Периодический закон.ppt

и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величин

атомных весов элементов.
В настоящее время периодический закон формулируется: свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости зарядов ядер их атомов.

элементов состоит из периодов и групп.
Период –это ряд элементов,

начинающийся с активного щелочного металла и завершающийся благородным газом.
Современная ПЭС состоит из 7 периодов.
1-3 периоды - малые и состоят из одного ряда.
4-7 периоды - большими и состоят из двух рядов.
Период начинается элементом, в атоме которого появляется электрон с новым значением главного квантового числа n.
Номер периода совпадает со значением n внешнего энергетического уровня.
При движении вдоль периодической таблицы квантовые числа l и m вновь появляющегося электрона определяют группу, в которой находится элемент.

период определяется энергетической емкостью уровня.
Например, в 3-м периоде число элементов

равно 18.

– подуровне называются s – элементами.
Элементы атомы, которых завершают заполнение

своей электронной оболочки на р – подуровне называются р – элементами.
Элементы атомы, которых завершают заполнение своей электронной оболочки на d – подуровне называются d – элементами.
Элементы атомы, которых завершают заполнение своей электронной оболочки на f – подуровне называются f – элементами.

во внешних подоболочках.
Номер группы показывает высшую степень окисления элемента

по кислороду, исключение подгруппа меди и VIII группа.
Группы делятся на главные и побочные.
Подгруппы включают в себя элементы с аналогичными электронными структурами (электронные аналоги).
Главные подгруппы включают в свой состав типические элементы (элементы II и III периодов).
Побочные подгруппы в своем составе не имеют типических элементов.

s-электрон. Электрон теряется очень легко, с образованием катиона Э+. Формула

оксида - Э2О.
Вторая группа- щелочноземельные металлы. На внешнем электронном уровне два s-электрона. Свойства похожи на свойства элементов I группы, но более слабо выражены. Формула оксида - ЭО.
Третья группа - на внешнем слое два s и один p-электрон.. Их степень окисления +3, формула оксида Э2О3.

инертного газа образуется за счёт образования 4-х электронных пар. Характерной

особенностью элементов этой группы образовывать прочные связи друг с другом: …С-С-С… Легко образуют как оксид СО2 (степень окисления углерода +4), так и гидрид СН4 (метан, степень окисления углерода -4).

них -3 (NH3 - аммиак, РН3 - фосфин). Высшая степень

окисления у них +5, формула высшего оксида Э2O5.
Шестая группа, Кислород имеет стандартную степень окисления -2. Сера, селен, теллур имеют степени окисления от -2 до +6. Соответствующие высшие оксиды имеют формулы ЭО3 и являются сильными окислителями.
Седьмая группа – галогены. Могут проявлять степени окисления -1 до +7. Оксид Э2О7.
Восьмая группа - благородные газы. Имеют полностью достроенную электронную оболочку, поэтому дополнительных электронов им не нужно и они инертны к любым реакциям.

s-элементы следующего периода (в соответствии с правилом Клечковского).
2) высшие

степени окисления и формулы высших оксидов элементов 3 – 7 групп главных и побочных подгрупп совпадают, положительные степени окисления элементов не совпадают.
3) У d-элементов почти всегда имеется несколько положительных степеней окисления, для них характерны переходы из одной степени окисления в другую.

с s-орбитали.
5) Отрицательных степеней окисления у них нет.
6)

Внутри системы d-элементов при заполнении орбиталей наблюдается “островок стабильности” - стремление сохранить и удержать систему из пяти электронов с параллельными спинами, по одному в каждой ячейке (nd5).
У хрома наблюдается перескок электрона с 4s на 3d-орбиталь, и создаётся “островок стабильности”.
Проскок электрона также наблюдается у Сu 3d104s1 (вместо3d94s2), Nb 4d45s1 (вместо 4d35s2), Ru 4d75s1 (вместо 4d65s2), Pd 4d105s0 (вместо 3d84s2) – двойной проскок электронов Рt 5d96s1 (вместо 4d86s2), проскоки электронов наблюдаются и у f – элементов.

