Периодический закон Д.И. Менделеева. Химическая связь и ее типы презентация

План лекции 1. Сущность периодического закона. Причина периодической повторяемости химических свойств и количественных характеристик атомов с увеличением зарядов их ядер. 2. Строение периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Характер и причины изменения металлических и неметаллических свойств, радиусов, энергии ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности атомов в периодах и группах периодической системы. 3. Электронные s-, p-, d- и f – семейства. 4. Основные типы химической связи (ковалентная, ионная, металлическая, водородная), механизм их образования и свойства.

Периодическая таблица Д.И. Менделеева

Периодический закон "Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости (или, выражаясь алгебраически, образуют периодическую функцию) от величины атомных весов элементов».

Периодический закон сегодня: "Свойства химических элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра". Заряд ядра атома определяет число электронов. Электроны заселяют атомные орбитали таким образом, что строение внешней электронной оболочки периодически повторяется. Это выражается в периодическом изменении химических свойств элементов и их соединений.

Периодическая система химических элементов Периодическая система химических элементов - естественная классификация химических элементов, являющаяся табличным выражением периодического закона Д.И. Менделеева. Прообразом Периодической системы химических элементов послужила таблица, составленная Д.И. Менделеевым 1 марта 1869 г. В 1870 г. Менделеев назвал систему естественной, а в 1871 г. - периодической. Формы периодической таблицы: короткопериодная, длиннопериодная

Периодичность Периодичность – это повторяемость химических и физических свойств элементов и их соединений по определенному направлению периодической системы при изменении порядкового номера элементов. Виды периодичности: вертикальная, горизонтальная.

Энергия ионизации Энергия (потенциал) ионизации атома Ei - минимальная энергия, необходимая для удаления электрона из атома: Х = Х+ + е−; Ei Значения Ei (кДж/моль): H 1312,1 K 418,7 F 1680,8 He 2372 Rb 403,0 Cl 1255,5 Ne 2080 Cs 375,7 Br 1142,6 Ar 1520

Сродство к электрону Сродство атома к электрону Ee – способность атомов присоединять добавочный электрон и превращаться в отрицательный ион. Мерой сродства к электрону служит энергия, выделяющая при присоединении электрона к нейтральному атому, при этом: Х + е− = Х− ; Ee Значения Ee (кДж/моль) F −345,7 Cl −366,7

Электроотрицательность

Периодическая таблица Д.И. Менделеева

Периодичность Вертикальная периодичность заключается в повторяемости свойств химических элементов в вертикальных столбцах Периодической системы и обусловливает объединение элементов в группы. Элементы одной группы имеет однотипные электронные конфигурации. Горизонтальная периодичность заключается в появлении максимальных и минимальных значений свойств простых веществ и соединений в пределах каждого периода.

П.3 Электронные s-,p-,d и f- семейства это связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атома; от того, какой энергетический подуровень заполняется последним, различают 4 электронных семейства: s-, p-, d- и f. S-Элементы – семейство химических элементов, у которых при заполнении электронных подуровней последний электрон заполняет s-подуровень внешнего энергетического уровня. Это главные подгруппы I и II групп. ns1,2; (n=1-7). 14 s-элементов. Р-Элементы – семейство химических элементов, у которых при заполнении электронных подуровней последний электрон заполняет р-подуровень внешнего энергетического уровня. Это элементы главных подгрупп III – VIII групп. ns2nр1-6 . (n=2-7). 36 р-элементов. d-Элементы – заполняется d-подуровень предвнешнего уровня. Это элементы побочных подгрупп; входят в 4-7 периоды. ns2(n-1)d1-10 ; (n=4-7). 40 d-элементов. f- Элементы – заполняется f-подуровень предпредвнешнего уровня (3-ий снаружи). Это элементы 6 и 7 периодов, соответственно, лантаноиды: № 58 (церий) - №71(лютеций) и актиноиды: №90 (торий) - №103 (лоуренсий). ns2(n-2)f1-14; (n=6,7). 28 f- элементов

п.3. Основные типы химической связи (ковалентная, ионная, металлическая, водородная), механизм их образования и свойства. Под химической связью понимают такое взаимодействие атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы

Ковалентная химическая связь это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар

Механизмы образования ковалентной связи: обменный и донорно-акцепторный Обменный механизм

Способ перекрывания электронных орбиталей: - и - связи

Полярность ковалентной связи степень смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов

Кратность ковалентной связи число общих электронных пар, связывающих атомы

Донорно-акцепторный механизм

Гибридизация атомных орбиталей Гибридизация – это выравнивание (усреднение) энергетических и геометрических характеристик атомных орбиталей разных подуровней при образовании химических связей.

Примеры гибридизации (sp)

Примеры гибридизации (sp2)

Примеры гибридизации (sp3)

Ионная химическая связь это связь, образовавшаяся за счет электростатического притяжения катионов к анионам

Водородная связь Химическая связь между положительно поляризованными атомами водорода одной молекулы (или ее части) и отрицательно поляризованными атомами сильно электроотрицательных элементов, имеющих неподеленные электронные пары (F, О, N и реже С1 и S) другой молекулы (или ее части) O H…..O H…..O H…. H H H

Металлическая связь связь в металлах и сплавах, которую выполняют относительно свободные электроны между ионами металлов в металлической кристаллической решетке