Разделы презентаций


Строение атома и периодический закон Тема 2

Содержание

Вспомним, что такое атом?Атом (от др.-греч. ἄτομος — неделимый) — наименьшая, химически неделимая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1Строение атома и периодический закон
Тема 2

Строение атома и периодический законТема 2

Слайд 2Вспомним, что такое атом?
Атом (от др.-греч. ἄτομος — неделимый) —

наименьшая, химически неделимая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств

Вспомним, что такое атом?Атом (от др.-греч. ἄτομος — неделимый) — наименьшая, химически неделимая часть химического элемента, являющаяся

Слайд 4Модели атомов
Модель атома Томсона (модель «Пудинг с изюмом»). Дж. Дж.

Томсон предложил рассматривать атом как некоторое положительно заряженное тело с

заключёнными внутри него электронами. Была окончательно опровергнута Резерфордом после проведённого им знаменитого опыта по рассеиванию альфа-частиц.
Модели атомовМодель атома Томсона (модель «Пудинг с изюмом»). Дж. Дж. Томсон предложил рассматривать атом как некоторое положительно

Слайд 5Планетарная модель атома Бора-Резерфорда.
Описание атома вошло в противоречие с классической

электродинамикой. Дело в том, что, согласно классической электродинамике, электрон при

движении с центростремительным ускорением должен излучать электромагнитные волны, а, следовательно, терять энергию. Дальнейшее изучение излучения атома привело к созданию квантовой механики, которая позволила объяснить подавляющее большинство наблюдаемых фактов.
Планетарная модель атома Бора-Резерфорда.Описание атома вошло в противоречие с классической электродинамикой. Дело в том, что, согласно классической

Слайд 7Свойства элементарных частиц
Поскольку атом электронейтрален а заряд электронов равен заряду

протонов с противоположным знаком, то в любом ядре число протонов

равно числу электронов.
N(1p)=N(e-)

Свойства элементарных частицПоскольку атом электронейтрален а заряд электронов равен заряду протонов с противоположным знаком, то в любом

Слайд 8А – массовое число.
Z – заряд ядра (порядковый номер элемента).
N(1p)

– число протонов.
N(0n) – число нейтронов.
N(e-) – число

электронов.

A = N(1p) + N(0n)

Z = N(1p) = N(e-)

N(0n) = A - Z

А – массовое число.Z – заряд ядра (порядковый номер элемента).N(1p) – число протонов. N(0n) – число нейтронов.

Слайд 9Изотопы – атомы одного и того же химического элемента, отличающиеся

числом нейтронов, а, следовательно, и массой.
Z1=Z1, N1 ≠ N2,

A1≠A2
168O, 178O, 188O 

Изобары – нуклиды разных элементов с одинаковой атомной массой, но с различным числом протонов и нейтронов.
Z1 ≠ Z1, A1=A2
40Ar, 40Ca,40K


Изотоны – нуклиды разных элементов с одинаковым числом нейтронов, но с различным числом протонов и атомной массой.
Z1 ≠ Z1, N1 = N2, A1 ≠ A2
157N, 146C


Виды нуклидов

Изотопы – атомы одного и того же химического элемента, отличающиеся числом нейтронов, а, следовательно, и массой.Z1=Z1,

Слайд 10Постулаты Бора
Атом может находиться только в особенных стационарных, или квантовых,

состояниях, каждому из которых отвечает определенная энергия. В стационарном состоянии

атом не излучает электромагнитных волн.
При переходе электрона с орбиты (энергетический уровень) на орбиту излучается или поглощается квант энергии. При переходе с верхнего уровня на нижний энергия излучается, при переходе с нижнего на верхний — поглощается.
Постулаты БораАтом может находиться только в особенных стационарных, или квантовых, состояниях, каждому из которых отвечает определенная энергия.

Слайд 12Квантовые числа
Квантовые числа – распределение электронов в атоме.

Это своеобразный паспорт

каждого электрона в атоме.

Квантовые числаКвантовые числа – распределение электронов в атоме.		Это своеобразный паспорт каждого электрона в атоме.

