Периодический закон и периодическая система Д. Менделеева. Теория строения вещества

Размещено на http://www.allbest.ru/

ГАОУ СПО

"Волгоградский медико-экологический техникум"

Курсовая работа

по неорганической химии

на тему:

«Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева. Теория строения вещества»

Светлый Яр. 2014г.



Содержание

Вступление

1. Открытие закона. Современная формулировка

2. Малые и большие периоды, группы и подгруппы

3. Причина периодического изменения свойств элементов

4. Значение периодического закона и системы

5. Электронное строение атомов элементов

6. Электронные конфигурации атомов в возбужденном и невозбужденном состоянии

7. Характеристика элементов I-IV периодов, исходя из положения в периодической системе, с точки зрения строения атома

8. Виды химической связи: полярные, неполярные ковалентные, ионная, водородная и металлическая

Заключение

Список использованной литературы

электронный атом периодический невозбужденный



Вступление

Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева - основа современной химии. Они относятся к таким научным закономерностям, которые отражают явления, реально существующие в природе, и поэтому никогда не потеряют своего значения.

Их открытие было подготовлено всем ходом истории развития химии, однако потребовалась гениальность Д. И. Менделеева, его дар научного предвидения, чтобы эти закономерности были сформулированы и графически представлены в виде таблицы.



1. Открытие закона. Современная формулировка закона

Первый вариант Периодической таблицы элементов был опубликован Д. И. Менделеевым в 1869 году - задолго до того, как было изучено строение атома. В это время Менделеев преподавал химию в Петербургском университете. Готовясь к лекциям, собирая материал для своего учебника "Основы химии", Д. И. Менделеев раздумывал над тем, как систематизировать материал таким образом, чтобы сведения о химических свойствах элементов не выглядели набором разрозненных фактов.

Ориентиром в этой работе Д. И. Менделееву послужили атомные массы (атомные веса) элементов. После Всемирного конгресса химиков в 1860 году, в работе которого участвовал и Д. И. Менделеев, проблема правильного определения атомных весов была постоянно в центре внимания многих ведущих химиков мира, в том числе и Д. И. Менделеева.

В настоящее время Периодический закон Д. И. Менделеева имеет следующую формулировку: «свойства химических элементов, а также формы и свойства образуемых ими простых веществ и соединений находятся в периодической зависимости от величины зарядов ядер их атомов».

2. Малые и большие периоды, группы и подгруппы периодический системы

Периоды - это горизонтальные ряды таблицы, они подразделяются на малые и большие. В малых периодах находится 2 элемента (1-й период) или 8 элементов (2-й, 3-й периоды), в больших периодах - 18 элементов (4-й, 5-й периоды) или 32 элемента (6-й, 7-й период). Каждый период начинается с типичного металла, а заканчивается неметаллом (галогеном) и благородным газом.

Группы - это вертикальные последовательности элементов, они нумеруется римской цифрой от I до VIII и русскими буквами А и Б. Короткопериодный вариант Периодической системы включал подгруппы элементов (главную и побочную).

Подгруппа - это совокупность элементов, являющихся безусловными химическими аналогами; часто элементы подгруппы обладают высшей степенью окисления, отвечающей номеру группы.

В А-группах химические свойства элементов могут меняться в широком диапазоне от неметаллических к металлическим (например, в главной подгруппе V группы азот - неметалл, а висмут - металл).

В Периодической системе типичные металлы расположены в IА группе (Li-Fr), IIА (Mg-Ra) и IIIА (In, Tl). Неметаллы расположены в группах VIIА (F-Al), VIА (O-Te), VА (N-As), IVА (C, Si) и IIIА (B). Некоторые элементы А-групп (бериллий Ве,алюминий Al, германий Ge, сурьма Sb, полоний Po и другие), а также многие элементы Б-групп проявляют и металлические, и неметаллические свойства (явление амфотерности).

Для некоторых групп применяют групповые названия: IА (Li-Fr) - щелочные металлы, IIА (Ca-Ra) - щелочноземельные металлы, VIА (O-Po) - халькогены, VIIА (F-At) - галогены, VIIIА (He-Rn) - благородные газы.

