Mendeļejeva periodiskās sistēmas ierīce. D.I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskā sistēma

Šajā nodarbībā jūs uzzināsiet par Mendeļejeva periodisko likumu, kas apraksta vienkāršu ķermeņu īpašību izmaiņas, kā arī elementu savienojumu formu un īpašības atkarībā no to atomu masas lieluma. Apsveriet, kā ķīmisko elementu var aprakstīt pēc tā atrašanās vietas periodiskajā tabulā.

Tēma: Periodiskais likums unD. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskā sistēma

Nodarbība: Elementa apraksts pēc pozīcijas D. I. Mendeļejeva Periodiskajā elementu sistēmā

1869. gadā D.I.Mendeļejevs, pamatojoties uz uzkrātajiem datiem par ķīmiskajiem elementiem, formulēja savu periodisko likumu. Tad tas izklausījās šādi: "Vienkāršu ķermeņu īpašības, kā arī elementu savienojumu formas un īpašības ir periodiski atkarīgas no elementu atomu masas lieluma."Ļoti ilgu laiku DIMendeļejeva likuma fiziskā nozīme bija nesaprotama. Viss nostājās savās vietās pēc atoma struktūras atklāšanas 20. gadsimtā.

Periodiskā likuma mūsdienu formulējums:"Vienkāršu vielu īpašības, kā arī elementu savienojumu formas un īpašības ir periodiski atkarīgas no atoma kodola lādiņa lieluma."

Atoma kodola lādiņš ir vienāds ar protonu skaitu kodolā. Protonu skaits ir līdzsvarots ar elektronu skaitu atomā. Tādējādi atoms ir elektriski neitrāls.

Atoma kodola lādiņš periodiskajā tabulā ir elementa kārtas numurs.

Perioda numurs rāda enerģijas līmeņu skaits, pa kuriem griežas elektroni.

Grupas numurs rāda valences elektronu skaits. Galveno apakšgrupu elementiem valences elektronu skaits ir vienāds ar elektronu skaitu ārējā enerģijas līmenī. Tieši valences elektroni ir atbildīgi par elementa ķīmisko saišu veidošanos.

8. grupas ķīmiskie elementi - inertajām gāzēm uz ārējā elektronu apvalka ir 8 elektroni. Šāds elektronu apvalks ir enerģētiski labvēlīgs. Visi atomi mēdz aizpildīt savu ārējo elektronu apvalku ar līdz pat 8 elektroniem.

Kādi atoma raksturlielumi periodiski mainās Periodiskajā sistēmā?

Atkārtojas ārējā elektroniskā nivelētāja struktūra.

Atoma rādiuss periodiski mainās. Grupā rādiuss palielinās palielinoties perioda skaitam, jo ​​enerģijas līmeņu skaits palielinās. Laika posmā no kreisās puses uz labo notiks atoma kodola augšana, bet pievilkšanās kodolam būs lielāka un līdz ar to arī atoma rādiuss samazinās.

Katram atomam ir tendence pabeigt 1. grupas elementu pēdējo enerģijas līmeni uz pēdējā slāņa 1 elektrona. Tāpēc viņiem ir vieglāk to atdot. Un 7. grupas elementiem ir vieglāk piesaistīt oktetam 1 trūkstošo elektronu. Grupā spēja ziedot elektronus palielināsies no augšas uz leju, jo atoma rādiuss palielinās un pievilcība kodolam ir mazāka. Periodā no kreisās puses uz labo elektronu ziedošanas spēja samazinās, jo samazinās atoma rādiuss.

Jo vieglāk elements izdala elektronus no ārējā līmeņa, jo vairāk tam piemīt metāliskas īpašības, un tā oksīdiem un hidroksīdiem ir vairāk pamata īpašību. Tas nozīmē, ka metāliskās īpašības grupās palielinās no augšas uz leju un periodos no labās uz kreiso pusi. Ar nemetāliskām īpašībām viss ir pretējs.

Rīsi. 1. Magnija atrašanās vieta tabulā

Grupā magnijs atrodas blakus berilijam un kalcijam. 1. att. Magnijs grupā ir zemāks par beriliju, bet augstāks par kalciju. Magnijam ir vairāk metālisku īpašību nekā berilijam, bet mazāk nekā kalcijam. Mainās arī tā oksīdu un hidroksīdu pamatīpašības. Laika posmā nātrijs atrodas pa kreisi, bet alumīnijs - pa labi no magnija. Nātrijam būs vairāk metālisku īpašību nekā magnijam, bet magnijam vairāk nekā alumīnijam. Tādējādi jebkuru elementu var salīdzināt ar tā kaimiņiem pēc grupas un perioda.

Skābās un nemetāliskās īpašības mainās pretēji pamata un metāla īpašībām.

Hlora raksturojums pēc tā stāvokļa D.I.Mendeļejeva periodiskajā sistēmā.

Rīsi. 4. Hlora atrašanās vieta tabulā

. Sērijas numura 17 vērtība norāda protonu17 un elektronu17 skaitu atomā. 4. att. Atomu masa 35 palīdzēs aprēķināt neitronu skaitu (35-17 = 18). Hlors atrodas trešajā periodā, kas nozīmē, ka enerģijas līmeņu skaits atomā ir 3. Tas ir 7-A grupā, tas pieder pie p-elementiem. Tas ir nemetāls. Salīdziniet hloru ar tā kaimiņiem pēc grupas un perioda. Hlora nemetāliskās īpašības ir lielākas nekā sēram, bet mazākas nekā argonam. Hloram ir mazākas nemetāla īpašības nekā fluoram un vairāk nekā bromam. Sadalīsim elektronus pa enerģijas līmeņiem un uzrakstīsim elektronisko formulu. Vispārējais elektronu sadalījums izskatīsies šādi. Skatīt att. 5

Rīsi. 5. Hlora atoma elektronu sadalījums pa enerģijas līmeņiem

Nosakiet hlora augstāko un zemāko oksidācijas pakāpi. Augstākais oksidācijas līmenis ir +7, jo tas var dot 7 elektronus no pēdējā elektronu slāņa. Zemākais oksidācijas līmenis ir -1, jo hlora pabeigšanai nepieciešams 1 elektrons. Augstākā oksīda formula ir Cl 2 O 7 (skābes oksīds), ūdeņraža savienojums HCl.