Слайд 131. Главное квантовое число n
– показывает общий запас энергии электрона,

а значит его удаленность от ядра: чем выше энергия электрона,

тем дальше он расположен от ядра; n принимает целое значение n=[1;7] и соответствует номеру уровня, на котором находится электрон.
1. Главное квантовое число n– показывает общий запас энергии электрона, а значит его удаленность от ядра: чем

Слайд 142. побочное (орбитальное) квантовое число l
– отражает разное энергетическое

состояние электрона в пределах уровня и соответствует подуровню (s-, p-,

d-, f-), принимает значение от 0 до n-1. Например, при n=3, l=0, 1, 2.
2. побочное (орбитальное) квантовое число l – отражает разное энергетическое состояние электрона в пределах уровня и соответствует

Слайд 153. магнитное квантовое число m
m – характеризует ориентацию орбиталей

в пространстве; принимает значения –l…0…+l. Например, если l=2, m принимает

значения -2;-1;0;+1;+2.
3. магнитное квантовое число m m – характеризует ориентацию орбиталей в пространстве; принимает значения –l…0…+l. Например, если

Слайд 164. спиновое квантовое число s
– собственный момент импульса электрона,

не связанный с движением в пространстве. Это свойство электрона, не

имеющее аналога в макромире. Для всех электронов спиновое квантовое число
4. спиновое квантовое число s – собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве. Это

Слайд 175. магнитное спиновое число ms
– проекция спина на ось

Oz. Всегда равно

5. магнитное спиновое число ms – проекция спина на ось Oz. Всегда равно

Слайд 181. Главное квантовое число п определяет общую энергию электрона на

данной орбитали, а, значит, его удаленность от ядра: чем выше

энергия электрона, тем дальше он расположен от ядра; n принимает целые значение от 1 до 7 (n=[1;7]) и соответствует номеру уровня, на котором находится электрон.

2. Побочное (орбитальное) квантовое число l. Определяет форму (симметрию) атомной орбитали и характеризует различный запас энергии электрона в пределах данного энергетического уровня или его подуровень.
Может принимать целочисленные значения от 0 до n-1
(l = 0, 1, ..., п - 1)
Значение l 0 1 2 3 4
Буквенное обозначение s p d f g

Квантовые числа электронов

1. Главное квантовое число п определяет общую энергию электрона на данной орбитали, а, значит, его удаленность от

Слайд 19Eсли 1 = 0 (s-орбиталь), то электронное облако имеет форму

сферы (сферическую симметрию) и не обладает направленностью в пространстве (изотропно).

Пространство

вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью или электронным облаком.
Eсли 1 = 0 (s-орбиталь), то электронное облако имеет форму сферы (сферическую симметрию) и не обладает направленностью

Слайд 20При l=1 (р-орбиталь) электронное облако имеет форму гантели, т.е. форму

тела вращения, полученного из «восьмерки», оно уже не обладает сферической

симметрией, а, значит, электронная плотность неодинакова по направлениям (анизотропна).
При l=1 (р-орбиталь) электронное облако имеет форму гантели, т.е. форму тела вращения, полученного из «восьмерки», оно уже

Слайд 21Формы электронных облаков d-,f- и g-электронов намного сложнее.

Формы электронных облаков d-,f- и g-электронов намного сложнее.

Слайд 223. Магнитное орбитальное квантовое число ml. Определяет ориентацию электронного облака в

пространстве.
Общее число возможных значений ml равно (2l+1) и показывает,

сколькими способами можно расположить орбитали данного подуровня в пространстве, т.е. общее число орбиталей на подуровне l.

ml [–l; l], включая 0

3. Магнитное орбитальное квантовое число ml. Определяет ориентацию электронного облака в пространстве. Общее число возможных значений ml равно

Слайд 234. Спиновое квантовое число s.
Cпин – это чисто квантовое свойство

электрона, не имеющее классических аналогов. Строго говоря, спин – это

собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве. Для всех электронов абсолютное значение спина всегда равно s = 1/2.

5. Магнитное спиновое число ms. Проекция спина на некоторую ось z. Может иметь лишь два значения: ms = +1/2 или ms = -1/2.

4. Спиновое квантовое число s.Cпин – это чисто квантовое свойство электрона, не имеющее классических аналогов. Строго говоря,

Слайд 24Электронные конфигурации атомов
Распределение электронов по уровням и подуровням подчиняется определенным

закономерностям.
2. Правило Клечковского. Энергия электрона определяется главным квантовым числом n

и побочным квантовым числом l, поэтому электрон занимает в основном состоянии уровень не с минимально возможным значением n, а с наименьшим значением суммы (n + l).