3. Причина периодического изменения свойств элементов

Электронная конфигурация атома элемента определяет свойства этого элемента в периодической системе.

Число энергетических уровней атома данного элемента равно номеру периода, а число валентных электронов - номеру группы, к которым относится данный элемент.

Если валентные электроны расположены только на атомной s-орбитали, то элементы относятся к секции s-элементов (IA-, IIA- группы); если они расположены на s- и p-орбиталях, то элементы относятся к секции p-элементов (от IIIA- до VIIIA-группы).

Водород Н (1s1) всегда рассматривают отдельно как первый элемент Периодической системы, а гелий Не (1s2) причисляют к VIIIA-группе ввиду подобия химических свойств всех благородных газов.

В соответствии с энергетической последовательностью подуровней, начиная с элемента скандий Sc, в Периодической системе появляются Б-группы; а у атомов этих элементов заполняется d-подуровень предыдущего уровня. Такие элементы называются d-элементами, их в каждом периоде - десять, например в 4-м периоде это элементы от Sc до Zn (переходные элементы).

Следует учитывать, что полностью и наполовину заселенные энергетические подуровни обладают повышенной устойчивостью. Поэтому в атомах хрома Cr и меди Cu, ввиду близости энергий 4s- и 3d-подуровней, происходит переход одного электрона с 4s- на 3d-орбиталь. В атомах d-элементов 4-го периода валентные электроны занимают не только внешний 4s-подуровень, но и внутренний (точнее предвнешний) 3d-подуровень.

Например, для атома марганца (VIIБ-группа) с формулой [18Ar] 3d54s2 все семь электронов (d5s2) - валентные.

У атома цинка (30Zn = [18Ar,3d10] 4s2) 3d-подуровень заселен полностью и валентными будут только два внешних 4s-электрона (4s2).

Таким образом, электронное строение атомов всех элементов можно вывести из координат атомов в Периодической системе (т.е. из номера группы и периода соответствующего элемента).

В ряду элементов с последовательно возрастающим порядковым номером (числом электронов, зарядом ядра) аналогичные электронные конфигурации атомов периодически повторяются.

Характер изменения электронных конфигураций атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов (Периодический закон Д.И. Менделеева).



4. Значение периодического закона и системы

Периодическая система элементов оказала большое влияние на последующее развитие химии. Она не только была первой естественной классификацией химических элементов, показавшей, что они образуют стройную систему и находятся в тесной связи друг с другом, но и явилась могучим орудием для дальнейших исследований.

В то время, когда Менделеев на основе открытого им периодического закона составлял свою таблицу, многие элементы были еще неизвестны. Так, был неизвестен элемент 4 периода скандий. По атомной массе вслед за Ca шел Ti, но Ti нельзя было поставить сразу после Ca, т.к. он попал бы в 3 группу, но по свойствам Ti должен быть отнесен к 4 группе. Поэтому Менделеев пропустил одну клетку. На том же основании в 4 периоде между Zn и As были оставлены две свободные клетки. Свободные места остались и в других рядах. Менделеев был не только убежден, что должны существовать неизвестные еще элементы, которые заполнят эти места, но и заранее предсказал свойства таких элементов, основываясь на их положении среди других элементов периодической системы. Были даны этим элементам и названия экабор( так как свойства его должны были напоминать бор), экаалюминий, экасилициум..

В течение следующих 15 лет предсказания Менделеева блестяще подтвердились; все три ожидаемых элемента были открыты. Вначале французский химик Лекок де Буабодран открыл галлий, обладающий всеми свойствами экаалюминия. Вслед за тем в Швеции Л.Ф. Нильсоном был открыт скандий, и, наконец, спустя еще несколько лет в Германии К.А.Винклер открыл элемент, названный им германием, который оказался тождественным эаксилицию...

Открытие Ga, Sc, Ge было величайшим триумфом периодического закона. Большое значение имела периодическая система также при установлении валентности и атомных масс некоторых элементов. Точно так же периодическая система дала толчок к исправлению атомных масс некоторых элементов. Например, Cs раньше приписывали атомную массу 123,4. Менделеев же, располагая элементы в таблицу, нашел, что по своим свойствам Cs должен стоять в главной подгруппе первой группы под Rb и поэтому будет иметь атомную массу около 130. Современные определения показывают, что атомная масса Cs равна 132,9054..

