Каков физический смысл порядкового номера элемента

Физический смысл Периодического закона Дмитрия Ивановича Менделеева отражается в закономерных изменениях свойств химических элементов и их соединений по мере увеличения атомного заряда. Ученые во второй половине XIX века имели огромное количество знаний о различных элементах. Все знания для лучшего понимания и развития науки было необходимо упорядочить в понятном и наглядном виде. Исследователи стремились создать химическую классификацию, в которой все вещества должны объединяться по общему строению и схожим свойствам.

Упорядочить элементы удалось молодому русскому химику Дмитрию Ивановичу Менделееву. Путем экспериментов он определил свойства всех элементов и их соединений. Исследователь отразил сведения о каждом элементе на отдельных листах, которые он перемещал на столе огромное количество раз и старался определить логичную последовательность. Спустя несколько лет он определил, что свойства периодически изменяются по мере увеличения атомной массы.

Периодический закон отражается в Периодической таблице Д.И. Менделеева. Во время создания данного закона было известно 63 элемента. Менделеев предугадал существование новых веществ, поэтому оставил для них пустые ячейки. В современной таблице 118 элементов.

Каков физический смысл порядкового номера химического элемента?

Порядковый номер соответствует заряду атомного ядра. Количество электронов (отрицательных частиц) равно числу протонов (положительных частиц), поэтому атом – электронейтральная частица. Физический смысл порядкового номера атома отражается в группах и периодах таблицы Д. И. Менделеева.

Каков физический смысл порядкового номера группы?

Группа – это вертикальная колонка. В группах все атомы обладают одинаковыми максимальными и отрицательными степенями окисления. Номер группы равен максимальной степени. Отрицательную степень определяют с помощью формулы: номер группы — 8. Например, хлор стоит в седьмой группе, значит, его отрицательную степень окисления можно найти по формуле: 7-8. Таким образом, его степень окисления -1.

Группы классифицируются на главные и побочные подгруппы. Атомы малых периодов и некоторые атомы больших периодов относятся к главным (А) подгруппам, элементы больших периодов – к побочным (В).

Номер группы соответствует числу электронов на наружном уровне атомов А-подгрупп. Сверху вниз по подгруппе происходят следующие изменения:

• радиус атома, заряд ядра и восстановительные свойства увеличиваются;
• электроотрицательность и окислительные свойства уменьшаются.

Для всех атомов, кроме гелия Не, неона Ne и аргона Ar, характерно образование высших оксидов, которые классифицируются на несколько форм. Они изображаются формулами, которые располагаются внизу периодической таблицы.

•  Для R₂O и RO (кроме BeO) характерны основные свойства, которые возрастают по мере увеличения заряда ядра.
•  Для RO₂, R₂O₅, RO₃, R₂O₇ характерны кислотные свойства.

Элементы, находящиеся с четвертой по восьмую главную подгруппу, образуют одну из четырех форм соединений с водородом. Они обозначаются в виде формул внизу периодической таблицы.

1. RH₄ нейтральны.
2. RH₃ проявляют слабые основные свойства.
3. Для RH₂ характерны слабые кислые свойства.
4. RH имеют сильнокислый характер.

Каков физический смысл порядкового номера периода?

Период – это горизонтальный ряд таблицы Д.И. Менделеева. Периоды можно классифицировать на малые и большие. Первые три периода – малые, а остальные – большие. Во всех периодах, кроме первого, на первом месте стоит щелочной металл, а последнем – инертный газ.

Номер периода соответствует числу энергетических уровней атома. Слева направо по периоду происходят следующие закономерные изменения:

• атомный заряд, электроотрицательность и окислительные свойства увеличиваются;
• атомный радиус и восстановительные свойства уменьшаются.

Таким образом, физический смысл периодического закона отражается в порядковом номере, группе и периоде химического элемента. Периодическая таблица Дмитрия Ивановича раскрывает тайны человечества и открывает новые границы химической науки.