сходство с соответствующими р – элементами. Вторая половина ряда d-элементов

практически теряет какую-либо связь с основными подгруппами.
8) Три элемента - Fe, Co, Ni и т.д. поставлены в 8 группу, побочную подгруппу, хотя у них нет ничего общего с восьмой группой.
9) Медь, серебро и золото стоят явно не на своём месте, т.к. для них известна степень окисления +3 (для иона золота это основное состояние).

в 7 группе (Mn, Tc, Re) наступает естественное пошаговое уменьшение

высшей валентности элементов: 6, 5, 4, 3 ,2, как если бы мы двигались назад по периодической таблице.
Тогда нужно поместить Fe в 6-ю группу, Co в 5-ю, Ni в 4-ю, Cu в 3-ю, Zn во 2-ю, а дальше всё как обычно - заполнение р - орбиталей.

периода, в котором находится элемент.
2) Суммарное число электронов, находящихся на

орбиталях внешнего и предвнешнего уровня определяет номер группы, в которой находится элемент.
а) для s –элементов – это число s –электронов.
б) для р – элементов – это число s и р – электронов.
в) для первых 6 d–элементов номер группы определяется суммой электронов на s-орбитали внешнего и d–орбитали предвнешнего уровня, седьмой и восьмой элементы находятся в триадах, а 9 и 10 в побочных подгруппах I и II группы.
3) f – элементы находятся либо в побочной подгруппе III группы, либо главной подгруппе II группы.
4) Атомы одной подгруппы имеют одинаковое строение электронных уровней и обладают близкими химическими свойствами, т.е. являются химическими аналогами.

атома принимается эффективный радиус-расстояние от ядра атома до области максимальной

плотности внешней электронной орбитали.

(заряда ядра). Увеличивающийся заряд ядра стягивает плотнее электронную оболочку. Резкий

рост радиуса атома наступает в новом периоде, при начале заполнения нового слоя, в щелочных элементах.

Минимальные размеры имеют катионы высшей степени окисления с максимальным зарядом.

rМg2+ < rΝа+, т.к. одинаковое число электронов в оболочке притягивается в ионе магния большим положительным зарядом, чем в ионе натрия.
В периодах слева направо радиус атомов уменьшается, в группах сверху вниз увеличивается.

для удаления одного моля электронов от одного моля атомов.

Не, Νе – достроенная р - оболочка, Ве, Мg –

достроенная s-оболочка, Ν, Р – построена половина р - оболочки, на ней имеются три электрона с параллельными спинами, тоже своего рода ''островок стабильности''. У элемента, следующего за стабильным, наблюдается, наоборот, уменьшенное значение J1, т.к. стабильным теперь оказывается получающийся ион.
Самый глубокий минимум у щелочных металлов, самый высокий максимум - у благородных газов. По периоду слева на право энергия ионизации увеличивается.

падает, а окислительная растет.
При движении по подгруппе сверху вниз

окислительная способность падает, а восстановительная растет.
Самый сильный восстановитель находится в левом нижнем углу ПЭС – это франций, а самый сильный окислитель находится в правом верхнем углу – это фтор.

с заполненным s и р -подуровнем –Не, Ве, Мg и

др. Сродство к электрону у атома азота и фосфора меньше, чем соседних р -элементов периода. Это говорит о повышенной устойчивости незаполненного, наполовину и полностью заполненного подуровня.
Для образования ионов Ве-, Nе-, Мg- требуется затрата энергии, поэтому эти ионы неустойчивы.
В подгруппе сверху вниз энергия сродства должна уменьшаться, однако при переходе от фтора к хлору и от кислорода к сере она неожиданно увеличивается. Вероятно это связано с наличием d-орбиталей у атомов элементов 3-го периода.
Сродство к электрону до некоторой степени обратная энергии ионизации. F1 коррелируется с окислительной способностью элементов.

электрона образуется полностью достроенный слой. Минимальные значения имеют те элементы,

где имеются заполненные р – оболочки: (Не, Νе) или s- (Ве, Мg).

сверху вниз уменьшается. Самый электроотрицательный элемент стоит в верхнем правом

углу ПЭС.
6) В периодах при движении слева на право усиливаются неметаллические свойства, а металлические ослабевают.
7) В группах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают.

известных элементов.
2) Предсказание свойств неизвестных элементов.
3) Пересмотр и изменение ряд

принятых в то время атомных масс элементов.