И в настоящее время периодический закон остается путеводной звездой химии. Именно на его основе были искусственно созданы трансурановые элементы. Один из них- элемент №101, впервые полученный в 1955 г., - в честь великого русского ученого был назван менделевием.

5. Электронное строение атомов элементов

В результате экспериментов, посвященных изучению строения атома, было установлено, что атом состоит из положительно заряженного ядра и электронной оболочки.

Ядро образовано протонами и нейтронами.

Протон -- это частица, имеющая положительный заряд (+1).

Нейтрон -- это нейтральная частица, заряд ее равен 0.

Из определений следует, что величина заряда ядра атома равна числу протонов и имеет положительное значение.

Электронная оболочка образована электронами, заряд у которых отрицательный. Число электронов равно числу протонов, поэтому заряд атома в целом равен 0 (т. е. атом электронейтральная частица).

Число протонов, а следовательно, заряд ядра и число электронов численно равны порядковому номеру химического элемента.

Далее следует отметить, что практически вся масса атома сосредоточена в ядре. Это связано с тем, что масса электрона настолько меньше массы протона или нейтрона, что ею пренебрегают (не учитывают).

Электроны двигаются вокруг ядра атома, не беспорядочно, а в зависимости от энергии, которой они обладают, образуя так называемый электронный слой.

На каждом электронном слое может располагаться определенное число электронов: на первом -- не больше двух, на втором -- не больше восьми, на третьем -- не больше восемнадцати.

Число электронных слоев определяется по номеру периода, в котором расположен химический элемент.

Число электронов на последнем (внешнем) слое определяется по номеру группы рассматриваемого элемента.

Так, например, кислород расположен во втором периоде VI группы. Из этого следует, что у него два электронных слоя и на внешнем (втором) расположено шесть электронов.

Электронные слои заполняются у атомов постепенно, по мере увеличения общего числа электронов, которое соответствует порядковому номеру химического элемента. В сумме на первых двух электронных слоях может располагаться не более 10 электронов, т. е. элементом, завершающим второй период, является неон (Ne).

У атомов третьего периода в атоме находится три электронных слоя. Первый и второй электронные слои заполнены электронами до предела. Для первого представителя элементов третьего периода натрия схема расположения электронов в атоме выглядит так:

Из схемы видно, что атом натрия имеет заряд ядра +11. Электронную оболочку атома составляют 11 электронов. На первом электронном слое находится два электрона, на втором -- восемь, а на третьем -- один электрон. У магния, как элемента II группы этого периода, на внешнем электронном слое находится уже два электрона:

Для остальных элементов периода изменение строения атома происходит аналогично. У каждого последующего элемента, в отличие от предыдущего, заряд ядра больше на одну единицу и на внешнем электронном слое расположено на один электрон больше. Число электронов, располагающихся на внешнем электронном слое, равно номеру группы.

Завершает период аргон. Заряд его ядра +18. Это элемент VIII группы, поэтому на внешнем электронном слое его атома находится восемь электронов:

Далее можно сделать выводы и об изменении свойств элементов в периоде.

Любой период (кроме первого) начинается типичным металлом. В третьем периоде это натрий Na. Далее следует магний Mg, также обладающий ярко выраженными металлическими свойствами. Следующий элемент в периоде -- алюминий А1. Это амфотерный элемент, проявляющий двойственные свойства (и металлов и неметаллов). Остальные элементы в периоде -- неметаллы: кремний Si, фосфор Р, хлор С1. И заканчивается период инертным газом аргоном Аг.

Таким образом, в периоде происходит постепенное ослабление металлических свойств и возрастание свойств неметаллов. Такое изменение свойств объясняется увеличением числа электронов на внешнем электронном слое: от 1 -- 2, характерных для металлов, и заканчивая 5 -- 8 электронами, соответствующими элементам-неметаллам.