Ответ:

Физический
смысл порядкового номера
Z элемента периодической системы
Менделеева был выяснен в ядерной модели
атома Резерфорда. Порядковый номер Z
элемента совпадает с числом протонов
– положительных элементарных зарядов
в ядре. Число их закономерно возрастает
на единицу при переходе от предыдущего
химического элемента к последующему.
Это число совпадает с общим количеством
электронов в атоме данного элемента.

Химические
свойства элементов, их оптические и
некоторые другие физические свойства
объясняются поведением внешних
электронов, называемых валентными или
оптическими. Периодичность свойств
химических элементов связана с
периодичностью в расположении валентных
электронов атома различных элементов.

Объяснение
строения периодической системы элементов,
теоретическое истолкование периодической
системы Менделеева было дано в квантовой
теории Бором в 1922 г. еще до появления
квантовой механики. Последовательная
теория периодической системы основывается
на следующих положениях:

·
общее число электронов в атоме данного
химического элемента равно порядковому
номеру Z этого элемента;

·
состояние электрона в атоме определяется
набором его четырех квантовых чисел:
n, l, , ;

·
распределение электронов в атоме по
энергетическим состояниям должно
удовлетворять принципу минимума
потенциальной энергии: с возрастанием
числа электронов каждый следующий
электрон должен занять возможные
энергетические состояния с наименьшей
энергией;

·
заполнение электронами энергетических
уровней в атоме должно проходить в
соответствии с принципом Паули.

Семейства
химических элементов

Щелочные
металлы Неметаллы

Щёлочноземельные
металлы Галогены

Переходные
металлы Инертные газы

Металлы
Лантаноиды

Полуметаллы
— металлоиды Актиноиды

11.Энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, их изменение в периодах и группах.

Ответ:

Энергия
ионизации
— разновидность энергии связи или, как
её иногда называют, первый ионизационный
потенциал (I1), представляет собой
наименьшую энергию, необходимую для
удаления электрона от свободного атома
в его низшем энергетическом (основном)
состоянии на бесконечность.

Энергия
ионизации является одной из главных
характеристик атома, от которой в
значительной степени зависят природа
и прочность образуемых атомом химических
связей. От энергии ионизации атома
существенно зависят также восстановительные
свойства соответствующего простого
вещества.

Для
многоэлектронного атома существуют
также понятия второго, третьего и т. д.
ионизационных потенциалов, представляющих
собой энергию удаления электрона от
его свободных невозбуждённых катионов
с зарядами +1, +2 и т. д. Эти ионизационные
потенциалы, как правило, менее важны
для характеристики химического элемента.

Энергия
ионизации всегда имеет эндоэнергетическое
значение (это понятно, так как чтобы
оторвать электрон от атома, требуется
приложить энергию, самопроизвольно это
произойти не может).

На
энергию ионизации атома наиболее
существенное влияние оказывают следующие
факторы:

эффективный
заряд ядра, являющийся функцией числа
электронов в атоме, экранирующих ядро
и расположенных на более глубоко лежащих
внутренних орбиталях;

радиальное
расстояние от ядра до максимума зарядовой
плотности наружного, наиболее слабо
связанного с атомом и покидающего его
при ионизации, электрона;

мера
проникающей способности этого электрона;

межэлектронное
отталкивание среди наружных (валентных)
электронов.

На
энергию ионизации оказывают влияние
также и менее значительные факторы,
такие, как квантовомеханическое обменное
взаимодействие, спиновая и зарядовая
корреляция и др.

Энергии
ионизации элементов измеряется в
Электронвольт на 1 атом или в Джоуль на
моль.

Эне́ргией
сродства́ а́тома к электро́ну,
или просто его сродством к электрону
(ε), называют энергию, выделяющуюся в
процессе присоединения электрона к
свободному атому Э в его основном
состоянии с превращением его в
отрицательный ион Э− (сродство атома
к электрону численно равно, но
противоположно по знаку энергии ионизации
соответствующего изолированного
однозарядного аниона).