Elektronu ziedošanas vai iegūšanas procesā atoms iegūst nosacīta maksa. Šo nosacīto maksu sauc .

- Vienkārši vielām ir oksidācijas pakāpe, kas vienāda ar nulle.

Elementi var parādīt maksimums oksidācijas stāvoklis un minimums. Maksimums Elements parāda savu oksidācijas stāvokli, kad atdod visi tā valences elektroni no ārējā elektroniskā līmeņa. Ja valences elektronu skaits ir vienāds ar grupas numuru, tad maksimālais oksidācijas stāvoklis ir vienāds ar grupas numuru.

Rīsi. 2. Arsēna atrašanās vieta tabulā

Minimums elementa oksidācijas stāvoklis tiks parādīts, kad tas tiks parādīts pieņems visus iespējamos elektronus, lai pabeigtu elektronu slāni.

Apsveriet oksidācijas pakāpju vērtības, izmantojot elementa Nr. 33 piemēru.

Tas ir arsēns As Tas ir piektajā galvenajā apakšgrupā 2. att. Tā pēdējā elektronu līmenī ir pieci elektroni. Tātad, tos atdodot, tam būs oksidācijas pakāpe +5. Pirms elektronu slāņa pabeigšanas As atomam trūkst 3 elektronu. Tos piesaistot, tam būs oksidācijas pakāpe -3.

Metālu un nemetālu elementu pozīcija D.I. periodiskajā sistēmā. Mendeļejevs.

Rīsi. 3. Metālu un nemetālu izvietojums tabulā

V blakus efekti apakšgrupas ir visas metāli . Ja jūs garīgi veicat diagonāli no bora līdz astatīnam , tad virs šī diagonāle galvenajās apakšgrupās būs viss nemetāli , a zemāk šī diagonāle - viss metāli . 3. att.

1. Nr.1-4 (125.lpp.) Rudzītis G.E. Neorganiskā un organiskā ķīmija. 8. klase: mācību grāmata izglītības iestādēm: pamatlīmenis / G. E. Rudzītis, F.G. Feldmanis. M.: Apgaismība. 2011 176 lpp.: ill.

2. Kādi atoma raksturlielumi mainās ar periodiskumu?

3. Sniedziet ķīmiskā elementa skābekļa aprakstu pēc tā stāvokļa D.I.Mendeļejeva Periodiskajā sistēmā.

Periodiskais likums D.I. Mendeļejevs un ķīmisko elementu periodiskā tabula ir liela nozīme ķīmijas attīstībā. Ienirsimies 1871. gadā, kad ķīmijas profesors D.I. Mendeļejevs, veicot daudzus izmēģinājumus un kļūdas, nonāca pie secinājuma, ka "...elementu īpašības un līdz ar to arī vienkāršo un sarežģīto ķermeņu īpašības, ko tie veido, ir periodiski atkarīgi no to atomu svara." Elementu īpašību izmaiņu periodiskums rodas ārējā elektroniskā slāņa elektroniskās konfigurācijas periodiskas atkārtošanās dēļ, palielinoties kodola lādiņam.

Periodiskā likuma mūsdienu formulējums ir:

"ķīmisko elementu īpašības (t.i., to veidoto savienojumu īpašības un forma) ir periodiski atkarīgas no ķīmisko elementu atomu kodola lādiņa."

Mācot ķīmiju, Mendeļejevs saprata, ka katra elementa individuālo īpašību atcerēšanās skolēniem sagādā grūtības. Viņš sāka meklēt veidus, kā izveidot sistēmas metodi, lai būtu vieglāk atcerēties elementu īpašības. Rezultātā bija dabīgais galds, vēlāk tas kļuva pazīstams kā periodiskais izdevums.

Mūsu modernais galds ir ļoti līdzīgs Mendeļejeva galdam. Apsvērsim to sīkāk.

Mendeļejeva tabula

Mendeļejeva periodiskā tabula sastāv no 8 grupām un 7 periodiem.

Tiek sauktas tabulas vertikālās kolonnas grupas . Katras grupas elementiem ir līdzīgas ķīmiskās un fizikālās īpašības. Tas izskaidrojams ar to, ka vienas grupas elementiem ir līdzīga ārējā slāņa elektroniskā konfigurācija, uz kuras esošo elektronu skaits ir vienāds ar grupas numuru. Pēc tam grupa tiek sadalīta galvenās un sekundārās apakšgrupas.

V Galvenās apakšgrupas ietver elementus, kuru valences elektroni atrodas ārējā ns- un np-apakšlīmenī. V Sānu apakšgrupas ietver elementus, kuru valences elektroni atrodas ārējā ns-apakšlīmenī un iekšējā (n - 1) d-apakšlīmenī (vai (n - 2) f-apakšlīmenī).

Visi elementi iekšā periodiskā tabula , atkarībā no tā, kurš apakšlīmenis (s-, p-, d- vai f-) ir valences elektroni tiek klasificēti: s-elementi (galvenās apakšgrupas I un II grupas elementi), p-elementi (III galvenās apakšgrupas elementi). - VII grupas), d-elementi (sānu apakšgrupu elementi), f-elementi (lantanīdi, aktinīdi).

Elementa augstākā valence (izņemot O, F, vara apakšgrupas elementus un astoto grupu) ir vienāda ar tās grupas numuru, kurā tas atrodas.

Galvenās un sekundārās apakšgrupas elementiem augstāko oksīdu (un to hidrātu) formulas ir vienādas. Galvenajās apakšgrupās ūdeņraža savienojumu sastāvs šīs grupas elementiem ir vienāds. Cietie hidrīdi veido I-III grupas galveno apakšgrupu elementus, bet IV-VII grupas veido gāzveida ūdeņraža savienojumus. EN 4 tipa ūdeņraža savienojumi ir neitrālāki savienojumi, EN 3 ir bāzes, H 2 E un NE ir skābes.

Tabulas horizontālās rindas tiek sauktas periodi. Elementi periodos atšķiras viens no otra, bet tiem ir kopīgs tas, ka pēdējie elektroni atrodas vienā enerģijas līmenī ( galvenais kvantu skaitlisn- vienādi ).