6. Электронные конфигурации атомов в невозбужденном и возбужденной состоянии

Электронная конфигурация элемента это запись распределения электронов в его атомах по оболочкам, подоболочкам и орбиталям. Электронная конфигурация обычно записывается для атомов в их основном состоянии. Электронная конфигурация атома, у которого один или несколько электронов находятся в возбужденном состоянии, называется возбужденной конфигурацией. Для определения конкретной электронной конфигурации элемента в основном состоянии существуют следующие три правила:

Правило 1: принцип заполнения. Согласно принципу заполнения, электроны в основном состоянии атома заполняют орбитали в последовательности повышения орбитальных энергетических уровней. Низшие по энергии орбитали всегда заполняются первыми.

Пример

Водород; атомный номер = 1; число электронов = 1

Этот единственный в атоме водорода электрон должен занимать s-орбиталь К-оболочки, поскольку из всех возможных орбиталей она имеет самую низкую энергию (см. рис. 1.21). Электрон на этой s-орбитали называется ls-электрон. Водород в основном состоянии имеет электронную конфигурацию Is1.

Правило 2: принцип запрета Паули. Согласно этому принципу, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа).

Пример

Литий; атомный номер = 3; число электронов = 3

Орбиталь с самой низкой энергией-это 1s-орбиталъ. Она может принять на себя только два электрона. У этих электронов должны быть неодинаковые спины.

Третий электрон в атоме лития должен занимать орбиталь, следующую по энергии за самой низкой орбиталью, т.е. 2в-орбиталь. Таким образом, литий имеет электронную конфигурацию Is22s1.

Правило 3: правило Гунда. Согласно этому правилу, заполнение орбиталей одной подоболочки начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заполнение орбиталей парами электронов с противоположными спинами.

Пример

Азот; атомный номер = 7; число электронов = 7 Азот имеет электронную конфигурацию ls22s22p3. Три электрона, находящиеся на 2р-подоболочке, должны располагаться поодиночке на каждой из трех 2р-орбиталей. При этом все три электрона должны иметь параллельные спины

Все электронные конфигурации являются конфигурациями с наименьшей энергией или как их еще называют основные. При получении энергии извне, один либо несколько электронов могут повышать свою энергию, поднимаясь на более высокие энергетические состояния. Такие состояния атома называются возбужденными. Переход атома в возбужденное состояние происходит при облучении или нагревании вещества. Состояние которое требует для повышения энергии электрона наименьших энергетически затрат называют первым возбужденным состоянием. Возбужденное состояние атома является неустойчивым и через некоторое время электрон теряет энергию, перейдя на энергетическую орбиталь с меньшей энергией, испустив при этом квант света.



7. Характеристика элементов 1-4 периодов исходя из положения в периодический системе с точки зрения теории строения атома

К пемрвому перимоду периодимческой системмы относятся элементы первой строки (или первого периода) периодической системы химических элементов. Первый период содержит меньше всего элементов (их всего два: водород и гелий) по сравнению с другими строками таблицы. Данное положение объясняется современной теорией строения атома.

1) Водород - Н

Порядковый номер: 1

Массовое число: 1

Заряд ядра: +1

Число протонов: 1

число нейтронов: 0

Электронов: 1

Период: 1

Группа: 1

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 1

2) Гелий - Не

Порядковый номер: 2

Массовое число: 4

Заряд ядра: +2

Число протонов: 2

число нейтронов: 2

Электронов: 2

Период: 1

Группа: 8

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 1

Ко второму периоду периодической системы относятся элементы второй строки (или второго периода) периодической системы химических элементов. Второй период содержит больше элементов, чем предыдущий, в него входят: литий, бериллий, бор, углерод, азот, кислород, фтор и неон.

