Периодический закон Д.И. Менделеева. Строение атома

Сентябрь 7, 2022

Главная
Химия
Периодический закон Д.И. Менделеева. Строение атома

Содержание

3. Первый вариант таблицы элементов, выражавшей периодический закон, Менделеев опубликовал в виде отдельного листка под названием «Опыт
4. Сокращённая форма периодической таблицы
5. Развернутую форму таблицы получают, когда последовательные периоды элементов разместить в виде горизонтальных рядов, так чтобы сходные
10. Металлы, неметаллы. Диагональ от водорода к радону примерно делит все элементы на металлы и неметаллы, при
13. Элемент № 101 назван в честь Д.И. Менделеева
14. Уравнение синтеза:
15. Строение атома
16. Первый определил химию как науку М. В. Ломоносов. Он считал, что химия должна строиться на точных
17. Аристотель
18. Бойль Ньютон
23. Модель строения атома Научные исследования, проводившиеся в конце XIX – начале XX вв. позволили предложить следующую
24. Модель строения атома
32. Состояние электрона в атоме описывается четырьмя квантовыми числами. Главное квантовое число n определяет энергию электрона и
33. Орбитальное (побочное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может принимать целочисленные значения от 0
35. Магнитное квантовое число m определяет положение атомной орбитали в пространстве относительно внешнего магнитного или электрического поля.
36. Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения: +1/2 и -1/2. Они соответствуют двум
39. Электронные конфигурации атомов Подобно любой системе, атомы стремятся к минимуму энергии. Это достигается при определенном распределении
43. Максимальная ёмкость электронных уровней
49. N
52. Скачать презентацию

Слайд 2

Слайд 3

Первый вариант таблицы элементов, выражавшей периодический закон, Менделеев опубликовал в виде

отдельного листка под названием «Опыт системы элементов, основанной на их атомном весе и химическом сходстве» и разослал этот листок в марте 1869 многим русским и иностранным химикам.

Слайд 4

Сокращённая форма периодической таблицы

Слайд 5

Развернутую форму таблицы получают, когда последовательные периоды элементов разместить в виде

горизонтальных рядов, так чтобы сходные по свойствам элементы оказались строго друг под другом. В такой таблице короткие периоды оказываются разделенными - по 2 элемента в начале и по 6 в конце таблицы, а между ними в четвертом и пятом периодах по 10 элементов, в шестом- 32 элемента (14 лантаноидов вместе с лантаном размещаются в одной клетке); всего 10 столбцов.

Элементы с похожими свойствами в вертикальных столбцах этой таблицы образуют подгруппы. Подгруппы с элементами второго и третьего коротких периодов называются главными, а остальные - побочными. Всего в таблице 8 главных и 8 побочных подгрупп: всего 16. Главные подгруппы обозначаются индексом “а” - Iа, IIа. Побочные подгруппы обозначаются индексом “б” - Iб, IIб и т. д.

Слайд 6

Слайд 7

Слайд 8

Слайд 9

Слайд 10

Металлы, неметаллы.
Диагональ от водорода к радону примерно делит все элементы

на металлы и неметаллы, при этом неметаллы находятся выше диагонали. (К неметаллам относят 22 элемента – H, B, C, Si, N, P, As, O, S, Se, Te, галогены и инертные газы, к металлам – все остальные элементы.) Вдоль этой линии располагаются элементы, которые обладают некоторыми свойствами металлов и неметаллов (металлоиды – устаревшее название таких элементов). При рассмотрении свойств по подгруппам сверху вниз наблюдается увеличение металлических свойств и ослабление неметаллических свойств.

Слайд 11

Слайд 12

Слайд 13

Элемент № 101 назван в честь
Д.И. Менделеева

Слайд 14

Уравнение синтеза:

Слайд 15

Строение атома

Слайд 16

Первый определил химию как науку
М. В. Ломоносов.
Он считал, что

химия
должна строиться на точных
количественных данных
– “на мере и весе”.

Слайд 17

Аристотель

Слайд 18

Бойль
Ньютон

Слайд 19

Слайд 20

Слайд 21

Слайд 22

Слайд 23

Модель строения атома
Научные исследования, проводившиеся в конце XIX – начале XX

вв. позволили предложить следующую модель строения атома:
1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.
2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре.
3. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов ( нуклонов). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.
4. Вокруг ядра по замкнутым орбитам вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра.
Ядро – это центральная позитивно заряженная часть атома, в которой сосредоточена его масса.
Электрон – частица с негативным зарядом, который условно принят за –1.
Нейтрон — нейтральная частица, не имеющая электрического заряда. Масса нейтрона равна 1 а. е. м.
Протон — положительно заряженная частица, с такой же массой, как и нейтрон. Заряд протона равен заряду электрона и противоположен по знаку.

Слайд 24

Модель строения атома

Слайд 25

Слайд 26

Слайд 27

Слайд 28

Слайд 29

Слайд 30

Слайд 31

Слайд 32

Состояние электрона в атоме описывается четырьмя квантовыми числами.
Главное квантовое число n

определяет энергию электрона и степень его удаления от ядра; оно принимает любые целочисленные значения, начиная с 1 (n = 1, 2, 3, ..., и т.д.). Обозначает номер энергетического уровня, на котором расположен электрон.

Слайд 33

Орбитальное (побочное) квантовое число l определяет форму атомной орбитали. Оно может

принимать целочисленные значения от 0 до n - 1 (l = 0, 1, ..., n - 1). Каждому значению l соответствует орбиталь особой формы.
При l = 0 атомная орбиталь независимо от значения главного квантового числа имеет сферическую форму (называется s-орбиталью). Значению l = 1 соответствует атомная орбиталь, имеющая форму вытянутой гантели ( p-орбиталь). Намного более сложную форму имеют орбитали, соответствующие высоким значениям l, равным 2, 3 и 4 (d-, f-, g-орбитали).

Слайд 34

Слайд 35

Магнитное квантовое число m определяет положение атомной орбитали в пространстве относительно

внешнего магнитного или электрического поля. Магнитное квантовое число изменяется не произвольным образом, а скачком и связано с орбитальным квантовым числом, изменяясь от + l до - l , включая 0. Следовательно, каждому значению l соответствует 2 l + 1 значений магнитного квантового числа.

Слайд 36

Спиновое квантовое число s может принимать лишь два возможных значения: +1/2

и -1/2. Они соответствуют двум возможным и противоположным друг другу направлениям магнитного момента электрона.

Слайд 37

Слайд 38

Слайд 39

Электронные конфигурации атомов
Подобно любой системе, атомы стремятся к минимуму энергии.

Это достигается при определенном распределении электронов по орбиталям, которое можно оценить на основе таких закономерностей:
Принцип Паули: в атоме не может быть электронов с одинаковым значением всех четырех квантовых чисел.
Правило Гунда: электроны располагаются на одинаковых орбиталях таким образом, чтобы суммарный спин был максимален.
Правило Клечковского: порядок заполнения энергетических состояний определяется стремлением атома к минимальному значению суммы главного и побочного квантовых чисел, причем в пределах фиксированного значения n + l в первую очередь заполняются состояния, отвечающие минимальным значениям n.
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p

Слайд 40