Pirmais periods atšķiras no pārējiem ar to, ka tajā ir tikai 2 elementi: ūdeņradis H un hēlijs He.

Otrajā periodā ir 8 elementi (Li - Ne). Litijs Li - sārmu metāls sāk periodu un aizver savu cēlgāzi neonu Ne.

Trešajā periodā, kā arī otrajā, ir 8 elementi (Na - Ar). Sārmu metālu nātrijs Na sāk periodu, un cēlgāze argons Ar to noslēdz.

Ceturtajā periodā ir 18 elementi (K - Kr) - Mendeļejevs to apzīmēja kā pirmo lielo periodu. Tas arī sākas ar sārmu metālu kāliju un beidzas ar inerto gāzi kriptonu Kr. Lielo periodu sastāvs ietver pārejas elementus (Sc - Zn) - d- elementi.

Piektajā periodā, līdzīgi kā ceturtajā, ir 18 elementi (Rb - Xe) un tā struktūra ir līdzīga ceturtajam. Tas arī sākas ar sārmu metālu rubīdiju Rb un beidzas ar inerto gāzi ksenonu Xe. Lielo periodu sastāvs ietver pārejas elementus (Y - Cd) - d- elementi.

Sestais periods sastāv no 32 elementiem (Cs - Rn). Izņemot 10 d-elementi (La, Hf - Hg) tajā ir 14 rinda f-elementi (lantanīdi) - Ce - Lu

Septītais periods nav beidzies. Tas sākas ar Francium Fr, var pieņemt, ka tajā, tāpat kā sestajā periodā, būs 32 elementi, kas jau ir atrasti (līdz elementam ar Z = 118).

Interaktīvā periodiskā tabula

Ja paskatās Mendeļejeva periodiskā tabula un novelciet iedomātu līniju, kas sākas ar boru un beidzas starp poloniju un astatīnu, tad visi metāli būs pa kreisi no līnijas, bet nemetāli - pa labi. Elementiem, kas atrodas tieši blakus šai līnijai, būs gan metālu, gan nemetālu īpašības. Tos sauc par metaloīdiem vai pusmetāliem. Tie ir bors, silīcijs, germānija, arsēns, antimons, telūrs un polonijs.

Periodiskais likums

Mendeļejevs sniedza šādu Periodiskā likuma formulējumu: "Vienkāršu ķermeņu īpašības, kā arī elementu savienojumu formas un īpašības, un līdz ar to arī to veidoto vienkāršo un sarežģīto ķermeņu īpašības ir periodiski atkarīgas no to atomu svars."
Pastāv četri galvenie periodiskie modeļi:

Okteta noteikums norāda, ka visiem elementiem ir tendence iegūt vai zaudēt elektronu, lai iegūtu tuvākās cēlgāzes astoņu elektronu konfigurāciju. Jo Tā kā cēlgāzu ārējās s un p orbitāles ir pilnībā piepildītas, tās ir visstabilākie elementi.
Jonizācijas enerģija ir enerģijas daudzums, kas nepieciešams elektrona atdalīšanai no atoma. Saskaņā ar okteta likumu, pārvietojoties no kreisās puses uz labo pa periodisko tabulu, ir nepieciešams vairāk enerģijas, lai atdalītu elektronu. Tāpēc elementi, kas atrodas tabulas kreisajā pusē, mēdz zaudēt elektronu, bet tie, kas atrodas labajā pusē, to iegūt. Inertajām gāzēm ir visaugstākā jonizācijas enerģija. Jonizācijas enerģija samazinās, virzoties uz leju grupā, jo elektroniem zemā enerģijas līmenī ir spēja atvairīt elektronus no augstākiem enerģijas līmeņiem. Šo fenomenu sauc aizsargājošs efekts. Sakarā ar šo efektu ārējie elektroni ir mazāk saistīti ar kodolu. Pārejot pa periodu, jonizācijas enerģija pakāpeniski palielinās no kreisās puses uz labo.

elektronu afinitāte ir enerģijas izmaiņas, iegūstot papildu elektronu vielas atomam gāzveida stāvoklī. Virzoties uz leju grupā, elektronu afinitāte kļūst mazāk negatīva skrīninga efekta dēļ.

Elektronegativitāte- mērs, cik spēcīgi tam ir tendence piesaistīt cita ar to saistīta atoma elektronus. Elektronegativitāte palielinās, pārvietojoties periodiskā tabula no kreisās uz labo un no apakšas uz augšu. Jāatceras, ka cēlgāzēm nav elektronegativitātes. Tādējādi elektronnegatīvākais elements ir fluors.

Pamatojoties uz šiem jēdzieniem, apskatīsim, kā mainās atomu un to savienojumu īpašības periodiskā tabula.

Tātad periodiskā atkarībā ir tādas atoma īpašības, kas saistītas ar tā elektronisko konfigurāciju: atoma rādiuss, jonizācijas enerģija, elektronegativitāte.

Apsveriet atomu un to savienojumu īpašību izmaiņas atkarībā no atrašanās vietas ķīmisko elementu periodiskā tabula.

Palielinās atoma nemetālisms pārvietojoties periodiskajā tabulā no kreisās uz labo un no apakšas uz augšu. Kas attiecas uz oksīdu pamatīpašības samazinās, un skābes īpašības palielinās tādā pašā secībā - no kreisās puses uz labo un no apakšas uz augšu. Tajā pašā laikā oksīdu skābās īpašības ir spēcīgākas, jo lielāka ir to veidojošā elementa oksidācijas pakāpe.

Pēc perioda no kreisās uz labo pamata īpašības hidroksīdi vājināt, galvenajās apakšgrupās no augšas uz leju, palielinās pamatu izturība. Tajā pašā laikā, ja metāls var veidot vairākus hidroksīdus, tad, palielinoties metāla oksidācijas pakāpei, pamata īpašības hidroksīdi vājina.

Pēc perioda no kreisās puses uz labo palielinās skābekli saturošo skābju stiprums. Pārejot no augšas uz leju vienas grupas ietvaros, samazinās skābekli saturošo skābju stiprums. Šajā gadījumā skābes stiprums palielinās, palielinoties skābi veidojošā elementa oksidācijas pakāpei.