1) Литий - Li

Порядковый номер: 3

Массовое число: 7

Заряд ядра: +3

Число протонов: 3

число нейтронов: 4

Электронов: 3

Период: 2

Группа: 1

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 2

2) Бериллий - Be

Порядковый номер: 4

Массовое число: 9

Заряд ядра: +4

Число протонов: 4

число нейтронов: 5

Электронов: 4

Период: 2

Группа: 2

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 2

3) Бор - B

Порядковый номер: 5

Массовое число: 11

Заряд ядра: +5

Число протонов: 5

число нейтронов: 6

Электронов: 5

Период: 2

Группа: 3

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 2

4) Углерод - С

Порядковый номер: 6

Массовое число: 12

Заряд ядра: +6

Число протонов: 6

число нейтронов: 6

Электронов: 6

Период: 2

Группа: 4

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 2

5) Азот - N

Порядковый номер: 7

Массовое число: 14

Заряд ядра: +7

Число протонов: 7

число нейтронов: 7

Электронов: 7

Период: 2

Группа: 5

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 2

6) Кислород - О

Порядковый номер: 8

Массовое число: 16

Заряд ядра: +8

Число протонов: 8

число нейтронов: 8

Электронов: 8

Период: 2

Группа: 6

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 2

7) Фтор - F

Порядковый номер: 9

Массовое число: 19

Заряд ядра: +9

Число протонов: 9

число нейтронов: 10

Электронов: 9

Период: 2

Группа: 7

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 2

8) Неон - Ne

Порядковый номер: 10

Массовое число: 20

Заряд ядра: +10

Число протонов: 10

число нейтронов: 10

Электронов: 10

Период: 2

Группа: 8

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 2

К третьему периоду периодической системы относятся элементы третьей строки (или третьего периода) периодической системы химических элементов. Третий период содержит восемь элементов (как и предыдущий), в него входят: натрий, магний, алюминий, кремний, фосфор, сера, хлор и аргон. Первые два из них, натрий и магний, входят в s-блок периодической таблицы, тогда как остальные относятся к р-блоку. Следует обратить внимание, что 3d-орбитали у элементов не заполнены до 4 периода, что даёт периодам таблицы их характерный вид «две строки в одной».

1) Натрий- Nа

Порядковый номер: 11

Массовое число: 23

Заряд ядра: +11

Число протонов: 11

число нейтронов: 12

Электронов: 11

Период: 3

Группа: 1

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 3

2) Магний - Mg

Порядковый номер: 12

Массовое число: 24

Заряд ядра: +12

Число протонов: 12

число нейтронов: 12

Электронов: 12

Период: 3

Группа: 2

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 3

3) Аллюминий - Al

Порядковый номер: 13

Массовое число: 27

Заряд ядра: +13

Число протонов: 13

число нейтронов: 14

Электронов: 13

Период: 3

Группа: 3

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 3

4) Кремний - Si

Порядковый номер: 14

Массовое число: 28

Заряд ядра: +14

Число протонов: 14

число нейтронов: 14

Электронов: 14

Период: 3

Группа: 4

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 3

5) Фосфор - Р

Порядковый номер: 15

Массовое число: 31

Заряд ядра: +15

Число протонов: 15

число нейтронов: 16

Электронов: 15

Период: 3

Группа: 5

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 3

6) Сера - S

Порядковый номер: 16

Массовое число: 32

Заряд ядра: +16

Число протонов: 16

число нейтронов: 16

Электронов: 16

Период: 3

Группа: 6

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 3

7) Хлор - Cl

Порядковый номер: 17

Массовое число: 35,5

Заряд ядра: +17

Число протонов: 17

число нейтронов: 18,5

Электронов: 17

Период: 3

Группа: 7

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 3

8) Аргон - Ar

Порядковый номер: 18

Массовое число: 40

Заряд ядра: +18

Число протонов: 18

число нейтронов: 22

Электронов: 18

Период: 3

Группа: 8

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 3

К четвёртому периоду периодической системы относятся элементы четвёртой строки (или четвёртого периода) периодической системы химических элементов. Четвёртый период содержит восемнадцать элементов (на десять элементов больше, чем предыдущий), в него входят: калий, кальций, скандий, титан, ванадий, хром, марганец, железо, кобальт, никель, медь, цинк, галлий, германий, мышьяк, селен, бром и криптон. Первые два из них, калий и кальций, входят в s-блок периодической таблицы, десять следующих являются d-элементами, а остальные относятся к р-блоку. Следует обратить внимание, что заполненные 3d-орбитали появляются только у элементов 4 периода. Все элементы этого периода имеют стабильные изотопы, все они встречаются в природе.

