База знаний по периодической системе

ТАБЛИЦА МЕНДЕЛЕЕВА

Атом – электронейтральная мельчайшая частица, состоящая из положительно заряженного ядра (+) и отрицательно заряженной оболочки (-).

Элемент – совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.

Молекула – нейтральная по заряду наименьшая совокупность атомов, связанных вследствие химического взаимодействия в определенном порядке, несущая химические свойства.

Ион – частица, имеющая положительный (катион) или отрицательный (анион) заряд, не имеющая неспаренных электронов.

Радикал – атом, имеющий неспаренные электроны.

Вещество – определенная совокупность атомов или молекул, находящаяся в любом из трех агрегатных состояний – твердом, жидком или газообразном. Бывает простым – один вид атомов; и сложным – несколько видов атомов.

Смеси – состоят из разных видов атомов или молекул.

Химическая формула отражает элементарный состав (качественный и количественный)

Закон Д. И. Менделеева (1869 г.) – свойства простых веществ и соединений элементов находятся в периодической зависимости от величиныихатомной массы (в соверменной формулировке: их заряда ядра).

Окислитель – атом, молекула или ион, принимающий электроны ē. Окислитель в процессе реакции восстанавливается.

Восстановитель – атом, молекула или ион, отдающий электроны ē. Восстановитель в процессе реакции окисляется.

Электроотрицательность – это способность атома притягивать к себе валентные электроны других атомов.

Степень окисления – условный заряд атома в молекуле, вычисленный исходя из предположения, что молекула состоит из ионов.

Энергия ионизации – количество энергии, которое необходимо для отрыва электронов от атома элемента (Дж/моль); минимальная – у Франция Fr.

1869 г. Менделеев – естественная классификация элементов.

1895 г. Конрад – явление рентгеновского излучения.

1897 г. Пьер и Мария Кюри – явление радиоактивности.

1911 г. Резерфорд – открытие α – излучения, понимание строения атома.

1913 г. Бор – квантовая теория строения атома.

Изотопы (нуклиды) – разновидности атомов определенного элемента, содержащие одинаковое число протонов, но разное число нейтронов.

Характеристика изотопов водорода:

¹₊₁H (1p₁⁺; 0n₁⁰) 1ē₀^{– 2}₊₁H (1p₁⁺; 1n₁⁰) 1ē₀^{– 3}₊₁H (1p₁⁺; 2n₁⁰) 1ē₀^–

протий П дейтерий Д тритий Т

Изотопы бывают стабильные и радиоактивные (радионуклиды – естественные и искусственные)

Период полураспада – время, за которое самопроизвольно распадается половина атомов исходного вещества (τ ½ 238U = 45000 лет; τ ½ 226 Ra = 1600 лет)

№, порядковый номер – обозначает количество протонов p₊¹; заряд ядра, количество электронов ē⁰ (протонное число)

Ar, относительная атомная масса (атомное число) – отношение массы атома к 1/12 массы атомаC 12

Моль – единица количества вещества, содержащая столько же структурных единиц, сколько атомов содержится в 12 г (0,012 кг) атома углерода, состоящего из изотопа С 12.

Ar - № номер порядковый = количество нейтронов в атоме:

Ar №(порядковый)Э [(№ (порядковый)p+1; (Ar-№(порядковый)n01))] №(порядковый)e-0

12 6C (6p⁺₁; 12-6n⁰₁) 6ē₀

№ периода – количество энергетических уровней в атоме; номер внешнего энергетического уровня:

I – 1s II – 2s 2p III – 3s 3p 3d IV – 4s 4p 4d 4f

Малые периоды – I,II и III – содержат по одному ряду

Большие периоды – IV,V,VI,VII и VIII – содержат по два ряда

№ группы – количество валентных электронов для элементов побочных групп;

количество электронов на последнем уровне и валентных для элементов главных подгрупп

Главная А подгруппа начинается с элемента II периода и по вертикали вниз (s и p элементы)

Побочная Б подгруппа начинается с элемента IV периода сбоку от главной (d и f элементы)

№ ряда – четные ряды больших периодов содержат только металлы (2, 4, 6, 8 и 10)

Периодические закономерности в структуре атома:

В группах сверху вниз (Li → Na → K → Rb → Cs):

- увеличивается активность металлов - ослабевает способность ē к ядру

- увеличение числа уровней - усиливаются металлические связи

- увеличение радиуса - увеличение плотности; уменьшениеTплавл.