Pēc perioda no kreisās puses uz labo palielinās bezskābju stiprums. Pārejot no augšas uz leju vienas grupas ietvaros, palielinās bezskābju stiprums.

Kategorijas,

Atjautīgais krievu ķīmiķis D. I. Mendeļejevs visu mūžu izcēlās ar vēlmi zināt nezināmo. Šī vēlme, kā arī visdziļākās un plašākās zināšanas apvienojumā ar nepārprotamu zinātnisku intuīciju ļāva Dmitrijam Ivanovičam izstrādāt ķīmisko elementu zinātnisko klasifikāciju - Periodisko tabulu viņa slavenās tabulas veidā.

Periodisko D. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu sistēmu var attēlot kā lielu māju, kurā “dzīvo kopā” pilnīgi visi cilvēkam zināmie ķīmiskie elementi. Lai varētu izmantot Periodisko sistēmu, ir jāizpēta ķīmiskais alfabēts, tas ir, ķīmisko elementu pazīmes.

Ar viņu palīdzību jūs iemācīsities rakstīt vārdus - ķīmiskās formulas, un uz to pamata varēsiet rakstīt teikumus - ķīmisko reakciju vienādojumus. Katrs ķīmiskais elements ir apzīmēts ar savu ķīmisko zīmi jeb simbolu, kas kopā ar ķīmiskā elementa nosaukumu ierakstīts D. I. Mendeļejeva tabulā. pēc zviedru ķīmiķa J. Berzēliusa ierosinājuma vairumā gadījumu par simboliem tika pieņemti ķīmisko elementu latīņu nosaukumu sākuma burti. Tātad ūdeņradi (latīņu nosaukums Hydrogenium ir hydrogenium) apzīmē ar burtu H (lasīt "pelni"), skābekli (latīņu nosaukums Oxygenium ir skābeklis) - ar burtu O (lasīt "o"), oglekli (latīņu nosaukums Carboneum - carboneum) - ar burtu C (lasiet "tse").

Vairāku ķīmisko elementu latīņu nosaukumi sākas ar burtu C: kalcijs (

Kalcijs), varš (Cuprum), kobalts (Cobaltum) u.c. Lai tos atšķirtu, I. Bērzeliuss ieteica latīņu nosaukuma sākuma burtam pievienot vēl vienu no turpmākajiem vārda burtiem. Tātad kalcija ķīmiskā zīme ir rakstīta ar simbolu Ca (lasīt "kalcijs"), varš - Cu (lasīt "kauss"), kobalts - Co (lasīt "kobalts").

Atsevišķu ķīmisko elementu nosaukumos atspoguļojas elementu svarīgākās īpašības, piemēram, ūdeņradis - rada ūdeni, skābeklis - rada skābes, fosfors - nes gaismu (20. att.) utt.

Rīsi. divdesmit.
D. I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas elementa Nr. 15 nosaukuma etimoloģija

Saules sistēmas debess ķermeņu jeb planētu vārdā nosaukti citi elementi – selēns un telūrs (21. att.) (no grieķu val. Selēna – Mēness un Telūrs – Zeme), urāns, neptūnijs, plutonijs.

Rīsi. 21.
D. I. Mendeļejeva Periodiskās sistēmas elementa Nr.52 nosaukuma etimoloģija

Atsevišķi nosaukumi aizgūti no mitoloģijas (22. att.). Piemēram, tantals. Tā sauca Zeva mīļoto dēlu. Par noziegumiem pret dieviem Tantals tika bargi sodīts. Tas stāvēja līdz kaklam ūdenī, un virs tā karājās zari ar sulīgiem, smaržīgiem augļiem. Taču, tiklīdz viņš gribēja piedzerties, ūdens no viņa tecēja prom, viņš tik tikko gribēja remdēt izsalkumu un pastiepa roku uz augļiem - zari novirzījās uz sāniem. Mēģinot izolēt tantalu no rūdām, ķīmiķi piedzīvoja ne mazākas mokas.

Rīsi. 22.
D. I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas elementa Nr. 61 nosaukuma etimoloģija

Daži elementi tika nosaukti dažādu valstu vai pasaules daļu vārdā. Piemēram, germānija, gallija (Gallija ir senais Francijas nosaukums), polonijs (par godu Polijai), skandijs (par godu Skandināvijai), francijs, rutēnijs (Ruthenia ir Krievijas latīņu nosaukums), eiropijs un americijs. Šeit ir elementi, kas nosaukti pilsētu vārdā: hafnijs (par godu Kopenhāgenai), lutēcijs (senos laikos Parīzi sauca par lutēciju), berkelijs (par godu Bērklijas pilsētai ASV), itrijs, terbijs, erbijs, iterbijs ( šo elementu nosaukumi nāk no Iterbijas - nelielas pilsētas Zviedrijā, kur pirmo reizi tika atklāts minerāls, kas satur šos elementus), dubnium (23. att.).

Rīsi. 23.
D. I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas elementa Nr. 105 nosaukuma etimoloģija

Visbeidzot elementu nosaukumos iemūžināti lielo zinātnieku vārdi: kūrijs, fermijs, einšteinijs, mendelēvijs (24. att.), Lawrencium.

Rīsi. 24.
D. I. Mendeļejeva periodiskās sistēmas elementa Nr. 101 nosaukuma etimoloģija

Katrs ķīmiskais elements tiek piešķirts periodiskajā tabulā, visu elementu kopējā "mājā", savs "dzīvoklis" - šūna ar stingri noteiktu numuru. Šī skaitļa dziļā nozīme jums tiks atklāta, turpinot pētīt ķīmiju. Arī šo "dzīvokļu" stāvu skaits ir stingri sadalīts - periodi, kuros elementi "dzīvo". Tāpat kā elementa sērijas numurs (“dzīvokļa”), arī perioda numurs (“stāvs”) satur svarīgāko informāciju par ķīmisko elementu atomu uzbūvi. Horizontāli - "stāvu skaits" - Periodiskā sistēma ir sadalīta septiņos periodos:

• 1. periods ietver divus elementus: ūdeņradi H un hēliju He;
• 2. periods sākas ar litiju Li un beidzas ar neonu Ne (8 elementi);
• 3. periods sākas ar nātrija Na un beidzas ar argonu Ar (8 elementi).