1. Принцип наименьшей энергии. Если электрон находится в основном (невозбужденном) состоянии, он располагается в атоме так, чтобы его энергия была минимальной. Значит, в уровни будут заполняться по возрастанию главного квантового числа.
Число электронов на n-ом уровне (Nn) рассчитывается по формуле:

Электронные конфигурации атомовРаспределение электронов по уровням и подуровням подчиняется определенным закономерностям.2. Правило Клечковского. Энергия электрона определяется главным

Слайд 25Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне

3d, так как в первом случае n+l=4+0=4, а во втором

n+l=3+2=5, поэтому сначала заполняется 4s, а потом 3d подуровень. На подуровне 5s (n+l=5+0=5) энергия меньше, чем на 4d (n+l=4+2=6), поэтому сначала заполняется 5s, а потом 4d подуровень; на (n+l=5+1=6) энергия меньше, чем на (n+l=4+3=7), значит, заполнение подуровней происходит в порядке 5р, 4f и т. д. Однако, как только электроны заполнят квантовые ячейки, энергия подуровней станет строго пропорциональна величине n, так что при ионизации электроны будут уходить всегда с внешнего слоя с большим значением n. Согласно сказанному, конфигурация внешнего слоя атома Fe имеет вид 3d64s2, а конфигурация внешнего слоя иона Fe3+ выглядит так: 3d54s0.
Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне 3d, так как в первом случае n+l=4+0=4,

Слайд 26Строение электронной оболочки атома.
Энергетический уровень
Число энергетических
уровней в атоме равно
номеру периода,

в котором находится элемент!!!

Строение электронной оболочки атома. Энергетический уровеньЧисло энергетическихуровней в атоме равнономеру периода, в котором находится элемент!!!

Слайд 27Строение электронной оболочки атома.
Энергетический подуровень
Число подуровней на каждом
энергетическом уровне


равно номеру уровня!!!

Строение электронной оболочки атома. Энергетический подуровеньЧисло подуровней на каждом энергетическом уровне равно номеру уровня!!!

Слайд 28Строение электронной оболочки атома.
Число орбиталей на подуровнях:

Строение электронной оболочки атома. Число орбиталей на подуровнях:

Слайд 29Строение электронной оболочки атома.
Два электрона, которые находятся на одной орбитали

называются спаренными.
Спаренные электроны
Неспаренные электроны

Строение электронной оболочки атома. Два электрона, которые находятся на одной орбитали называются спаренными.Спаренные электроныНеспаренные электроны

Слайд 30Строение электронной оболочки атома.

Строение электронной оболочки атома.

Слайд 31Заполнение орбиталей электронами
Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяет принцип наименьшей

энергии.

Заполнение орбиталей электронамиПорядок заполнения электронами атомных орбиталей определяет принцип наименьшей энергии.

Слайд 32Заполнение орбиталей электронами
Орбитали одного подуровня имеют одинаковую энергию.


Принцип наименьшей

энергии определяет
порядок заполнения энергетических подуровней –

электроны заполняют подуровни а порядке увеличения их энергии!
Заполнение орбиталей электронамиОрбитали одного подуровня имеют одинаковую энергию.Принцип наименьшей  энергии определяет  порядок заполнения энергетических подуровней

Слайд 33Заполнение орбиталей электронами
Правило Гунда

Заполнение орбиталей электронамиПравило Гунда

Слайд 34Электронные конфигурации атомов.
Чтобы правильно изображать электронные конфигурации атомов, нужно знать:
Число

электронов в атоме (равно порядковому номеру).
Максимальное число электронов на уровнях

и подуровнях.
Порядок заполнения подуровней и орбиталей.
Электронные конфигурации атомов. Чтобы правильно изображать электронные конфигурации атомов, нужно знать:Число электронов в атоме (равно порядковому номеру).Максимальное

Слайд 35В том случае, когда для двух подуровней суммы значений n

и l равны, сначала идет заполнение подуровня с меньшим значением

n. Например, на подуровнях 3d, 4р, 5s сумма значений n и l равна 5. В этом случае происходит сначала заполнение подуровней с меньшими значениями n, то есть 3d, 4р, 5s и т. д.