Э
+ e− = Э− + ε

Сродство
к электрону выражают в килоджоулях на
моль (кДж/моль) или в электронвольтах
на атом (эВ/атом).

В
отличие от ионизационного потенциала
атома, имеющего всегда эндоэнергетическое
значение, сродство атома к электрону
описывается как экзоэнергетическими,
так и эндоэнергетическими значениями.

Наибольшим
сродством к электрону обладают p-элементы
VII группы. Наименьшее сродство к электрону
у атомов с конфигурацией s2 (Be, Mg, Zn) и s2p6
(Ne, Ar) или с наполовину заполненными
p-орбиталями (N, P, As).

Электроотрицательность
(χ) — фундаментальное химическое свойство
атома, количественная характеристика
способности атома в молекуле смещать
к себе общие электронные пары.

Современное
понятие об электроотрицательности
атомов было введено американским химиком
Л. Полингом. Л. Полинг использовал понятие
электроотрицательности для объяснения
того факта, что энергия гетероатомной
связи A—B (A, B — символы любых химических
элементов) в общем случае больше среднего
геометрического значения гомоатомных
связей A—A и B—B.

В
настоящее время для определения
электроотрицательностей атомов
существует много различных методов,
результаты которых хорошо согласуются
друг с другом, за исключением относительно
небольших различий, и во всяком случае
внутренне непротиворечивы.

Первая
и широко известная шкала относительных
атомных электроотрицательностей Полинга
охватывает значения от 0,7 для атомов
франция до 4,0 для атомов фтора. Фтор —
наиболее электроотрицательный элемент,
за ним следует кислород (3,5) и далее азот
и хлор (3,0). Активные щелочные и
щёлочноземельные металлы имеют наименьшие
значения электроотрицательности,
лежащие в интервале 0,7—1,2, а галогены —
наибольшие значения, находящиеся в
интервале 4,0—2,5. Электроотрицательность
типичных неметаллов находится в середине
общего интервала значений и, как правило,
близка к 2 или немного больше 2.
Электроотрицательность водорода принята
равной 2,1. Для большинства переходных
металлов значения электроотрицательности
лежат в интервале 1,5—2,0. Близки к 2,0
значения электроотрицательностей
тяжёлых элементов главных подгрупп.
Существует также несколько других шкал
электроотрицательности, в основу которых
положены разные свойства веществ. Но
относительное расположение элементов
в них примерно одинаково.

Т

еоретическое
определение электроотрицательности
было предложено американским физиком
Р. Малликеном. Исходя из очевидного
положения о том, что способность атома
в молекуле притягивать к себе электронный
заряд зависит от энергии ионизации
атома и его сродства к электрону, Р.
Малликен ввёл представление об
электроотрицательности атома А как о
средней величине энергии связи наружных
электронов при ионизации валентных
состояний (например, от А− до А+) и на
этой основе предложил очень простое
соотношение для электроотрицательности
атома:

где
J1A и εA — соответственно энергия ионизации
атома и его сродство к электрону.

Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]

• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #
• #

Тема: Физический смысл
порядкового номера элементов, номеров группы и периода. Устройство периодической системы.

Обучающая
цель: Систематизировать и обобщить знания учащихся о
периодическом законе и периодической системе химических элементов); продолжить
развитие представлений о периодическом изменении свойств простых веществ,
состава и свойств соединений элементов с ростом величины их относительных
атомных масс.

Развивающая цель: развитие внимания, мышления, логики, умения анализировать и делать
выводы.

Воспитательная цель: воспитывать интерес к химии.

Принципы обучения: научность, связь теории с практикой,
доступность, индивидуальный подход к учащемуся, активизация учебного процесса.

Методы опрос,
рассказ, беседа.

Тип урока: изучение нового материала.

Средства обучения: доска,
таблицы.

Ход
урока

І. Организация работы группы (оглашение темы, цели, плана работы на уроке, заполнение журнала).