Pirmos trīs periodus, no kuriem katrs sastāv no vienas rindas, sauc par mazajiem periodiem.

4., 5. un 6. periods ietver divas elementu rindas katrā, tos sauc par lielajiem periodiem; 4. un 5. periods satur 18 elementus katrā, 6. - 32 elementus.

7. periods - nepabeigts, pagaidām sastāv tikai no vienas rindas.

Pievērsiet uzmanību Periodiskās sistēmas "pagraba stāviem" - tur "dzīvo" 14 dvīņu elementi, kas pēc īpašībām ir līdzīgi, daži lantānam La, citi aktīnijam Ac, kas tos attēlo tabulas augšējos "stāvos": 6. un 7. -m periods.

Vertikāli ķīmiskie elementi, kas “dzīvo” līdzīgu īpašību “dzīvokļos”, atrodas viens zem otra vertikālās kolonnās - grupās, no kurām D. I. Mendeļejeva tabulā ir astoņas.

Katra grupa sastāv no divām apakšgrupām - galvenās un sekundārās. Apakšgrupu, kurā ietilpst gan maza, gan liela perioda elementi, sauc par galveno apakšgrupu jeb grupu A. Apakšgrupu, kurā ietilpst tikai lielu periodu elementi, sauc par blakus apakšgrupu jeb grupu B. Tātad I grupas galvenā apakšgrupa. (IA grupas) ietver litiju, nātriju, kāliju, rubīdiju un francijs ir litija Li apakšgrupa; šīs grupas sānu apakšgrupu (IB grupu) veido varš, sudrabs un zelts - šī ir vara Si apakšgrupa.

Papildus D. I. Mendeļejeva tabulas formai, ko sauc par īsperioda tabulu (tā dota mācību grāmatas mušlapā), ir arī daudzas citas formas, piemēram, garā perioda versija.

Tāpat kā bērns no lego spēles elementiem var uzbūvēt ļoti daudz dažādu priekšmetu (skat. 10. att.), daba un cilvēks no ķīmiskajiem elementiem ir radījuši dažādas vielas mums apkārt. Vēl skaidrāks ir cits modelis: tāpat kā 33 krievu alfabēta burti veido dažādas kombinācijas, desmitiem tūkstošu vārdu, tā 114 ķīmiskie elementi dažādās kombinācijās rada vairāk nekā 20 miljonus dažādu vielu.

Mēģiniet asimilēt vārdu veidošanās modeļus - ķīmiskās formulas, un tad jūsu priekšā pavērsies vielu pasaule visā tās krāsainajā daudzveidībā.

Bet tam vispirms iemācieties burtus - ķīmisko elementu simbolus (1. tabula).

1. tabula
Dažu ķīmisko elementu nosaukumi

Atslēgvārdi un frāzes

1. Periodiskā ķīmisko elementu sistēma (tabula) D. I. Mendeļejevs.
2. lieli un mazi periodi.
3. Grupas un apakšgrupas - galvenā (A grupa) un sekundārā (B grupa).
4. Ķīmisko elementu simboli.

Darbs ar datoru

1. Skatiet elektronisko pieteikumu. Izpētiet nodarbības materiālu un izpildiet ieteiktos uzdevumus.
2. Meklējiet internetā e-pasta adreses, kas var kalpot kā papildu avoti, kas atklāj rindkopas atslēgvārdu un frāžu saturu. Piedāvājiet skolotājam savu palīdzību jaunas stundas sagatavošanā – veidojiet atskaiti par nākamās rindkopas atslēgas vārdiem un frāzēm.

Jautājumi un uzdevumi

1. Izmantojot vārdnīcas (etimoloģiskie, enciklopēdiskie un ķīmiskie termini), nosauciet svarīgākās īpašības, kas atspoguļojas ķīmisko elementu nosaukumos: broms Br, slāpeklis N, fluors F.
2. Paskaidrojiet, kā ķīmisko elementu nosaukums titāns un vanādijs atspoguļo sengrieķu mītu ietekmi.
3. Kāpēc zelta latīņu nosaukums ir Aurum (aurum), bet sudraba - Argentum (argentum)?
4. Pastāstiet stāstu par jebkura (pēc jūsu izvēles) ķīmiskā elementa atklāšanu un izskaidrojiet tā nosaukuma etimoloģiju.
5. Pierakstiet "koordinātas", t.i., pozīciju D. I. Mendeļejeva Periodiskajā sistēmā (elementa numurs, perioda numurs un tā veids - liels vai mazs, grupas numurs un apakšgrupa - galvenais vai sekundārais) šādiem ķīmiskajiem elementiem: kalcijs, cinks. , antimons, tantals, eiropijs.
6. Sadaliet 1. tabulā norādītos ķīmiskos elementus trīs grupās atbilstoši "ķīmiskā simbola izrunas" pazīmei. Vai šī darbība var palīdzēt atcerēties ķīmiskos simbolus un izrunāt elementu simbolus?

Ķīmisko elementu īpašības ļauj tos apvienot atbilstošās grupās. Pēc šī principa tika izveidota periodiska sistēma, kas mainīja priekšstatu par esošajām vielām un ļāva pieņemt jaunu, iepriekš nezināmu elementu esamību.

Saskarsmē ar

Mendeļejeva periodiskā sistēma

Ķīmisko elementu periodisko tabulu 19. gadsimta otrajā pusē sastādīja D. I. Mendeļejevs. Kas tas ir un kāpēc tas ir vajadzīgs? Tas apvieno visus ķīmiskos elementus atommasas pieauguma secībā, un tie visi ir sakārtoti tā, lai to īpašības periodiski mainītos.

Mendeļejeva periodiskā sistēma apvienoja vienā sistēmā visus esošos elementus, kas iepriekš tika uzskatīti par vienkārši atsevišķām vielām.

Pamatojoties uz tās pētījumu, tika prognozētas un pēc tam sintezētas jaunas ķīmiskas vielas. Šī atklājuma nozīmi zinātnei nevar pārvērtēt., tas bija tālu priekšā savam laikam un deva impulsu ķīmijas attīstībai daudzus gadu desmitus.