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d >4f < 6p

Заполнение подуровней

В том случае, когда для двух подуровней суммы значений n и l равны, сначала идет заполнение подуровня

Слайд 36Заполнение орбиталей электронами

Заполнение орбиталей электронами

Слайд 37s-элементы – последним заполняется s-подуровень

p-элементы – последним заполняется p-подуровень

d-элементы –

последним заполняется d-подуровень

f-элементы – последним заполняется f-подуровень
Семейства элементов
Элементы делятся на

семейства, в зависимости от того, какой подуровень у них заполняется последним.

s-, p-, d-, f-элементы
s-элементы – последним заполняется s-подуровеньp-элементы – последним заполняется p-подуровеньd-элементы – последним заполняется d-подуровеньf-элементы – последним заполняется f-подуровеньСемейства

Слайд 383. Правило Гунда (Хунда). При данном значении l (т. е.

в пределах определенного подуровня) электроны располагаются таким образам, чтобы суммарный

спин был максимальным.

4. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.

Каждая орбиталь вмещает только два электрона с противоположными (антипараллельными) спинами.

3. Правило Гунда (Хунда). При данном значении l (т. е. в пределах определенного подуровня) электроны располагаются таким

Слайд 39 25Mn 1s22s22p63s23p6 3d54s2
Составление

электронной конфигурации атома
9F 1s22s2 2p5
17

Cl 1s22s22p6 3s23p5
 

валентные электроны

Валентные электроны – электроны внешнего и предвнешнего энергетических подуровней.

25Mn    1s22s22p63s23p6 3d54s2  Составление электронной конфигурации атома9F

Слайд 40«Проскок» электрона
Внешние оболочки с конфигурациями d4 и d9 нестабильны и

стремятся перейти в устойчивые заполненные d5- и d10-конфигурации.

1s22s22p63s23p63d54s1
Cr
«Проскок» электрона

имеет место у Cr, Cu, Ag, Tl, Mo, Nb, Tc, Ru, Rh, Pt, и Au
«Проскок» электронаВнешние оболочки с конфигурациями d4 и d9 нестабильны и стремятся перейти в устойчивые заполненные d5- и

Слайд 41Периодический закон Д.И. Менделеева
1869 г, Д.И. Менделеев
Свойства химических элементов, а

также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости

от их атомного веса.

Современная формулировка периодического закона

Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядра их атомов.

Физический смысл периодического закона: свойства химических элементов периодически повторяются, потому что происходит периодическое изменение электронных конфигураций атомов.

Периодичность – это повторяемость свойств химических и некоторых физических свойств у простых веществ и их соединений.

Периодический закон Д.И. Менделеева1869 г, Д.И. МенделеевСвойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся

Слайд 42Периодическая система химических элементов (ПСХЭ)

Периодическая система химических элементов (ПСХЭ)

Слайд 43Периодическая система химических элементов (ПСХЭ) является графическим отражением периодического закона.
ПСХЭ
Короткопериодная
Длиннопериодная
Короткопериодная

ПСХЭ
Периоды, делящиеся на ряды
Группы, делящиеся на подгруппы

Периодическая система химических элементов (ПСХЭ) является графическим отражением периодического закона.ПСХЭКороткопериоднаяДлиннопериоднаяКороткопериодная ПСХЭПериоды, делящиеся на  рядыГруппы, делящиеся на

Слайд 44Основной недостаток короткопериодной ПСХЭ – резкое отличие свойств элементов, находящихся

в разных подгруппах одной группы.

Основной недостаток короткопериодной ПСХЭ – резкое отличие свойств элементов, находящихся в разных подгруппах одной группы.

Слайд 45Длиннопериодная ПСХЭ
Периоды
Группы

Длиннопериодная ПСХЭПериодыГруппы

Слайд 46Периоды делятся на малые и большие.
Периоды
Физический смысл номера периода: номер

периода указывает на число энергетических уровней атома и равен главному

квантовому числу.

Малые периоды – состоят из одного ряда и включают до 8 элементов (I,II,III периоды).

Большие периоды – состоят из двух рядов и включают 18 и более элементов (IV,V,VI,VII периоды).

Горизонтальная периодичность заключается в появлении максимальных и минимальных значений свойств простых веществ и соединений в пределах каждого периода.

Период – горизонтальный ряд химических элементов, расположенных в порядке возрастания их порядкового номера, начиная со щелочного металла и заканчивая инертным газом.

Периоды делятся на малые и большие.ПериодыФизический смысл номера периода: номер периода указывает на число энергетических уровней атома

Слайд 47Группы
Группа – вертикальный ряд элементов в ПСХЭ.
Группа состоит из

двух подгрупп – главной (обозначается А) и побочной (обозначается В)
Вертикальная

периодичность заключается в повторяемости свойств простых веществ и соединений в группах.

