Презентация 2 ПС ПЗ (1)

в каждом блоке

Периодическая таблица элементов — графическое изображение правил заполнения электронами энергетических уровней.

Электронные конфигурации атомов и Периодическая система

с наименьшей энергией; орбитали заполняются, начиная с имеющих самую низкую энергию.
Правило Клечковского - заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l). При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n.
2. Принцип Паули – два электрона в атоме не могут иметь одинаковый набор четырех квантовых чисел, т. е. каждая орбиталь может содержать максимум два электрона с различными спинами; орбиталь, содержащая два электрона полностью занята.
3. Правило Хунда – спаривание электронов на орбиталях, имеющих одинаковую энергию, невозможно до тех пор, пока каждая орбиталь не будет иметь один электрон, т. е. суммарный спин электронов в атоме должен быть максимальным. .
4. Максимальное число электронов для данного квантового числа n равно N = 2n2

ядер. В вертикальных столбцах – группах – расположены элементы с одинаковым числом валентных электронов. По рекомендации ИЮПАК группы обозначены номерами от 1 до 18. Горизонтальные строки называют периодами.

конфигурации, являются электронными аналогами.
Число валентных электронов совпадает с номером группы.

Элементы – аналоги, расположенные в одной подгруппе, имеют сходное строение внешних электронных оболочек атомов при различных значениях n и поэтому проявляют сходные химические свойства

валентных электронов.

С увеличением зарядов ядер атомов элементов Периодической системы конфигурации валентных электронов периодически повторяются.

Это явление лежит в основе Периодического закона.

Конфигурации валентных электронов элементов главных подгрупп

и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда атомных ядер в результате периодического повторения электронных конфигураций атомов.

Периодический закон Д.И. Менделеева.

Открыт в 1869 г. великим русским ученым Д.И. Менделеевым.

“Свойства элементов и свойства образуемых ими простых и сложных соединений стоят в периодической зависимости от их атомного веса”.

Графическим отображением Периодического Закона является Периодическая система

их внешнего валентного слоя

Вертикальная периодичность изменения свойств

В каждом периоде происходит закономерное изменение электронных конфигураций валентных электронов с ростом заряда ядра Z
Горизонтальная периодичность изменения свойств

Элементы 2 периода отличаются от элементов-аналогов тех же групп следующих периодов, так как :
-внутренний слой содержит только 2 электрона (1s2)
-электроны 2-го валентного слоя имеют более низкую энергию, чем электроны последующих слоев.

В больших периодах d- и f–элементы, у которых заполняются внутренние d- и f-подуровни значительно меньше отличаются по свойствам, чем элементы главных подгрупп, у которых заполняются внешние слои. В главных подгруппах происходит более резкое изменение свойств

Еион

3. Сродство атома к электрону Есрод к е

4. Электроотрицательность ЭО

и ионов условные величины

Расчетные радиусы:
1. Расстояние от ядра до наиболее удаленного максимума электронной плотности (r0)
2. Расстояние от ядра до граничной поверхности, включающей объем в котором вероятность нахождения электронов составляет не менее 90% (r1)

Экспериментально определяемые эффективные радиусы определяют как половину межъядерного расстояния в твердых веществах или молекулах газа.

Эффективные радиусы зависят от природы химической связи, поэтому выделяют следующие типы радиусов:
-ковалентные
-металлические
-ионные
-ван дер ваальсовы (благородных газов)

в металлическом кристалле

Ковалентный радиус (для неметаллов) – половина расстояния между ядрами соседних атомов в простых веществах неметаллов

Ионный радиус – для ионных соединений

изменяются в Периодической системе

В главных подгруппах увеличение радиуса происходит в большей степени, чем в побочных подгруппах.