Ir trīs visizplatītākās galda iespējas, kuras parasti sauc par "īsu", "garu" un "īpaši garu". ». Galvenais galds tiek uzskatīts par garu galdu, tas oficiāli apstiprināts. Atšķirība starp tām ir elementu izkārtojumā un periodu garumā.

Kas ir periods

Sistēma satur 7 periodus. Tās ir grafiski attēlotas kā horizontālas līnijas. Šajā gadījumā periodam var būt viena vai divas rindas, ko sauc par rindām. Katrs nākamais elements atšķiras no iepriekšējā, palielinot kodola lādiņu (elektronu skaitu) par vienu.

Vienkārši sakot, periods ir horizontāla rinda periodiskajā tabulā. Katrs no tiem sākas ar metālu un beidzas ar inertu gāzi. Faktiski tas rada periodiskumu - elementu īpašības mainās vienā periodā, atkārtojoties nākamajā. Pirmais, otrais un trešais periods ir nepilnīgi, tos sauc par maziem un satur attiecīgi 2, 8 un 8 elementus. Pārējie ir pabeigti, katrā no tiem ir 18 elementi.

Kas ir grupa

Grupa ir vertikāla kolonna, kas satur elementus ar tādu pašu elektronisko struktūru vai, vienkāršāk sakot, ar tādu pašu augstāko . Oficiāli apstiprinātajā garajā tabulā ir 18 grupas, kas sākas ar sārmu metāliem un beidzas ar inertajām gāzēm.

Katrai grupai ir savs nosaukums, kas atvieglo elementu atrašanu vai klasificēšanu. Metāliskās īpašības tiek uzlabotas neatkarīgi no elementa virzienā no augšas uz leju. Tas ir saistīts ar atomu orbītu skaita palielināšanos – jo vairāk to ir, jo vājākas ir elektroniskās saites, kas padara kristālisko režģi izteiktāku.

Metāli periodiskajā tabulā

Metāli tabulā Mendeļejeviem ir dominējošais skaits, viņu saraksts ir diezgan plašs. Tiem ir raksturīgas kopīgas pazīmes, tie ir neviendabīgi pēc īpašībām un ir sadalīti grupās. Dažiem no tiem ir maz kopīga ar metāliem fiziskā nozīmē, savukārt citi var pastāvēt tikai sekundes daļas un dabā (vismaz uz planētas) absolūti nav sastopami, jo tie ir radīti, precīzāk, aprēķināti un apstiprināti. laboratorijas apstākļos, mākslīgi. Katrai grupai ir savas īpatnības, nosaukums diezgan manāmi atšķiras no citiem. Šī atšķirība ir īpaši izteikta pirmajā grupā.

Metālu novietojums

Kāda ir metālu pozīcija periodiskajā tabulā? Elementi tiek sakārtoti, palielinot atomu masu vai elektronu un protonu skaitu. To īpašības periodiski mainās, tāpēc tabulā nav precīza izvietojuma viens pret vienu. Kā noteikt metālus, un vai to ir iespējams izdarīt saskaņā ar periodisko tabulu? Lai vienkāršotu jautājumu, tika izgudrots īpašs triks: nosacīti elementu krustpunktos tiek novilkta diagonāla līnija no Bora līdz Poloniusam (vai līdz Astatam). Tie, kas atrodas kreisajā pusē, ir metāli, tie, kas atrodas labajā pusē, ir nemetāli. Tas būtu ļoti vienkārši un lieliski, bet ir izņēmumi – ģermānijs un antimons.

Šāda “metode” ir sava veida krāpšanās lapa, tā tika izgudrota tikai, lai vienkāršotu iegaumēšanas procesu. Lai iegūtu precīzāku attēlojumu, atcerieties to nemetālu sarakstā ir tikai 22 elementi, tāpēc, atbildot uz jautājumu, cik metālu ir ietverts periodiskajā tabulā

Attēlā var skaidri redzēt, kuri elementi ir nemetāli un kā tie ir sakārtoti tabulā pa grupām un periodiem.

Vispārējās fizikālās īpašības

Pastāv metālu vispārējās fizikālās īpašības. Tie ietver:

• Plastmasa.
• raksturīgs spožums.
• Elektrovadītspēja.
• Augsta siltumvadītspēja.
• Viss, izņemot dzīvsudrabu, ir cietā stāvoklī.

Jāsaprot, ka metālu īpašības ir ļoti atšķirīgas attiecībā uz to ķīmisko vai fizisko raksturu. Dažiem no tiem ir maz līdzības ar metāliem šī termina parastajā nozīmē. Piemēram, dzīvsudrabs ieņem īpašu vietu. Normālos apstākļos tas ir šķidrā stāvoklī, tam nav kristāla režģa, kura klātbūtne ir saistīta ar citiem metāliem. Pēdējo īpašības šajā gadījumā ir nosacītas, dzīvsudrabs ar tiem lielākā mērā ir saistīts ar ķīmiskajām īpašībām.

Interesanti! Pirmās grupas elementi, sārmu metāli, nav sastopami tīrā veidā, jo tie ir dažādu savienojumu sastāvā.

Mīkstākais dabā esošais metāls – cēzijs – pieder šai grupai. Viņam, tāpat kā citām sārmainām līdzīgām vielām, ir maz kopīga ar tipiskākiem metāliem. Daži avoti apgalvo, ka patiesībā mīkstākais metāls ir kālijs, ko ir grūti apstrīdēt vai apstiprināt, jo ne viens, ne otrs elements neeksistē pats par sevi - izdaloties ķīmiskas reakcijas rezultātā, tie ātri oksidējas vai reaģē.

Otrā metālu grupa – sārmzeme – ir daudz tuvāka galvenajām grupām. Nosaukums "sārmzeme" cēlies no seniem laikiem, kad oksīdus sauca par "zemēm", jo tiem ir irdena drupana struktūra. Vairāk vai mazāk pazīstamas (ikdienišķā izpratnē) īpašības piemīt metāliem, sākot no 3. grupas. Palielinoties grupas skaitam, metālu daudzums samazinās.

Atoma sastāvs.

Atoms sastāv no atoma kodols un elektronu apvalks.

Atoma kodols sastāv no protoniem ( p+) un neitroni ( n 0). Lielākajai daļai ūdeņraža atomu ir viens protona kodols.

