Реферат на тему:

Періодичний закон і періодична cистема елементів Д.Менделєєва. Будова атому. Хімічний зв‘язок.

Зміст

1.    Формулювання періодичного закону та структура періодичної системи

2.    Характеристика хімічних елементів за їх положенням у періодичній таблиці

3.    Основи сучасної теорії будови атома

4.    Сполучення атомів у молекули. Хімічний зв‘язок

1.    Періодичний закон і періодична таблиця елементів

Періодичний закон хімічних елементів і його графічне відображення – періодична таблиця – є сучасною основою для вивчення властивостей елементів та їх сполук. Перше формулювання закону було таким: властивості елементів та їх сполук перебувають у періодичній залежності від величини атомної ваги елементів (Д.Менделєєв, 1869 р.). З часом формулювання закону змінювалось і в сучасному викладенні читається так: властивості хімічних елементів та їх сполук перебувають у періодичній залежності від величини заряду ядер їх атомів (порядкового номера або протонного числа). Періодична таблиця побудована за зростанням порядкових номерів елементів і поділяється на горизонтальні періоди і вертикальні групи відповідно з тим, що елементи періодично утворюють однотипні форми сполук, мають одакову валентність. Всього відомо 7 періодів і 8 груп елементів.

         Період – це сукупність (ряд) хімічних елементів, побудований в порядку зростання заряду ядер атомів, який починається (крім першого) активним лужним металом і закінчується благородним газом. Періоди діляться на малі і великі. Малі періоди: 1, 2, 3,- мають відповідно 2, 8, 8 елементів. Великі періоди: 4, 5, 6, - мають відповідно 18, 18, 32  елементів. 7 великий період незавершений.

         У періоді зліва направо спостерігається зменшення металічних властивостей елементів і зростання неметалічних. Останні члени ряду – благородні гази, хімічно мало активні.

         За подібністю хімічних властивостей елементи в таблиці поділяються на 8 груп, які складаються з двох підгруп: головної і побічної. Головні підгрупи містять  елементи малих і великих періодів, наприклад, головна підгрупа І -ої групи складається з елементів  H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr;  головна підгрупа ІV-ої групи – з  C, Si, Ge, Sn, Pb;  головна підгрупа VII-ої групи – з F, Cl, Br, I, At.  До побічних підгруп входять елементи тільки великих періодів: 4, 5, 6, 7, - які мають металічні властивості. Наприклад, побічна підгрупа І-ої групи складається з металів:  Cu, Ag, Au;  побічна підгрупа ІІІ-ої групи –  Sc, Y, La, Ac;  побічна підгрупа VІ-ої групи –  Сr, Mo, W.

2. Характеристика хімічних елементів за їх положенням у періодичній таблиці

         Знаючи місце елемента в періодичній таблиці: порядковий номер, період, групу, підгрупу, - можна досить чітко визначити деякі його властивості. По-перше, якщо елемент знаходиться на початку періоду, в І, ІІ, ІІІ групах, він має металічні властивості, якщо в кінці періоду – неметалічні властивості. Всі елементи побічних підгруп є металами. Можна також визначити атомну масу, густину, температуру плавлення та інше як середнє аріфметичне від відповідних костант його чотирьох “сусідів” ліворуч, праворуч, зверху, знизу. Наприклад, атомна маса селену

                   А_Se = (75 + 80 + 32 + 128) / 4 = 78,7,

що дуже близько до табличної (78,96).  

         Номер головної підгрупи дозволяє визначити валентність елемента за киснем  і за воднем, як показано в темі 1. Наприклад, для елемента V- групи головної підгрупи № 33 миш‘яку As валентність за киснем дорівнює  ІІІ або V; валентність за воднем: (8 - № групи) = 8 – 5 = 3 (ІІІ) в сполуках As₂O₃,  As₂O₅;  AsH₃.

         У VIII групі знаходяться трiади елементів: Fe, Co, Ni;  Ru, Ro, Pd;  Os, Ir, Pt;  які дуже схожі за фізичними і хімічними властивостями і називаються родинами: родина заліза, родина платини та ін. Також дуже схожі за властивостями елементи – лантаноїди і актиноїди, які розміщуються внизу таблиці.

         Періодичний закон і система елементів зробили великий вплив на розвиток хімії. Наприклад, видатні вчені В.Вернадський і О.Ферсман показали тісний зв‘язок між геохімічними властивостями елементів – їх поширеністю у земній корі, міграцією та інше – і періодичним законом. Велике значення має він для розвитку ядерної хімії та синтезу нових позауранових елементів, сучасної теорії сплавів, теорії каталізу. Велике філософське значення закону у пізнанні всесвіту. 

3. Основи сучасної теорії будови атома

         Всі елементи побудовані з атомів, які складаються з позитивно зарядженого ядра і електронів і відрізняються атомною масою. Маса атома складається з маси протонів ⁺₁ р і нейтронів  ⁰₁n. Число протонів дорівнює порядковому номеру елемента в таблиці і числу електронів навколо ядра. Число нейтронів можна визначити, якщо від атомної маси відняти число протонів.