ІІ. Мотивация обучающихся

Опираясь на периодический закон, Д. И. Менделеев построил естественную
классификацию химических элементов — периодическую систему химических
элементов. Ее графическим изображением является таблица, которая так и
называется — периодическая система химических элементов.

ІIІ. Актуализация
опорных знаний.

1. Перечень вопросов:

Какую характеристику элемента взял Д.И.
Менделеев за основу систематизации элементов?

Какие закономерности были выявлены в рядах
элементов от Li до Ne, от Na до Ar, расположенных по возрастанию относительных
атомных масс?

Почему Д.И. Менделеев назвал открытый им
закон периодическим? Что такое периодичность?

Как формулируется периодический закон?

Какие группы химических элементов вам
знакомы? Дайте их краткую характеристику.

IV. Изучение нового материала.

Ход урока

Слово преподавателя:

В 1869 году Д.И.Менделеев на основе данных
накопленных о химических элементах сформулировал свой периодический закон.
Тогда он звучал так: «Свойства простых тел, а также формы и свойства
соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных
масс элементов». Очень долго физический смысл закона Д.И.Менделеева
был непонятен. Всё встало на свои места после открытия в XX веке строения
атома.

Современная формулировка
периодического закона: «Свойства простых веществ, также формы и свойства соединений
элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома».

Заряд ядра атома равен числу протонов в
ядре. Число протонов уравновешивается числом электронов в атоме. Таким образом,
атом электронейтрален.

Заряд ядра атома в Периодической таблице –
это порядковый номер элемента.

Номер периода показывает число
энергетических уровней, на которых вращаются электроны.

Номер группы показывает число валентных
электронов. Для элементов главных подгрупп число валентных электронов
равно числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Именно валентные
электроны отвечают за образование химических связей элемента.

Химические элементы 8 группы – инертные
газы имеют на внешней электронной оболочке 8 электронов. Такая электронная
оболочка энергетически выгодна. Все атомы стремятся заполнить свою внешнюю
электронную оболочку до 8 электронов.

Какие же характеристики атома
меняются в Периодической системе периодически?

— Повторяется строение внешнего
электронного уровня.

— Периодически меняется радиус
атома. В группе радиус увеличивается с
увеличением номера периода, так как увеличивается число энергетических
уровней. В периоде слева направо будет происходить рост
атомного ядра, но притяжение к ядру будет больше и поэтому радиус атома уменьшается.

— Каждый атом стремится завершить
последний энергетический уровень. У элементов 1 группы на последнем слое 1
электрон. Поэтому им легче его отдать. А элементам 7 группы легче
притянуть 1 недостающий до октета электрон. В группе способность отдавать
электроны будет увеличиваться сверху вниз, так ка увеличивается радиус атома и
притяжение к ядру меньше. В периоде слева направо способность отдавать
электроны уменьшается, потому что уменьшается радиус атома.

— Чем легче элемент отдает электроны
с внешнего уровня, тем большими металлическими свойствами он обладает, а его
оксиды и гидроксиды обладают большими основными свойствами. Значит,
металлические свойства в группах увеличиваются сверху вниз, а в периодах справа
налево. С неметаллическими свойствами все наоборот.

Понятия «период», «группа» (А и В группы)

Всего в таблице семь периодов. Их номера
указаны цифрами, стоящими слева. Каждый период содержит определенное число
химических элементов. Первые три периода называются малыми периодами.
Самый первый период состоит только из двух химических элементов — водорода Н и
гелия Не, причем водород не относится к щелочным металлам. Остальные четыре
периода называются большими.

Всего в таблице восемнадцать групп,
пронумерованных арабскими цифра-

ми. Кроме того, группы имеют традиционную
нумерацию римскими цифрами, сохранившуюся со времен Д. И. Менделеева, — от I до
VIII с добавлением латинских букв А или В. Группы А часто называют главными.
Они включают все элементы первых трех (малых) периодов, а также нижестоящие
элементы больших периодов. В этих группах находятся как металлы, так и
неметаллы. Граница между этими двумя типами элементов обычно выделяется жирной
линией. Эта граница достаточно условна, так как некоторые элементы, находящиеся
возле нее, могут проявлять как металлические, так и неметаллические свойства.