Protonu skaits N(p+) ir vienāds ar kodollādiņu ( Z) un elementa kārtas numurs dabiskajā elementu virknē (un periodiskajā elementu sistēmā).

N(lpp +) = Z

Neitronu skaita summa N(n 0), ko apzīmē vienkārši ar burtu N, un protonu skaits Z sauca masas skaitlis un ir atzīmēts ar burtu A.

A = Z + N

Atoma elektronu apvalks sastāv no elektroniem, kas pārvietojas ap kodolu ( e -).

Elektronu skaits N(e-) neitrāla atoma elektronu apvalkā ir vienāds ar protonu skaitu Z tās pamatā.

Protona masa ir aptuveni vienāda ar neitrona masu un 1840 reizes lielāka par elektrona masu, tātad atoma masa praktiski ir vienāda ar kodola masu.

Atoma forma ir sfēriska. Kodola rādiuss ir aptuveni 100 000 reižu mazāks par atoma rādiusu.

Ķīmiskais elements- atomu tips (atomu kopa) ar vienādu kodollādiņu (ar vienādu protonu skaitu kodolā).

Izotops- viena elementa atomu kopa ar vienādu neitronu skaitu kodolā (vai atomu veids ar vienādu protonu skaitu un vienādu neitronu skaitu kodolā).

Dažādi izotopi atšķiras viens no otra ar neitronu skaitu to atomu kodolos.

Viena atoma vai izotopa apzīmējums: (E - elementa simbols), piemēram: .

Atoma elektronu apvalka uzbūve

atomu orbitāle ir elektrona stāvoklis atomā. Orbītas simbols - . Katra orbitāle atbilst elektronu mākonim.

Reālu atomu orbitāles pamatstāvoklī (neiesāktā) ir četru veidu: s, lpp, d un f.

elektroniskais mākonis- telpas daļa, kurā elektronu var atrast ar 90 (vai vairāk) procentu varbūtību.

Piezīme: dažreiz jēdzieni "atomu orbitāle" un "elektronu mākonis" netiek izdalīti, abus saucot par "atomu orbitāliem".

Atoma elektronu apvalks ir slāņains. Elektroniskais slānis ko veido tāda paša izmēra elektronu mākoņi. Veidojas viena slāņa orbitāles elektroniskais ("enerģijas") līmenis, to enerģija ir vienāda ūdeņraža atomam, bet atšķirīga citiem atomiem.

Viena līmeņa orbitāles tiek grupētas elektroniskā (enerģija) apakšlīmeņi:
s- apakšlīmenis (sastāv no viena s-orbitāles), simbols - .
lpp apakšlīmenis (sastāv no trim lpp
d apakšlīmenis (sastāv no pieciem d-orbitāles), simbols - .
f apakšlīmenis (sastāv no septiņiem f-orbitāles), simbols - .

Viena un tā paša apakšlīmeņa orbitāļu enerģijas ir vienādas.

Apzīmējot apakšlīmeņus, apakšlīmeņa simbolam tiek pievienots slāņa numurs (elektroniskais līmenis), piemēram: 2 s, 3lpp, 5d nozīmē s- otrā līmeņa apakšlīmenis, lpp- trešā līmeņa apakšlīmenis, d- piektā līmeņa apakšlīmenis.

Kopējais apakšlīmeņu skaits vienā līmenī ir vienāds ar līmeņa numuru n. Kopējais orbitāļu skaits vienā līmenī ir n 2. Attiecīgi arī kopējais mākoņu skaits vienā slānī ir n 2 .

Apzīmējumi: - brīvā orbitāle (bez elektroniem), - orbitāle ar nepāra elektronu, - orbitāle ar elektronu pāri (ar diviem elektroniem).

Kārtību, kādā elektroni aizpilda atoma orbitāles, nosaka trīs dabas likumi (formulācijas dotas vienkāršotā veidā):

1. Mazākās enerģijas princips - elektroni aizpilda orbitāles orbitāļu enerģijas pieauguma secībā.

2. Pauli princips - vienā orbitālē nevar būt vairāk par diviem elektroniem.

3. Hunda noteikums - apakšlīmeņa ietvaros elektroni vispirms aizpilda brīvās orbitāles (pa vienam), un tikai pēc tam veido elektronu pārus.

Kopējais elektronu skaits elektroniskajā līmenī (vai elektroniskajā slānī) ir 2 n 2 .

Apakšlīmeņu sadalījums pēc enerģijas tiek izteikts tālāk (enerģijas pieauguma secībā):

1s, 2s, 2lpp, 3s, 3lpp, 4s, 3d, 4lpp, 5s, 4d, 5lpp, 6s, 4f, 5d, 6lpp, 7s, 5f, 6d, 7lpp ...

Vizuāli šo secību izsaka enerģijas diagramma:

Atoma elektronu sadalījumu pa līmeņiem, apakšlīmeņiem un orbitālēm (atoma elektroniskā konfigurācija) var attēlot elektroniskas formulas, enerģijas diagrammas vai, vienkāršāk sakot, elektronu slāņa diagrammas veidā (" elektroniskā diagramma").

Atomu elektroniskās struktūras piemēri:

Valences elektroni- atoma elektroni, kas var piedalīties ķīmisko saišu veidošanā. Jebkuram atomam tie ir visi ārējie elektroni un tie iepriekšējie elektroni, kuru enerģija ir lielāka nekā ārējiem elektroniem. Piemēram: Ca atomam ir 4 ārējie elektroni s 2, tie ir arī valence; Fe atomam ir ārējie elektroni - 4 s 2, bet viņam ir 3 d 6, tātad dzelzs atomam ir 8 valences elektroni. Kalcija atoma valences elektroniskā formula ir 4 s 2 un dzelzs atomi - 4 s 2 3d 6 .

D. I. Mendeļejeva ķīmisko elementu periodiskā sistēma
(dabiskā ķīmisko elementu sistēma)

Periodiskais ķīmisko elementu likums(mūsdienu formulējums): ķīmisko elementu, kā arī to veidoto vienkāršo un sarežģīto vielu īpašības ir periodiski atkarīgas no atomu kodolu lādiņa vērtības.