атома
А – ne → An+

Легче всего отрываются электроны внешнего подуровня внешнего уровня (правила Клечковского не соблюдаются)

34Se [Ar]4s23d104p4 25Mn [Ar]3d54s2 24Cr [Ar] 3d54s1
34Se4+ [Ar]4s23d104p0 25Mn2+[Ar]3d5
34Se6+ [Ar]3d104s04p0 24Cr3+ [Ar] 3d34s0

Отрицательно заряженные ионы (анионы) образуются в результате присоединения электронов к атому (по правилам Клечковского) А + ne → An-

34Se2- [Ar]3d104s24p6

Изоэлектронные частицы имеют одинаковое число электронов и совпадающие (по формуле) электронные конфигурации.

17Cl- 1s22s22p63s23p6

18Ar 1s22s22p63s23p6

19K+ 1s22s22p63s23p6

rатом < rанион

прочно связанного электрона от атома в основном состоянии
А - е → А+ ; Еион > 0 (энергия затрачивается)

поглощению энергии); нижняя строка — энергия сродства атома к электрону (первая ступень) Есрод ат к е эВ (отрицательные величины — поглощение энергии, положительные — выделение энергии).

Первый потенциал ионизации и сродство атомов к электрону

поглощению энергии); нижняя строка — энергия сродства атома к электрону (первая ступень) Есрод ат к е эВ (отрицательные величины — поглощение энергии, положительные — выделение энергии).

Первый потенциал ионизации и сродство атомов к электрону
(элементы побочных подгрупп)

в периодах Еион увеличивается, что вызвано сжатием электронной оболочки вследствие увеличения эффективного заряда ядра

2. Неравномерность в изменении Еион определяется электронными конфигурациями атомов
… Еион (В 2s22p1) < Еион (Ве 2s2) и
Еион (О 2s22p4) < Еион (N 2s22p3)

3. Атомы щелочных Ме (ns1) имеют самые низкие Еион

4. Атомы благородных газов (ns2np6) имеют max Еион

Еион при отрыве пятого электрона с внутреннего 1-го уровня

А - е → А+ ; Еион 1
А+ - е → А2+ ; Еион 2
А2+ - е → А3+ ; Еион 3
А3+ - е → А4+ ; Еион 4
А4+ - е → А5+ ; Еион 5

Еион 1 < Еион 2 < Еион 3 < Еион 4 < Еион 5

6C 1s2 2s2 2p2

выделяется или поглощается при присоединении электрона к атому:
А + е → А-; Есродства ат к е

Есродства ат к е < 0; — энергия выделяется; ион устойчивее, чем атом; «высокое сродство атома к электрону»

Есродства ат к е > 0; — энергия поглощается; атом устойчивее, чем ион; «низкое сродство атома к электрону»

элементов 1 и 2 периодов от заряда ядра

Низкое сродство к электрону у элементов групп с конфигурациями:
IIA ns2
VA ns2np3
VIIIA ns2np6

Сродство к электрону некоторых элементов

наблюдается у атомов, имеющих завершенные ns2 и ns2np6 подуровни.

2. «Низкое сродство» к электрону у атомов с конфигурацией np3 (устойчивый наполовину заполненный подуровень)

3. Максимальным сродством к электрону обладают атомы VIIА-подгруппы с конфигурацией – ns2np5

удерживать свои электроны и притягивать электроны соседних атомов.

ЭО Li = ½ (500+60) = 280 кДж/моль

ЭО F = ½ (1700+310) = 1005 кДж/моль

По Полингу ЭО Li условно принята за 1,
тогда ЭО F = 1005 /280 = 3,6 .
Относительная электроотрицательность (ОЭО) - безразмерная величина

Электроотрицательность по Малликену

Относительная электроотрицательность по Полингу

атомов к электрону» уменьшается
— электроотрицательность уменьшается
— восстановительные свойства усиливаются
— «металличность» усиливается

Период

Подгруппа

а) радиусы атомов

б) электроотрицательности
атомов

Горизонтальная периодичность

Вертикальная периодичность