Некоторые главные группы имеют свои
собственные названия. Так, например, IА-группа — это группа щелочных металлов +
водород H, IIА-группа — группа щелочноземельных металлов + бериллий Ве и магний
Mg, VIIА-группа — группа галогенов, VIIIА-группа — группа благородных газов и
т. д.

Между I—IIA- и III—VIIIA-группами
располагаются переходные элементы групп В. Группы В иногда называют побочными.
В них находятся только элементы больших периодов, и они все являются металлами.

Эти группы также имеют собственные названия,
обычно связанные с названием первого элемента в группе.

В каждой группе находятся элементы со
сходными химическими свойствами их атомов. Номер группы (римскими цифрами)
указывает, как правило, высшую, т. е. максимальную, валентность элементов в
соединениях с кислородом.

Причину периодичности в изменении свойств
химических элементов можно объяснить только на основе знаний о строении атомов.
Это хорошо понимал и сам Д. И. Менделеев, предполагая, что атомы являются
сложными образованиями, а познание их структуры позволит обосновать открытую им
периодическую систему химических элементов.

Ребята, давайте с вами запишем основные
термины:

Периодическая таблица — является графическим
изображением периодического закона.

Периодический закон — свойства всех простых
веществ, как и формы и свойства соединений химических элементов определяются в
повторяемой (периодической) зависимости от заряда ядра химического элемента.

Период – это определенное число химических
элементов с одним и тем же наибольшим значением основного квантового количества
валентных электронов (с идентичным номером внешнего энергетического уровня),
равняющимся номеру периода.

Группа – это совокупность химических
элементов с идентичным количеством валентных электронов, которые равняются
номеру группы.

Химические символы – это не просто сокращенные
имена химических элементов, а и выражение их конкретного количества, т.е.
каждый символ означает или один атом химического элемента, или один моль его
атомов, или массу элемента, равную молярной массе этого элемента.

Главная подгруппа – это вертикальный ряд элементов,
атомы которых имеют одинаковое число электронов на внешнем энергетическом
уровне. Это число равно номеру группы (кроме водорода и гелия).

Все элементы в периодической системе
разделяются на 4 электронных семейства (s-, p-, d-,f-элементы)
в зависимости от того, какой подуровень в атоме элемента заполняется последним.

Побочная подгруппа – это вертикальный ряд d-элементов,
имеющих одинаковое суммарное число электронов на d-подуровне
предвнешнего слоя и s-подуровне внешнего слоя. Это число обычно
равно номеру группы.

Важнейшими свойствами химических элементов
являются металличность и неметалличность.

Металличность – это способность атомов
химического элемента отдавать электроны. Количественной характеристикой
металличности является энергия ионизации.

Энергия ионизации атома – это количество энергии,
которое необходимо для отрыва электрона от атома элемента, т. е. для
превращения атома в катион. Чем меньше энергия ионизации, тем легче атом отдает
электрон, тем сильнее металлические свойства элемента.

Неметалличность – это способность атомов химического
элемента присоединять электроны. Количественной характеристикой неметалличности
является сродство к электрону.

Сродство к электрону – это энергия, которая выделяется
при присоединении электрона к нейтральному атому, т. е. при превращении атома в
анион.

Чем больше сродство к электрону, тем легче
атом присоединяет электрон, тем сильнее неметаллические свойства элемента.

Универсальной характеристикой металличности
и неметалличности является электроотрицательность (ЭО) элемента.

ЭО элемента характеризует способность его
атомов притягивать к себе электроны, которые участвуют в образовании химических
связей с другими атомами в молекуле.

Чем больше металличность, тем меньше ЭО.

Чем больше неметалличность, тем больше ЭО.

3.3 Закономерности изменения свойств
химических элементов по периоду и по группе.

