Лекция - Строение атома и периодический закон - файл n1.doc

Лекция - Строение атома и периодический закон
скачать (94 kb.)
Доступные файлы (1):
n1.doc94kb.07.11.2012 03:26скачать

n1.doc

Лекция №4
«Строение атома и периодический закон»

План:

  1. Структура периодической системы

  2. Периодичность в изменении свойств элементов:

Электроотрицательность элементов.

  1. Изменение свойств сложных соединений.

  2. Значение периодического закона.

1. Структура периодической системы ( периоды, группы, s- , p- , d- , f- семейства ).

В периодической системе 7 периодов:

I, II, III – малые. IV, V, VI, VII – большие;

в I – 2 эл., во II и III – по 8 эл., в IV и V – по 18 эл., в VI – 32 эл., в VII (незавершенный) – 21 элемент. Элементы II и III периодов называются типическими: их свойства закономерно изменяются от типичного металла до инертного газа.

В VI периоде после лантана ( La ) располагаются 14 элементов с порядковыми № 58 – 71, это лантаноиды ( подобные лантану ). Химические свойства этих элементов очень сходные между собой из – за подобия в строении электронных оболочек.

( Все они реакционноспособны, имеют с. о. +3, разлагают воду с образованием Н2 и гидроксида и т. д. )

В VII периоде из 21 элемента 14 элементов с № 90 – 103 образуют семейство актиноидов, по свойствам близким к лантаноидам.

По вертикали элементы располагаются в группах – главных и побочных. В главные подгруппы входят элементы малых периодов и стоящие под ними элементы больших периодов. Это элементы п/гр. А. В побочные подгруппы входят элементы больших периодов – п/гр. В.

Теория строения атома позволила выделить электронные семейства:

s – элементы ( заполняется s – подуровень );

p – элементы ( заполняется p – подуровень );

d – элементы ( заполняется d – подуровень );

f – элементы ( заполняется f – подуровень );
2. Периодичность в изменении свойств элементов.
Учение о строении атома вскрыло глубокий физический смысл периодического закона.

Главная характеристика атома любого элемента – величина положительного заряда ядра. От заряда зависят все свойства элементов и положение их в периодической системе.
Современная формулировка.
«Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величин заряда ядер их атомов».

Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов.

периодическому повторению у атомов элементов строения внешнего энергетического уровня. Т. к. от числа электронов на внешнем уровне зависит, в основном свойства элементов, то и они периодически повторяются. В этом заключается физический смысл закона.

Атомы первых элементов периодов имеют на внешнем уровне по 1 или 2 электрона в s – подуровне и поэтому проявляют исходные свойства:

легко отдают их и заряжаются положительно, проявляя металлический характер ( это активные восстановители ). Na0 – 1e- = Na; окисление, Na0 – вос – ль.

Внешние уровни у атомов последних элементов периодов содержит по 8 электронов ( завершенные слои ). Это объясняет их инертные свойства – они не отдают и не принимают электронов. Cl0 + 1e- = Cl-1; восстановление, Cl0 – ок – ль.

В малых периодах с ростом положительного заряда ядра последовательно возрастает число электронов на внешнем уровне от 1 – 2 до 7 – 8. Период начинается щелочным металлом, затем металлические свойства слабеют и растут неметаллические.

В больших периодах с ростом заряда ядра заполнение электронов происходит сложнее, что объясняет и более сложное изменение свойств.
Физический смысл номера группы.
Номер периода равен числу энергетических уровней атомов, т. е. в структуре каждого первого элемента периода появляется новый энергетический уровень.

Номер группы показывает ( для элементов главных подгрупп ) число валентных, электронов на внешнем уровне, которые могут участвовать в образовании связей с другими элементами.

В пределах одной подгруппы с ростом заряда ядра усиливаются металлические свойства, а неметаллические убывают.
Размеры атомов и ионов ( атомные радиусы ).
Атомные радиусы – важнейшие свойства атома. Наблюдается периодичная зависимость величины атомных радиусов от заряда ядра атома Z. В одном периоде с увеличением атомного номера размер атомов уменьшается.



II пер.

Li

Be

B

C

N

O

F

Заряд ядра

+3

+4

+5

+6

+7

+8

+9

Размер ядра, нм

0,155

0,113

0,091

0,077

0,071

0,066

0,064

III пер.

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Размер ядра, нм

0,189

0,160

0,143

0,137

0,130

0,104

0,099


Приведенный порядок изменения радиусов по периоду объясняется увеличение притяжения электронов внешнего слоя к ядру по мере роста Z ( атомного «N» ) (см. на обороте). В подгруппах ( главных ) с ростом Z размеры атомов увеличиваются.


Li

0,155 нм

Be

0,113нм

N

0,071 нм

Na

0,189

Mg

0,160

P

0,130

K

0,236

Ca

0,197

As

0,148

Rb

0,248

Sr

0,215

Sb

0,161

Cs

0,268

Ba

0,221

Bi

0,182

Fr

0,280






В А – подгруппах увеличение Z атома выражено сильнее, чем в В – подгруппах, где находятся d – элементы.