1) Калий - К

Порядковый номер: 19

Массовое число: 39

Заряд ядра: +19

Число протонов: 19

число нейтронов: 20

Электронов: 19

Период: 4

Группа: 1

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 4

2) Кальций - Са

Порядковый номер: 20

Массовое число: 40

Заряд ядра: +20

Число протонов: 20

число нейтронов: 20

Электронов: 20

Период: 4

Группа: 2

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 4

3) Скандий - Sc

Порядковый номер: 21

Массовое число: 45

Заряд ядра: +21

Число протонов: 21

число нейтронов: 24

Электронов: 21

Период: 4

Группа: 3

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 4

4) Титан - Ti

Порядковый номер: 22

Массовое число: 48

Заряд ядра: +22

Число протонов: 22

число нейтронов: 26

Электронов: 22

Период: 4

Группа: 4

Подгруппа: побочная

Энергетических уровней: 4

5) Ванадий - V

Порядковый номер: 23

Массовое число: 51

Заряд ядра: +23

Число протонов: 23

число нейтронов: 28

Электронов: 23

Период: 4

Группа: 5

Подгруппа: побочная

Энергетических уровней: 4

6) Хром - Cr

Порядковый номер: 24

Массовое число: 52

Заряд ядра: +24

Число протонов: 24

число нейтронов: 28

Электронов: 24

Период: 4

Группа: 6

Подгруппа: побочная

Энергетических уровней: 4

7) Марганец - Mn

Порядковый номер: 25

Массовое число: 55

Заряд ядра: +25

Число протонов: 25

число нейтронов: 30

Электронов: 25

Период: 4

Группа: 7

Подгруппа: побочная

Энергетических уровней: 4

8) Железо - Fe

Порядковый номер: 26

Массовое число: 56

Заряд ядра: +26

Число протонов: 26

число нейтронов: 30

Электронов: 26

Период: 4

Группа: 8

Подгруппа: побочная

Энергетических уровней: 4

9) Кобальт - Со

Порядковый номер: 27

Массовое число: 59

Заряд ядра: +27

Число протонов: 27

число нейтронов: 32

Электронов: 27

Период: 4

Группа: 8

Подгруппа: побочная

Энергетических уровней: 4

10) Никель - Ni

Порядковый номер: 28

Массовое число: 59

Заряд ядра: +28

Число протонов: 28

число нейтронов: 31

Электронов: 28

Период: 4

Группа: 8

Подгруппа: побочная

Энергетических уровней: 4

11) Медь - Cu

Порядковый номер: 29

Массовое число: 63

Заряд ядра: +29

Число протонов: 29

число нейтронов: 34

Электронов: 29

Период: 4

Группа: 1

Подгруппа: побочная

Энергетических уровней: 4

12) Цинк - Zn

Порядковый номер: 30

Массовое число: 65

Заряд ядра: +30

Число протонов: 30

число нейтронов: 33

Электронов: 30

Период: 4

Группа: 2

Подгруппа: побочная

Энергетических уровней: 4

13) Галлий - Ga

Порядковый номер: 31

Массовое число: 70

Заряд ядра: +31

Число протонов: 31

число нейтронов: 39

Электронов: 31

Период: 4

Группа: 3

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 4

14) Германий - Ge

Порядковый номер: 32

Массовое число: 73

Заряд ядра: +32

Число протонов: 32

число нейтронов: 41

Электронов: 32

Период: 4

Группа: 5

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 4

15) Мышьяк - As

Порядковый номер: 33

Массовое число: 75

Заряд ядра: +33

Число протонов: 33

число нейтронов: 42

Электронов: 33

Период: 4

Группа: 5

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 4

16) Селен - Se

Порядковый номер: 34

Массовое число: 79

Заряд ядра: +34

Число протонов: 34

число нейтронов: 45

Электронов: 34

Период: 4

Группа: 6

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 4

17) Бром - Br

Порядковый номер: 35

Массовое число: 80

Заряд ядра: +35

Число протонов: 35

число нейтронов: 45

Электронов: 35

Период: 4

Группа: 7

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 4

18) Криптон - Кr

Порядковый номер: 36

Массовое число: 84

Заряд ядра: +36

Число протонов: 36

число нейтронов: 48

Электронов: 36

Период: 4

Группа: 8

Подгруппа: главная

Энергетических уровней: 4

8. Виды химической связи: полярные, неполярные, ковалентные, ионные, водородные и металлические

Образование химических соединений обусловлено возникновением химической связи между атомами в молекулах и кристаллах.