В малых периодах от щелочного металла к
инертному газу:

• заряд ядер атомов увеличивается;

• число энергетических уровней не
изменяется;

• число электронов на внешнем уровне
увеличивается от 1 до 8;

• радиус атомов уменьшается;

• прочность связи электронов внешнего
слоя с ядром увеличивается;

• энергия ионизации увеличивается;

• сродство к электрону увеличивается;

• ЭО увеличивается;

• металличность элементов
уменьшается;

• неметалличность элементов
увеличивается.

Все d-элементы данного периода
похожи по своим свойствам – все они являются металлами, имеют мало
различающиеся радиусы атомов и значения ЭО, поскольку содержат одинаковое число
электронов на внешнем уровне (например, в 4-м периоде – кроме Cr и Cu).

В главных подгруппах сверху вниз:

•  число энергетических уровней
в атоме увеличивается;

• число электронов на внешнем уровне
одинаково;

• радиус атомов увеличивается;

• прочность связи электронов внешнего
уровня с ядром уменьшается;

• энергия ионизации уменьшается;

• сродство к электрону уменьшается;

• ЭО уменьшается;

•  металличность элементов
увеличивается;

•  неметалличность элементов
уменьшается.

Описание элемента магния, астата, хлора

Рис. 1. Положение магния в таблице

В группе магний соседствует с бериллием и
кальцием. Рис.1. Магний стоит ниже, чем бериллий, но выше кальция в группе. У
магния больше металлические свойства, чем у бериллия, но меньше чем у кальция.
Основные свойства его оксидов и гидроксидов изменяются также. В периоде натрий
стоит левее, а алюминий правее магния. Натрий будет проявлять больше
металлические свойства, чем магний, а магний больше, чес алюминий. Таким образом,
можно сравнить любой элемент с соседями его по группе и периоду.

Кислотные и неметаллические свойства
изменяются противоположно основным и металлическим свойствам.

Степень окисления

В процессе отдачи или присоединения
электронов атом приобретает условный заряд. Этот условный заряд
называется степенью окисления.

— Простые вещества
обладают степенью окисления равной нулю.

— Элементы могут проявлять максимальную степень
окисления и минимальную. Максимальную степень
окисления элемент проявляет тогда, когда отдает все свои
валентные электроны с внешнего электронного уровня. Если число валентных
электронов равно номеру группы, то и максимальная степень окисления равна
номеру группы.

План характеристики химического элемента

1. Символ элемента

2. Порядковый номер элемента

3. Значение относительной атомной массы
элемента.

4. Число протонов, электронов, нейтронов.

5. Номер периода.

6. Номер и тип группы (тип элемента s -, p
-,d -,f — элемент)

7. Металл или неметалл

8. Сравнение свойств элемента
(металлических и неметаллических) с соседними элементами по периоду и группе.

9. Написать распределение электронов по
атомным орбиталям – квантовую диаграмму.

10. Написать электронную формулу.

11. Зарисовать распределение электронов по
энергетическим уровням

12. Определить высшую степень окисления
атома и формулу его высшего оксида. Определить характер оксида (основной,
кислотный, амфотерный).

13. Определить низшую степень окисления
элемента и формулу его водородного соединения (если такое есть).

V. Закрепление изученного на уроке.

Задание 1. Определить период, группу,
подгруппу, порядковый номер элементов.

Кислород: период — 2, группа- VI,
подгруппа — главная, порядковый номер — 8

Азот: период — 2, группа — V, подгруппа –
главная, порядковый номер – 7

Углерод: период — 2, группа- IV, подгруппа
– главная, порядковый номер – 6

Задание
2. Сравнить металлические свойства элементов, поставив знак больше
или меньше.

а) Al < Na; б) O <
S; в) P < As; г) Ca > Mg

VI. Подведение итогов урока.

Объяснение домашнего задания,
оценивание деятельности учащихся.

VII. Домашнее задание.

Выучить конспект. Решить задания в тетради.

Войти через Google

или

Запомнить меня

Забыли пароль?