Потеря атомом электронов приводит к уменьшению его эффекитивных размеров, а присоединение избыточных электронов – к увеличению. Поэтому радиус катиона всегда меньше, а радиус аниона – больше радиуса электронейтрального атома.

К0 - 0,236 нм; Cl0 – 0,099 нм;

К+ - 0,133 нм; Cl0 – 0,181 нм.
Энергия ионизации и сродство к электрону.
Металличность элемента – способность атома элемента легко отдавать внешние электроны и превращаться в катионы.

Неметалличность элемента – способность присоединять «чужие» электроны с образованием анионов.

Для отрыва первого электрона от нейтрального атома надо затратить энергию, которая называется энергия ионизации. Выражается она в электрон – вольтах и численно равна потенциалу ионизации – в вольтах. ( Потенциал ионизации – наименьшее напряжение электрического поля, при котором происходит ионизация атомов ).

Обычно используют понятие – первый потенциал ионизации – это энергия отрыва от атома первого электрона.

У элементов одного и того же периода при переходе от щелочного металлу к инертному газу заряд ядра постепенно растет, а радиус атома уменьшается. Потенциал ионизации поэтому растет, а металлические свойства ослабевают.

II период

Li

Be

B

C

N

O

F

Ne

Потенциал ионизации

5,39

9,32

8,30

11,26

14,53

13,62

17,42

21,56

III период

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

Ar

Потенциал ионизации

5,14

7,65

5,99

8,15

10,49

10,36

12,27

15,76

(см. на обороте)
Величина потенциала ионизации может служить мерой металличности элемента: чем меньше потенциал ионизации, тем легче оторвать электрон от атома, тем сильнее выражены металлические свойства.

В пределах одной подгруппы потенциалы ионизации в направлении сверху вниз уменьшаются ( металлические свойства усиливаются ). Это объясняется тем, что растут атомные радиусы, слабеет связь валентных электронов с ядром, их легче оторвать от атома.



Li

5,39

Be

9,32

F

17,42

Na

5,14

Mg

7,65

Cl

12,97

K

4,34

Ca

6,11

Br

11,84

Rb

4,18

Sr

5,69

I

10,45

Cs

3,89

Ba

5,21





Атомы могут не только отдавать, но и присоединять электроны.

Энергия, выделяющаяся при присоединении «чужого» электрона к свободному атому, называется сродством атома к электрону ( эл. – вольт).

Сродство к электрону атомов металлов близко к нулю или отрицательно, т. е. для них присоединение электронов энергетически невыгодно. Сродство к электрону у атомов неметаллов всегда положительно и чем больше, тем ближе к благородному газу расположен элемент в периодической системе. Величину сродства измерить трудно. Наибольшие величины – у галогенов, т. к. на внешние уровне у них – 7 е-.


F

Cl

Br

I

O

N

Li

S

P

H

Mg

Be

Ин. газы

3,62

3,82

3,54

3,24

1,48

0,2

0,54

2,07

0,8

0,7

-0,32

-0,19

0
У Mg и Be – отрицательное сродство, что подтверждает повышенную устойчивость их электронных конфигураций ( s2 ).

Сумма энергии ионизации и энергии сродства атома к электрону представляет собой электроотрицательность элемента.
 = I + E
Электроотрицательность – характеризует способность атома в молекуле притягивать к себе электроны ( увеличивать вокруг себе электронную плотность ). У инертных газов ЭО нейтральная – внешний уровень укомплектован до 8 е-.

ЭО для Li и F рассчитывается следующим образом. По табличным данным находим, что:
IF = 17,42 эв ILi = 5,39 эв

+ +

EF = 3,62 эв EF = 0,54 эв

___________ __________

F = 21,04 эв Li = 5,93 эв
F – наиболее электроотрицательный элемент, т. к. его ЭО – наибольшая.

Абсолютными значениями ЭО пользоваться неудобно, они большие, поэтому пользуются относительными.

1ЭО  ЭОLi , т. е. 5,93

Тогда F = 21,04 / 5,93  4,0 ед.


элемент

Li

Na

K

Rb

Cs

F

Отн. ЭО

0,97

1,01

0,91

0,89

0,86

0,86

элемент

F

Cl

Br

I

At




Отн. ЭО

4,1

2,8

2,7

2,2

1,9





В группах в направлении сверху вниз величина  уменьшается.

В периодах:


Li

Be

B

C

N

O

F

0,97

1,47

2,01

2,5

3,1

3,5

4,1

растет.
Т. о. видно, что величина ЭО подчиняется закону периодичности – в периоде растет, в группе – уменьшается .

Это мера неметалличности, чем она больше, тем сильнее элемент проявляет свойства неметалличности ( окисляется ).

Надо помнить, что деление на металлы и неметаллы условно.

Учебный материал
© bib.convdocs.org
При копировании укажите ссылку.
обратиться к администрации