Химическая связь - это взаимное сцепление атомов в молекуле и кристаллической решётке в результате действия между атомами электрических сил притяжения. Основные типы химической связи.

Вам известно, что атомы могут соединяться друг с другом с образованием как простых, так и сложных

веществ. При этом образуются различного типа химические связи: ионная, ковалентная (неполярная и полярная),металлическая и водородная. Одно из наиболее существенных свойств атомов элементов, определяющих, какая связь образуется между ними - ионная или ковалентная, - это электроотрицательность, т.е. способность атомов в соединении притягивать к себе электроны.

Условную количественную оценку электроотрицательности дает шкала относительных электроотрицательностей.

В периодах наблюдается общая тенденция роста электроотрицательности элементов, а в группах - их падения. Элементы по электроотрицательностям располагают в ряд, на основании которого можно сравнить электроотрицательности элементов, находящихся в разных периодах.

Тип химической связи зависит от того, насколько велика разность значений электроотрицательностей соединяющихся атомов элементов. Чем больше отличаются по электроотрицательности атомы элементов, образующих связь, тем химическая связь полярнее. Провести резкую границу между типами химических связей нельзя. В большинстве соединений тип химической связи оказывается промежуточным; например, сильнополярная ковалентная химическая связь близка к ионной связи. В зависимости от того, к какому из предельных случаев ближе по своему характеру химическая связь, ее относят либо к ионной, либо к ковалентной полярной связи.

Ионная связь.

Ионная связь образуется при взаимодействии атомов, которые резко отличаются друг от друга по электроотрицательности. Например, типичные металлы литий(Li), натрий(Na), калий(K), кальций (Ca), стронций(Sr), барий(Ba) образуют ионную связь с типичными неметаллами, в основном с галогенами.

Кроме галогенидов щелочных металлов, ионная связь также образуется в таких соединениях, как щелочи и соли. Например, в гидроксиде натрия(NaOH) и сульфате натрия(Na2SO4) ионные связи существуют только между атомами натрия и кислорода (остальные связи - ковалентные полярные).

Ковалентная неполярная связь.

При взаимодействии атомов с одинаковой электроотрица-тельностью образуются молекулы с ковалентной неполярной связью. Такая связь существует в молекулах следующих простых веществ: H2, F2, Cl2, O2, N2.

Химические связи в этих газах образованы посредством общих электронных пар, т.е. при перекрывании соответствующих электронных облаков, обусловленном электронно-ядерным взаимодей-ствием, которые осуществляет при сближении атомов.

Составляя электронные формулы веществ, следует помнить, что каждая общая электронная пара - это условное изображение повышенной электронной плотности, возникающей в результате перекрывания соответствующих электронных облаков.

Ковалентная полярная связь.

При взаимодействии атомов, значение электроотрецательностей которых отличаются, но не резко, происходит смещение общей электронной пары к более электроотрицательному атому. Это наиболее распространенный тип химической связи, которой встречается как в неорганических, так и органических соединениях.

К ковалентным связям в полной мере относятся и те связи, которые образованы по донорно-акцепторному механизму, например в ионах гидроксония и амония.

Металлическая связь.

Связь, которая образуется в результате взаимодействия относительно свободных электронов с ионами металлов, называются металлической связью. Этот тип связи характерен для простых веществ- металлов.

Сущность процесса образования металлической связи состоит в следующем: атомы металлов легко отдают валентные электроны и превращаются в положительные заряженные ионы. Относительно свободные электроны, оторвавшиеся от атома, перемещаются между положительными ионами металлов. Между ними возникает металлическая связь, т. е. электроны как бы цементируют положительные ионы кристаллической решетки металлов.

Водородная связь.

Связь, которая образуется между атомов водорода одной молекулы и атомом сильно электроотрицательного элемента (O, N, F) другой молекулы, называется водородной связью.