Меж группами: возрастает МЕТАЛЛИЧНОСТЬ СПРАВА НАЛЕВО ( ); СВЕРХУ ВНИЗ и ПО ДИАГОНАЛИ ( )

В периодах слева направо (Na → Mg → Al → Si → P → S → Cl → Ar):

- увеличивается число ē на последнем уровне и число протонов в ядре;

- увеличивается притяжение ē из – за большого заряда + и - ;

- уменьшается радиус;

- возрастает электроотрицательность

- возрастает НЕМЕТАЛЛИЧНОСТЬ СЛЕВА НАПРАВО; СНИЗУ ВВЕРХ и ПО ДИАГОНАЛИ

Периодические изменения свойств элементов:

Металлы Неметаллы

проводники, пластичны, ковки изоляторы, хрупкие

образуют катионы образуют анионы

восстановители окислители

s – элементы: мягкие; низкая Tплавл.; бесцветные соединения; щелочи в водных растворах; сильные восстановители; валентность совпадает с номером группы;

p – элементы (металлы): мягче и Tплавл. Меньше, чем у d – элементов;

p – элементы (неметаллы): твердые, жидкие или газообразные; переменная валентность

d – элементы: твердые; высокая Tплавл.; соединения имеют окраску; неактивны в воде; переменная валентность; катионы гидролизованы.

ОСНОВНЫЕ ПРИНЦИПЫ ЗАПОЛНЕНИЯ ОРБИТАЛЕЙ:

1) очередность заполнения – принцип наименьшей энергии (Клечковского):

2) Максимальное количество электронов на уровне:

N = 2n², где n – главное квантовое число (№ периода);

Число орбиталей на уровне = n²

3) Спин электрона – собственный момент вращения электрона вокруг своей оси

4) Орбиталь – совокупность положений электрона в пространстве, т.е. область пространства, в которой наиболее вероятно местонахождение электрона.

Основные положения теории строения атомов:

1) электрон имеет двойственную природу – ведет себя и как частица, и как волна (Луи де Бройль)

2) Для электрона невозможно одновременно измерить координату и скорость

3) Электрон в атоме двигается по определенным орбиталям в зависимости от его энергии

4) на каждой орбитали может быть не больше 2 электронов ē (принцип Паули)

5) сначала заполняется половина каждой орбитали и когда нет свободных, то заполняется полностью (правило Хунда)

6) В атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальна. Они размещаются на разных расстояниях от ядра, формируя уровни. Уровни расщепляются на подуровни, которые имеют орбитали разной формы:

Движение электронов в атоме описывается квантовыми числами:

n (главное квантовое число) – определяется уровень энергии орбитали и её удаленность от ядра. (n = 1 наиболее низкое; уровень от 1 до бесконечности)

l (побочное азимутальное) – характеризует момент количества движения ē относительно центра орбитали (форма орбитали, ее вытянутость): spdf от 0 до n-1

0 1 2 3

m (магнитное квантовое) – определяет положение плоскости орбитали электрона в пространстве (направление вытянутости облака):

l = 0 l = 1 l = 2 l = 3

m = 0 m = -1;0;1 m = -2;-1;0;1;2 m = -3;-2;-1;0;1;2;3

s (спиновое) – вращение электрона вокруг оси

N = 2n²;

НаI энергетическом уровне максимум 2ē; наII - 8ē; на III - 18ē; на IV – 32ē; на V - 50ē

Гибридизация – выравнивание орбиталей по форме.

sp – BeCl₂;ZnCl₂;C₂H₂ – линейная форма

sp² – BCl₃; NO₃^-; CO₃^2-; C₂H₄; C₆H₆ – угловаяформа

sp³ – CH₄;NH₄⁺;SO₄^2-;CCl₄ – тетраэдрическая пирамида; H₂O – угловая

Электронные конфигурации атомов с порядковыми №1-36: