Pt, Cr.

83.

V период
Пятый период (Rb — Xe) построен аналогично четвёртому; в нём
содержится восемнадцать элементов.
Все элементы этого периода имеют пять электронных оболочек.
Первые два из них, рубидий и стронций, относятся к sэлементам периодической таблицы, затем имеется 10 переходных
d-элементов (Y — Cd) (заполняется 4d –подуровень). Элементы
Индий In (№ 49) – ксенон Xе (№ 54) относятся к р-элементам
(заполняется 5р-подуровень).

84.

VΙ период
Шестой период (Cs — Rn) включает 32 элемента.
Первые два из них, цезий и барий, относятся к s-элементам
периодической таблицы (заполняется 6S-подуровень), затем
располагаются 10 переходных d-элементов (La, Hf - Hg) (заполняется
5d –подуровень).
После лантана содержится совокупность из 14 f-элементов лантаноидов, от Ce до Lu (№58 - №71). Заполняется 4f-подуровень.
Элементы Таллий (№ 81) – Радон (№ 86) относятся к р-элементам
(заполняется 6р-подуровень).

85.

• Лантаноиды часто называют редкоземельными.
• Элементы от La до Lu химически сходны. Их преобладающая
степень окисления III.
• Лантаноиды записываются отдельной строкой внизу таблицы.

86. VΙΙ период

У франция Fr (№ 87) и радия Ra (№ 88) заполняется 7s-подуровень, затем идут 10 элементов (актиний (№ 89), до резерфордия (№
104), у которых заполняется предвнешний 6d –подуровень.
Начиная с актиния Ас образуется группа из 14 элементов –
актиноидов, в которых заполняется более глубокий 5f-подуровень.
Элементы, имеющиеся в природе, заканчиваются ураном U (№ 92).
Все элементы, находящиеся дальше урана (Z > 93), называются трансурановыми элементами. Все они радиоактивны и имеют период полураспада,
который намного меньше времени существования Земли. Поэтому в земной
коре их нет, но некоторые трансурановые элементы (до Z = 112) удалось
получить искусственно с помощью ядерных реакций.

87.

Электронные семейства химических элементов
Все известные элементы в соответствии с последним заполняемым
подуровнем можно разбить на четыре группы (семейства):
▪ s-элементы, если заполняется s-подуровень. К ним относятся
первые два элемента каждого периода.
▪ p-элементы, если заполняется p-подуровень. К ним относятся
последние шесть элементов каждого периода.
▪ d-элементы, если заполняется d-подуровень второго снаружи
уровня. Расположены в больших периодах между s- и pэлементами.
▪ f-элементы, если заполняется f-подуровень третьего снаружи
уровня. К ним относятся лантаноиды и актиноиды.

88.

7. Периодичность изменения
свойств элементов
АТОМНЫЕ И ИОННЫЕ РАДИУСЫ
ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ
ЭНЕРГИЯ ИОНИЗАЦИИ
СРОДСТВО К ЭЛЕКТРОНУ
МЕТАЛЛИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
НЕМЕТАЛЛИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА
ProPowerPoint.Ru

89.

Атомные и ионные радиусы химических
элементов
1. Орбитальный радиус атома (иона) – это условная
величина, которая равна расстоянию между ядром и
самой дальней орбиталью в электронной оболочке этого
атома.
В таблице химических элементов радиус атома по периоду
уменьшается, так как количество уровней одинаково, а количество
электронов увеличивается, и происходит сжатие электронной
оболочки.
R1 > R2 > R3 > R4 > R5 > R6 > R7 > R8
F1 < F2 < F3 < F4 < F5 < F6 < F7 < F8
R –радиус атома в периоде
F – сила притяжения внешнего электрона к ядру своего атома.
Следовательно наибольшей силой притяжения электронов
обладает атом седьмой группы главной подгруппы, во втором
периоде и во всей таблице - атом фтора F.

90.

91. Атомные и ионные радиусы химических элементов

• В Периодической системе химических элементов
Д.И.Менделеева в группе при движении сверху вниз радиус атома
увеличивается, так как растет число электронных слоев и
увеличивается расстояние от электронов внешнего уровня до
атомного ядра.
• При этом сила притяжения внешних электронов к положительно
заряженному ядру своего атома уменьшается.
R1 < R2 < R3 < R4 < R5 < R6 < R7
F1 > F2 > F3 > F4 > F5 > F6 > F7
• Следовательно самый активный металл в таблице
химических элементов находится в левом нижнем углу таблицы.
По этой причине металлы всегда отдают внешние электроны и
никогда не принимают электроны от других атомов.

92.

Атомные радиусы
Figure 8.9

93.

2. Электроотрицательность
- свойство атома притягивать электроны от других атомов, с
которыми он образует химическую связь в соединениях.
Таким свойством обладают атомы только неметаллов.
Ряд электроотрицательности неметаллов.
H, As, I, Si, P, Se, C, S, Br, Cl, N, O, F
- Фтор - самый электроотрицательный элемент.
Электроотрицательность
по периоду возрастает
сверху вниз по группе падает
N
F
O

94.

3. Энергия ионизации (J)
Энергия ионизации – это энергия, необходимая для
отрыва электрона от атома и превращение атома в
положительно заряженный ион.
Э – е = Э+, J ион
[кДж/моль]
Энергия ионизации
является
количественной
характеристикой
восстановительной
способности атомов.
ПО ПЕРИОДУ растёт
П
О
г
Р
У
П
П
Е
У
М
Е
Н
Ь
Ш
А
Е
Т
С
Я
0
Na - 1е → Na
+

95.

4. Сродство к электрону (Еср)
это энергия, выделяющаяся или поглощающаяся при захвате
электрона атомом или энергия, необходимая для присоединения
электрона к атому:
-
Э + е = Э , [кДж/моль или эВ]
Сродство к электрону характеризует окислительную
способность атома.
По периоду сродство к электрону увеличивается.
По группе вниз сродство к электрону уменьшается.

96. В периодах:

Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
Металлические свойства ослабевают,
а неметаллические усиливаются, так как:
А) увеличиваются заряды атомных ядер;
Б) увеличивается число электронов на внешнем уровне;
В) число энергетических уровней постоянно;
Г) радиус атома уменьшается;
Д) способность к отдаче электронов ослабевает, а
способность к принятию недостающих электронов
возрастает.

97. В группах (главных подгруппах):

Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
щ
е
л
о
ч
н
ы
е
м
е
т
а
л
л
ы
Металлические свойства усиливаются,
а неметаллические ослабевают, так как:
Самый
Сильный
Неметалл!
А) увеличиваются заряды атомных ядер;
Б) число электронов на внешнем уровне
постоянно;
В) увеличивается число энергетических
уровней;
Г) увеличивается радиус атома;
Д) способность к отдаче электронов возрастает,
а способность к принятию недостающих
электронов ослабевает.
Самый
Сильный
Металл!
F
г
а
л
о
г
е
н
ы
Cl
Br
I
At

98. Характеристики элементов в периодах и группах

Радиус атомов
увеличивается
В периодах слева направо:
Радиус атомов уменьшается
Число электронных слоёв не
изменяется
Электроотрицательность
увеличивается
Энергия ионизации увеличивается;
Сродство к электрону увеличивается
Металличность атомов уменьшается
Неметаллические свойства
усиливаются
В
Г
Р
У
П
П
А
Х
Число электронных слоев
атомов увеличивается
Электроотрицательность
уменьшается
Энергия ионизации
уменьшается
Сродство к электрону
уменьшается
Металличность атомов
увеличивается
Неметаллические
свойства уменьшаются

99. Нахождение элемента по формуле можно провести 3-мя способами:

• 1 способ: по общему числу электронов определяет Z.
1s22s22p63s23p64s1
∑e=19 - К.
• 2 способ: координатный способ.
По величине n определяют период, по сумме внешних электронов
– группу;
[Ar] 4s1
n=4 - 4 период, s1 – 1 электрон 1 гр.А – К.
• 3 способ: по принадлежности к семейству.
По величине n определяют период.
[Ar] 4s1
В стадии заполнения находится s-подуровень, значит это
семейство s-элементов, причём n =4, значит 4 период; 1е – К.
http://linda6035.ucoz.ru/

100.

http://linda6035.ucoz.ru/

101.

Желаю дальнейших успехов в
изучении химии!
http://linda6035.ucoz.ru/

102. Спасибо за внимание!

103. Периодическое изменение свойств химических элементов и их соединений

Элементы
Свойства
элементов
Li
Be
Типичны
й металл
B
C
N
Металлические свойства уменьшаются
O
F
Типичный
неметалл
Неметаллические свойства увеличиваются
Высшая
валентность
в оксидах
I
II
III
IV
V
-
-
Формулы
оксидов
Li2O
BeO
B2O3
CO2
N2O5
-
-
Характер
оксидов
Основны
й оксид
Амфот.оксид
Кислотный
оксид
Кислотный
оксид
Кислотный
оксид
Формулы
гидроксидов
LiOH
Be(OH)2
H2BO3
H2CO3
HNO3
Характер
гидроксидов
Основани Амф.гидроксид
е
Кислоты
Кислоты
кислоты
Водородные
соединения
-
-
CH4
NH3
H2O
HF
-