Періодична таблиця Д.І. Менделєєва — доповідь

На даному уроці ми навчимося отримувати з неї важливу і потрібну для осягнення науки інформацію. У ній ви бачите рядки. Це періоди. Всього їх сім. Згадайте з попереднього уроку, що номер кожного періоду демонструє кількість енергетичних рівнів, на яких розміщуються електрони атома хімічного елемента. Наприклад, натрій (Na) і магній (Mg) знаходяться в третьому періоді, значить їх електрони розміщені на трьох енергетичних рівнях. Всі періоди, за винятком 1 – го беруть початок з лужного металу, і завершуються благородним газом.

Електронна конфігурація:

лужного металу – ns1,

благородного газу – ns2p6, за винятком гелію (Не) – 1s2.

Де n – є номером періоду.

Ще ми бачимо в таблиці вертикальні стовпці – це групи. В одних таблицях ви можете побачити 18 груп, позначених цифрами арабськими цифрами. Така форма таблиця називається довгою, вона з’явилася після виявлення відмінностей d-елементів від s- і p-елементів. Але традиційної, створеної Менделєєвим є коротка форма, де елементи згруповані в 8 груп, нумерованих римськими цифрами:

Надалі ми будемо користуватися вже знайомої і звичної для вас короткою таблицею.

Отже, яку інформацію нам дають номери груп? З номера ми дізнаємося число електронів, що утворюють хімічні зв’язки. Вони називаються валентними. 8 груп поділені на дві підгрупи: головна і побічна.

У головну входять електрони s- і p-підрівнів. Це підгрупи IА, IIА, IIIА, IVА, VА, VIа, VIIа і VIIIа. Наприклад, алюміній (Al) – елемент головної підгрупи III групи має … 3s2 3p1 валентних електрона.

Елементи, розташовані в побічних підгрупах, містять електрони d – підрівня. Побічними є групи Іб, IIБ, ІІІБ, IVБ, VБ, VIб, VIIБ і VIIIб. Наприклад, марганець (Mn) – елемент головної підгрупи VII групи має … 3d5 4s2 валентних електрона.
У короткій таблиці s- елементи позначені червоним, p-елементи жовтим, d-елементи синім і f-елементи білим кольорами.

Яку ще інформацію ми можемо витягти з таблиці? Ви бачите, що кожному елементу присвоєно порядковий номер. Теж не випадково. Судячи з номеру елемента, ми можемо судити про кількість електронів в атомі даного елемента. Наприклад, кальцій (Ca) знаходиться під номером 20, отже електронів в його атомі 20.

Але слід пам’ятати, що чисельність валентних електронів періодично змінюється. Пов’язано це з періодичними змінами електронних оболонок. Так, при переміщенні вниз по підгрупі атомні радіуси всіх хімічних елементів починають рости. Тому що зростає кількість електронних шарів. Якщо ж переміщатися горизонтально по одному ряду радіус атома зменшується. Чому так відбувається? А пов’язано це з тим, що при заповненні однієї електронної оболонки атома, що відбувається по черзі, її заряд зростає. Це призводить до збільшення взаємопритягання електронів і їх стискання навколо ядра.

Ще з таблиці можна зробити і такий висновок, чим вище порядковий номер елемента, тим менше радіус атома. Чому? Справа в тому, що при збільшенні загальної кількості електронів, відбувається зменшення радіуса атома. Чим більше електронів, тим вище енергія їх зв’язку з ядром. Наприклад, ядро ​​атома фосфору (Р) набагато сильніше утримує електрони свого зовнішнього рівня, ніж ядро ​​атома натрію (Na), що має один електрон на зовнішньому рівні. І якщо атоми фосфору і натрію вступлять в реакцію, фосфор відбере цей електрон у натрію, тому що фосфор більш електронегативний. Цей процес називається електронегативні. Запам’ятайте, при русі вправо по одному ряду елементів таблиці їх електронегативність зростає, а всередині однієї підгрупи вона зменшується. Про цій якості елементів ми докладніше скажемо на наступних уроках.

Запам’ятайте:

1. В періодах зі збільшенням порядкового номера ми можемо спостерігати:

  • збільшення ядерного заряду і зменшення атомного радіуса;
  • збільшення числа зовнішніх електронів;
  • збільшення іонізації і електронегативності;
  • зростання неметалічних окислювальних властивостей і спадання металевих відновлювальних властивостей;
  • зростання кислотності і слабшанню основності гідроксидів і оксидів.

2. В А-групах зі збільшенням порядкового номера ми можемо спостерігати:

  • збільшення ядерного заряду і збільшення атомного радіусу;
  • зменшення іонізації і електронегативності;
  • спадання неметалічних окислювальних властивостей і зростання металевих відновлювальних властивостей;
  • зростання основності і слабшанню кислотності гідроксидів і оксидів.

Згадаймо хімічну термінологію:

Іонізація – це процес перетворення атомів в іони (позитивно заряджені катіони або негативно заряджені аніони) під час хімічної реакції.

Електронегативність – це здатність атома до притягнення електрона іншого атома під час хімічних реакцій.

Окислення – процес передачі електрона атома відновника (донора електрона) атома окислювача (акцептору електрона) і збільшення ступеня окислення атома речовини.

Існують три значення ступеня окислення:

  • при високій електронегативності елемента, він сильніше притягує до себе електрони і його атоми набувають негативну ступінь окислення (наприклад, фтор завжди має ступінь окислення – 1);
  • при низькій електронегативності, елемент віддає електрони і набуває позитивну ступінь окислення (всі метали мають + ступінь, наприклад, калій +1, кальцій +2, алюміній +3);
  • атоми простих речовин, що складаються з одного елемента у атомів з високими і вільні атому мають нульову ступінь.

Ступінь окислювання ставиться над символом елемента:

  • Відновлення – зустрічний окислення процес прийому електрона атома окислювача (акцептора електрона) атомом відновника (донором електрона) і зменшення ступеня окислення атома речовини.
  • Кислотність – здатність речовини (органічної сполуки) віддавати протон іншим атомам, т. Е. Бути донором протона.
  • Основность – здатність речовини (органічної сполуки) приймати протон іншого атома, т. Е. Бути акцептором протона.
Посилання на основну публікацію