Periodiskā sistēma- periodiskā likuma grafiskā izteiksme.

Dabiskais ķīmisko elementu klāsts- vairāki ķīmiskie elementi, kas sakārtoti atbilstoši protonu skaita pieaugumam to atomu kodolos vai, kas ir tas pats, pēc šo atomu kodolu lādiņu pieauguma. Elementa sērijas numurs šajā sērijā ir vienāds ar protonu skaitu jebkura šī elementa atoma kodolā.

Ķīmisko elementu tabula tiek veidota, "sagriežot" dabisko ķīmisko elementu sēriju periodi(tabulas horizontālās rindas) un elementu grupējumi (tabulas vertikālās kolonnas) ar līdzīgu atomu elektronisko struktūru.

Atkarībā no tā, kā elementi tiek apvienoti grupās, var būt tabula ilgs periods(elementi ar vienādu valences elektronu skaitu un veidu tiek savākti grupās) un īstermiņa(elementi ar vienādu valences elektronu skaitu tiek savākti grupās).

Īsā perioda tabulas grupas ir sadalītas apakšgrupās ( galvenais un blakus efekti), kas sakrīt ar garā perioda tabulas grupām.

Visiem viena perioda elementu atomiem ir vienāds elektronu slāņu skaits, kas vienāds ar perioda skaitu.

Elementu skaits periodos: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32. Lielākā daļa astotā perioda elementu iegūti mākslīgi, pēdējie šī perioda elementi vēl nav sintezēti. Visi periodi, izņemot pirmo, sākas ar sārmu metālu veidojošu elementu (Li, Na, K utt.) un beidzas ar cēlgāzes veidojošo elementu (He, Ne, Ar, Kr utt.).

Īsā perioda tabulā - astoņas grupas, no kurām katra ir sadalīta divās apakšgrupās (galvenajā un sekundārajā), garajā periodā - sešpadsmit grupas, kuras numurē ar romiešu cipariem ar burtiem A vai B, piemēram: IA, IIIB, VIA, VIIB. Garo periodu tabulas IA grupa atbilst īso periodu tabulas pirmās grupas galvenajai apakšgrupai; VIIB grupa - septītās grupas sekundārā apakšgrupa: pārējās - līdzīgi.

Ķīmisko elementu īpašības dabiski mainās grupās un periodos.

Periodos (ar pieaugošu sērijas numuru)

• palielinās kodollādiņš
• palielinās ārējo elektronu skaits,
• atomu rādiuss samazinās,
• palielinās elektronu saites stiprums ar kodolu (jonizācijas enerģija),
• palielinās elektronegativitāte.
• tiek uzlabotas vienkāršu vielu oksidējošās īpašības ("nemetāliskums"),
• vājina vienkāršu vielu reducējošās īpašības ("metāliskums"),
• vājina hidroksīdu un atbilstošo oksīdu pamatīpašību,
• palielinās hidroksīdu un atbilstošo oksīdu skābais raksturs.

Grupās (ar pieaugošu sērijas numuru)

• palielinās kodollādiņš
• atomu rādiuss palielinās (tikai A grupās),
• samazinās saites stiprums starp elektroniem un kodolu (jonizācijas enerģija; tikai A grupās),
• elektronegativitāte samazinās (tikai A grupās),
• vājina vienkāršu vielu oksidējošās īpašības ("nemetāliskums"; tikai A grupās),
• tiek uzlabotas vienkāršu vielu reducējošās īpašības ("metāliskums"; tikai A grupās),
• palielinās hidroksīdu un atbilstošo oksīdu pamatīpašība (tikai A grupās),
• vājinās hidroksīdu un atbilstošo oksīdu skābums (tikai A grupās),
• samazinās ūdeņraža savienojumu stabilitāte (palielinās to reducējošā aktivitāte; tikai A-grupās).

Uzdevumi un testi par tēmu "9. tēma. "Atoma uzbūve. D. I. Mendeļejeva (PSCE) periodiskais likums un periodiskā ķīmisko elementu sistēma."

• Periodiskais likums - Periodiskais likums un atomu uzbūve 8.–9. klase
  Jums jāzina: orbitāļu piepildīšanas ar elektroniem likumi (mazākās enerģijas princips, Pauli princips, Hunda likums), elementu periodiskās sistēmas uzbūve.

  Jāprot: noteikt atoma sastāvu pēc elementa stāvokļa periodiskajā sistēmā un, otrādi, atrast elementu periodiskajā sistēmā, zinot tā sastāvu; attēlo struktūras diagrammu, atoma elektronisko konfigurāciju, jonu un, otrādi, no diagrammas un elektroniskās konfigurācijas nosaka ķīmiskā elementa stāvokli PSCE; raksturo elementu un vielas, ko tas veido atbilstoši tā pozīcijai PSCE; nosaka izmaiņas atomu rādiusā, ķīmisko elementu un to veidojošo vielu īpašībās viena perioda un vienas periodiskās sistēmas galvenās apakšgrupas ietvaros.

  1. piemērs Nosakiet orbitāļu skaitu trešajā elektroniskajā līmenī. Kas ir šīs orbitāles?
  Lai noteiktu orbitāļu skaitu, mēs izmantojam formulu N orbitāles = n 2, kur n- līmeņa numurs. N orbitāles = 3 2 = 9. Viens 3 s-, trīs 3 lpp- un pieci 3 d- orbitāles.

  2. piemērs Nosakiet, kura elementa atomam ir elektroniskā formula 1 s 2 2s 2 2lpp 6 3s 2 3lpp 1 .
  Lai noteiktu, kurš elements tas ir, ir jānoskaidro tā sērijas numurs, kas ir vienāds ar kopējo elektronu skaitu atomā. Šajā gadījumā: 2 + 2 + 6 + 2 + 1 = 13. Tas ir alumīnijs.

  Kad esat pārliecinājies, ka viss nepieciešamais ir apgūts, pārejiet pie uzdevumiem. Mēs vēlam jums panākumus.

  
  Ieteicamā literatūra:
  • O. S. Gabrieljans un citi.Ķīmija, 11.kl. M., Bustards, 2002;
  • G. E. Rudzītis, F. G. Feldmanis. Ķīmija 11 šūnas. M., Izglītība, 2001.