Физический смысл номера группы: номер группы указывает на число электронов, находящихся на внешнем и предвнешнем энергетических подуровнях.
Для длиннопериодной системы: если № группы ≥13, то число валентных электронов равно № группы минус 10
Для короткопериодной системы: для элементов 1, 2 и 8 групп побочных подгрупп число валентных электронов нужно считать по таблице.

Диагональная периодичность – повторяемость свойств простых веществ и соединений по диагоналям ПСХЭ.

ГруппыГруппа – вертикальный ряд элементов в ПСХЭ. Группа состоит из двух подгрупп – главной (обозначается А) и

Слайд 48Свойства атомов
Металличность – способность атомов отдавать электроны.
Потенциал ионизации (I) –

энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного с ядром электрона

от атома.

Неметалличность – способность атомов присоединять электроны.

Сродство к электрону – энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому, молекуле или радикалу.

[I] = эВ

[Aср] = эВ

Способность к отдаче электронов количественно определяется потенциалом ионизации.

Способность к принятию электронов количественно определяется сродством к электрону.

Свойства атомовМеталличность – способность атомов отдавать электроны.Потенциал ионизации (I) – энергия, необходимая для отрыва наиболее слабо связанного

Слайд 49Электроотрицательность (ЭО) – способность атомов перетягивать на себя электронную плотность

(валентные электроны и электронные пары).
Упрощение – относим все значения к

электроотрицательности лития

Получаем

Электроотрицательность (ЭО) – способность атомов перетягивать на себя электронную плотность (валентные электроны и электронные пары).Упрощение – относим

Слайд 51Валентность
Понятие валентность можно определить как свойство атомов и как величину.
Как

свойство атома валентность – это способность атомов химических элементов образовывать

строго определенное число связей.

Как величина валентность атома равна числу неспаренных электронов атома в основном или возбужденном состоянии, участвующих в образовании общих электронных пар с электронами других атомов.

Число связей, образованных атомом в данном соединении, может быть больше, чем его валентность

ВалентностьПонятие валентность можно определить как свойство атомов и как величину.Как свойство атома валентность – это способность атомов

Слайд 52Правила определения валентности элементов
I. Элементы с постоянной валентностью.
1. Элементы I,

II, III групп длиннопериодной (I-A и II-A, III-A групп короткопериодной)

ПСХЭ. Их валентность определяется номером группы, в которой они располагаются.
w = № группы

2. Водород всегда проявляет валентность I
w(H) = I

3. Фтор в соединениях всегда проявляет валентность I.
w(F) = I

4. Цинк всегда проявляет валентность II.
w(Zn) = II

5. Валентность кислорода всегда равна II (кроме перекиси водорода Н2О2 и некоторых других веществ).
w(О) = II

Правила определения валентности элементовI. Элементы с постоянной валентностью.1. Элементы I, II, III групп длиннопериодной (I-A и II-A,

Слайд 531. Для короткопериодной системы: максимальная валентность элемента совпадает с номером

его группы.
wmax = № группы

II. Элементы с переменной валентностью.
Все

остальные элементы, не вошедшие в пункт I, способны проявлять различную валентность. Но наивысшую (максимальную) валентность большинства элементов можно определить с помощью таблицы Менделеева:

Исключения: фтор, азот, кислород, элементы 1, 2, 8 групп побочных подгрупп, благородные газы.
wmax(F, O, N, эл-тов 1,2,8-Б-групп,благородных газов) ≠ № группы

1. Для короткопериодной системы: максимальная валентность элемента совпадает с номером его группы. wmax = № группыII. Элементы

Слайд 54Степень окисления
Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычисленный

в предположении, что все связи имеют ионный характер.
В предположении, что

разделение зарядов происходит на 100 %, степень окисления определяется целыми значениями:

Cs+1F-1

Разделение зарядов в самом полярном соединении – фториде цезия – осуществляется только на 89 %.

Cs+0,89F-0,89

Степень окисленияСтепень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что все связи имеют ионный

Слайд 55Правила определения степени окисления элементов
1. Сумма, степеней окисления атомов в

любой частице равна ее электрическому заряду. Следовательно, степень окисления элемента

в его простом веществе равна нулю.
СТ.ОК (элемента в простом веществе) = 0

2. Связь между одинаковыми атомами не дает вклада в степень окисления.