Может возникнуть вопрос: почему именно водород образует такую специфическую химическую связь?

Это объясняется тем, что атомный радиус водорода очень мал. Кроме того, при смещении или полной отдаче своего единственного электрона водород приобретает сравнительно высокий положительный заряд, за счет которого водород одной молекулы взаимодействует с атомами электроотрицательных элементов, имеющих частичный отрицательный заряд, выходящий в состав других молекул (HF, H2O, NH3).

Рассмотрим некоторые примеры. Обычно мы изображаем состав воды химической формулой H2O. Однако это не совсем точно. Правильнее было бы состав воды обозначать формулой (H2O)n, где n = 2,3,4 и т. д. Это объясняется тем, что отдельные молекулы воды связаны между собой посредством водородных связей. Водородную связь принято обозначать точками. Она гораздо более слабая, чем ионная или ковалентная связь, но более сильная, чем обычное межмолекулярное взаимодействие. Наличие водородных связей объясняет увеличения объема воды при понижении температуры. Это связано с тем, что при понижении температуры происходит укрепление молекул и поэтому уменьшается плотность их «упаковки». При изучении органической химии возникал и такой вопрос: почему температуры кипения спиртов гораздо выше, чем соответствующих углеводородов? Объясняется это тем, что между молекулами спиртов тоже образуются водородные связи. Повышение температуры кипения спиртов происходит также вследствие укрупнения их молекул.

Водородная связь характерна и для многих других органических соединений (фенолов, карбоновых кислот и др.). Из курсов органической химии и общей биологии вам известно, что наличием водородной связи объясняется вторичная структура белков, строение двойной спирали ДНК, т. е. явление комплиментарности.



Заключение

Периодическая система Д.И. Менделеева, или таблица Менделеева, украшает каждый кабинет химии в школе, лаборатории в вузе или техникуме. Страничка с нею есть в каждом учебнике или справочнике по физике или химии.

Открытие Д.И. Менделеева, сделанное в 1869 г., имеет огромное значение для познания и развития мира, в котором мы живем. Менделеев оставил нам огромное научное наследие в различных областях человеческих знаний таких, как физика, химия, химическая технология, воздухоплавание, метеорология и др.

Менделееву удалось внести систему в химический мир элементов. Он превратил отрывочные наблюдения и опыты над веществом в строгую и стройную науку. Можно сказать, что он впервые построил науку химию.

Периодическая система элементов - главное творение гения.

В своем реферате я лишь коротко рассказала об этом великом открытии, изучила строение и историю создания Периодической системы. На мой взгляд, рассмотрение данного вопроса очень занимательно, и в свое свободное время я обязательно еще возвращусь к рассматриваемой теме.



Список использованной литературы

1. З.Е. Гольбрайх, Е.И. Маслов. Сборник задач и упражнений по химии.- М.: «Астрель» 2004

2. В.М.Таланов, Г.М.Житный "Сборник вопросов и задач по периодическому закону" 1995

3. О. С. Габриелян. Химия 8 класс -М.: «Дрофа», 2007

4. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. Учеб. для вузов - 4-е изд., испр - М.: Высш. шк., Изд. центр «Академия», 2001

5. Н. Кузьменко, В. Еремин, В, Попков. Химия. -М.: «Дрофа», 2002

6. Кукушкин, Ю. П. Строение атома и химическая связь / Ю. П. Кукушкин, Е. И. Маслов. - М.:Химия, 2000.

7. Любимова, Н. Б. Вопросы и задачи по общей и неорганической химии/Н.Б. Любимова.- М.: Высш. шк:, 1996.

8. Минкин, В. И. Теория строения молекул / В. И. Минкин, Б. Я. Симкин, Р. М. Миняев.- Ростов на/Д: Феникс, 1999.

9. Неорганическая химия / под ред. Ю. Д. Третьякова: в 3 т.т. 1. Физико-химические основы неорганической химии.- М.: Академия., 2005.

10. Спайс, Дж. Химическая связь и строение/ Дж. Спайс. М.: Мир, 1996.

Размещено на Allbest.ru

...