         При хімічних реакціях cклад ядра атомів залишається сталим, змінюються тільки електронні оболонки. Тому для розуміння хімічної поведінки елементів треба знати будову електронних шарів їх атомів. Електронні шари на різних відстанях від ядра розрізняються енергією, утворюють енергетичний рівень. Число енергетичних рівнів в атомі дорівнює  номеру періода, в якому знаходиться елемент, тобто всього відомо 7 енергетичних рівнів. Наприклад, елементи І-ого періоду мають один енергетичний рівень, другого – два, третього – три  і т.д. до семи. Максимальне число електронів, яке може бути у тому чи іншому енергетичному рівні, дорівнює 2, 8, 18, 32, - і визначається за формулою N_e = 2 n² , де n – головне квантове число або номер періоду.

  Енергетичні рівні діляться на підрівні. Всього відомо 4 енергетичних підрівня, які позначаються літерами s, p, d, f. Емність підрівнів: s², p⁶, d¹⁰, f¹⁴. Число електронів на останньому зовнішньому підрівні дорівнює номеру групи в таблиці. Ці електрони називаються зовнішніми або валентними, вони беруть участь в утворенні хімічних зв‘язків з іншими атомами. Наприклад, атом магнію Mg, який знаходиться в 3-ому періоді і ІІ-ій групі, порядковий номер 12, має 12 електронів, які розташовані на трьох енергетичних рівнях по 2, 8, 2 електрона. Зовнішніми є два електрони третього періоду, вони знаходяться на підрівні s.

Взагалі для будь-якого атома в таблиці порядок заповнення енергетичних рівнів і підрівнів має вигляд  1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶ 4s²3d¹⁰4p⁶ 5s²4d¹⁰5p⁶ 6s²4f¹⁴5d¹⁰6p⁶ 7s²5f¹⁴6d¹⁰… З цього ряду видно, що елементи побічних підгруп в 4, 5, 6,7 періодах є d¹⁰- елементами – металами;  лантаноїди і актиноїди – 4 f¹⁴ та 5f¹⁴ – елементами. Кожний період починається двома s – елементами – активними металами, а закінчується шістьма р-елементами - амфотерними металами і неметалами.

За допомогою електронних формул можна записати електронну структуру будь-якого атома. Наприклад, електронна формула атома сірки, порядковий номер 16, має вигляд 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴. Електронна формула атома заліза, порядковий номер 26, буде 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶.

         Розподіл електронів на підрівнях можна зобразити за допомогою квантових комірок □. Кожна квантова комірка може бути зайнята двома спареними електронами. Тому для s-підрівня буде одна комірка,  для р-підрівня три комірки, для d- підрівня п‘ять комірок і для f- сім. Неспарені електрони в комірках і є валентними, вони беруть участь в утворенні зв‘язку. Наприклад, атом літію має 3 електрони: 1s²2s¹;  дві квантові комірки □ □ ; один неспарений електрон на підрівні 2s¹ ; має валентність (І).

4. Сполучення атомів у молекули. Хімічний зв‘язок

         Неспарені зовнішні електрони мають найбільшу енергію, є найбільш рухливими і можуть взаємодіяти із зовнішніми електронами інших атомів. Головною умовою такого об‘єднання є зниження енергії в системі та утворення хімічного зв‘язку. При цьому неспарені електрони можуть об‘єднуватись у просторі між ядрами атомів або повністю переходити від одного атома до іншого;  утворюється ковалентний або іонний зв’язок. Ковалентний  зв’язок поділяється на неполярний і полярний. Неполярний ковалентний зв’язок утворюється між атомами одного і того ж елемента, спільна електронна пара знаходиться в просторі між ядрами на однаковій відстані від них, наприклад, у молекулах H₂, O₂, N₂, Cl₂. Ковалентний полярний зв‘язок буде в молекулах, утворених атомами різних неметалів, спільна електронна пара зміщена до більш електронегативного атома, наприклад, у молекулах HCl, HF, H₂O, H₂S. Значення електронегативності всіх елементів можна знайти в таблицях.

         Іонний тип зв’язку може бути в молекулах, які утворені активними лужними та лужноземельними металами та активними неметалами, наприклад, галогенами:  KCl,  NaF, CaF₂, BaCl₂  та ін. В таких молекулах об’єднані не атоми, а іони елементів:  K⁺Cl^-,  Na⁺F^-,  Ca²⁺F₂^-,  Ba²⁺Cl₂^- . При розчиненні у воді вони розкладаються на іони, проводять електричний струм. Валентні електрони повністю передаються від атома металу до атома неметалу.

         Існують й інші типи хімічого зв’язку. В масі металу між атомами утворюється металічний зв’язок, ознакою якого є спільність всіх валентних електронів для всіх атомів. Завдяки такому зв’язку метали добре проводять електричний струм і тепло. є пластичними, легко куються і прокатуються.

         Між молекулами води виникають додаткові зв’язки, які називаються водневими. При замерзанні води водневі зв’язки фіксуються в просторі, тому густина льоду менша за густину рідкої води: лід плаває на поверхні, водойми не промерзають до дна, життя не припиняється.