3.Степень окисления элементов (I-A и II-A, III-A групп короткопериодной) ПСХЭ постоянная и равна + w.
СТ.ОК (элементов I, II, III групп) = +w

4. Цинк всегда проявляет степень окисления +2
СТОК(Zn) = +2

5. Степень окисления водорода равна (+1) в соединениях с неметаллами и (-1) в соединениях с металлами (KН, СаН2).
СТОК(H) = +1, -1

Правила определения степени окисления элементов1. Сумма, степеней окисления атомов в любой частице равна ее электрическому заряду. Следовательно,

Слайд 567. В соединениях фтор всегда проявляет степень окисления минус 1.

СТ.ОК(F)

= -1
6. Степень окисления кислорода в соединениях обычно равна минус

2 (кроме фторида кислорода O+2F2 и перекиси водорода Н2О-12 и некоторых других веществ).

СТ.ОК(О) = -2

Все остальные элементы, способны проявлять различную степень окисления. Для ее определения существуют следующие правила:

8. Металлы никогда не проявляют отрицательную степень окисления.
СТ.ОК(любого металла) ≥ 0

Исключения: висмут, теллур

7. В соединениях фтор всегда проявляет степень окисления минус 1.СТ.ОК(F) = -16. Степень окисления кислорода в соединениях

Слайд 57Минимальную степень окисления проявляют элементы, записывающиеся справа в бинарных соединениях.
10.

Минимальная степень окисления (максимальная отрицательная СТ.ОК) элемента равна максимальной положительной

степени окисления минус восемь.

СТ.ОКmin(почти всех элементов) = СТ.ОКmax - 8

9. Максимальная положительная степень окисления элемента равна максимальной валентности.

СТ.ОКmax = +wmax

Минимальную степень окисления проявляют элементы, записывающиеся справа в бинарных соединениях.10. Минимальная степень окисления (максимальная отрицательная СТ.ОК) элемента

Слайд 58Периодическое изменение свойств атомов и их соединений по периодам и

группам
По группе сверху вниз:
Радиус атома увеличивается.
Прочность связи электронов с ядром

уменьшается.

Потенциал ионизации уменьшается.

Сродство к электрону уменьшается.

ЭО уменьшается.

Металличность увеличивается.

Неметалличность уменьшается.

Восстановительные свойства увеличиваются.

Окислительные свойства уменьшаются.

Периодическое изменение свойств атомов и их соединений по периодам и группамПо группе сверху вниз:Радиус атома увеличивается.Прочность связи

Слайд 59По периоду слева направо:
Окислительные свойства увеличиваются.
Радиус атома уменьшается.
Прочность связи электронов

с ядром увеличивается.
Потенциал ионизации увеличивается.
Сродство к электрону увеличивается
ЭО увеличивается.

Металличность уменьшается.

Неметалличность увеличивается

Восстановительные свойства уменьшаются.

По периоду слева направо:Окислительные свойства увеличиваются.Радиус атома уменьшается.Прочность связи электронов с ядром увеличивается.Потенциал ионизации увеличивается. Сродство к

Слайд 60Периодическая система химических элементов

Периодическая система химических элементов

Слайд 61Периодическая система химических элементов

Периодическая система химических элементов

Слайд 62Средняя молярная масса смеси

Для газов мольная доля равна объемной доли


Средняя молярная масса смесиДля газов мольная доля равна объемной доли

Слайд 631. Вычислите плотность по водороду газовой смеси, состоящей из 2,8 л

азота и 5,6 л аргона. Объёмы газов приведены к н.у.
2.

Относительная плотность по воздуху газовой смеси NO2 и N2O4 равна 2,062. Вычислите состав смеси по объему.

3. Из образца горной породы массой 25 г, содержащего минерал аргентит Ag2S, выделено серебро массой 5,4 г. Определите массовую долю аргентита в образце.

4. Выведите формулу кристаллогидрата хлорида кобальта (II), если известно, что массовая доля безводной соли в нём равна 54,62%.

5. Чему равны средняя молярная масса cмеси водорода и азота с равными массовыми долями и масса 50 л этой смеси при температуре 35°С и нормальном давлении?

1. Вычислите плотность по водороду газовой смеси, состоящей из 2,8 л азота и 5,6 л аргона. Объёмы газов

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать доклад-презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое TheSlide.ru?

Это сайт презентации, докладов, проектов в PowerPoint. Здесь удобно  хранить и делиться своими презентациями с другими пользователями.


Для правообладателей

Яндекс.Метрика