Гіпермаркет Знань>>Хімія>>Хімія 8 клас>>Структура періодичної системи. Поняття про радіус атома

СТРУКТУРА ПЕРІОДИЧНОЇ СИСТЕМИ

Існує понад 500 різних видів зображення періодичної системи — у вигляді таблиць, графіків, схем тощо. Найпоширенішими є табличні варіанти. Один із них ти вже знаєш. Це — короткоперіодний варіант, або коротка форма періодичної системи. Використовується ще довгоперіодний варіант, або довга форма періодичної системи. Він також був розроблений Д. І. Менделєєвим.
Нині у світі великого поширення набула довга форма. Вона дедалі стає популярнішою, оскільки краще узгоджується з будовою атомів хімічних елементів. Але за своєю суттю і коротка, і довга форми періодичної системи в цілому ідентичні (тотожні, рівнозначні). Вони доповнюють одна одну. Але в їх структурі є деякі відмінності.
У довгій формі періоди займають лише одну горизонталь, на два ряди не поділяються. Ліворуч розміщуються s-елементи (позначені рожевим кольором), в атомах яких заповнюються s-орбіталі (порівняй з короткою формою періодичної системи). Праворуч розміщуються р-елементи (позначені жовтим кольором). У s- і р-елементів забудовується зовнішній енергетичний рівень.
У середній частині періодів розміщуються перехідні елементи (синій колір), в атомах яких заповнюються d-орбіталі передзовнішнього рівня.
Родини лантаноїдів та актиноїдів (зелений колір) — це f-елементи. В їх атомах заповнюється третій ззовні рівень. Як правило, ці родини виносять за межі таблиці, як у короткій, так і в довгій формах. Відмінність у послідовності заповнення енергетичних рівнів (зовнішніх і розміщених глибше) пояснює причину різної довжини періодів.

Яка ж структура короткої форми періодичної системи? Основними структурними одиницями є періоди і групи.

Період — це горизонтальний ряд хімічних елементів, розміщених у порядку зростання їх відносних атомних мас, що починається лужним металом і закінчується інертним газом.

• Визнач за періодичною системою, які періоди є винятком з цього правила (чому?).

Усього періодів сім. Із них перші три — малі періоди, бо кожний складається з одного ряду хімічних елементів. Починаючи з четвертого, ідуть великі періоди (кожний складається з двох рядів). Усього рядів десять. Кожний період містить певне число хімічних елементів:
1- й період (малий) — 2 елементи;
2- й період (малий) — 8 елементів;
3- й період (малий) — 8 елементів;
4- й період (великий) — 18 елементів;
5- й період (великий) — 18 елементів;
6- й період (великий) — 32 елементи;
7- й період (великий) — досі ще не завершений, містить поки що 24 елементи.

Мал. 17. Групи.
Група — це вертикальний стовпчик, в якому один під одним розміщені подібні за властивостями хімічні елементи.

Усього груп вісім. Кожна з них поділяється на дві підгрупи: А — головну, до складу якої входять елементи малих періодів (типові) і Б — побічну, яка складається тільки з елементів великих періодів, вони є неповними аналогами типових елементів і навіть можуть дуже відрізнятися від них за властивостями. Так, сьома група складається з головної підгрупи — Флуор, Хлор (типові елементи) та їх аналоги — Бром, Йод, Астат, і побічної, до складу якої входять елементи тільки великих періодів — Манган,
Технецій, Реній. Елементи головної підгрупи — активні неметали, а елементи побічної — метали.

ПОНЯТТЯ ПРО РАДІУС АТОМА

Тобі вже відомо, що в періодах у міру зростання заряду ядра атомів елементів послідовно змінюється структура зовнішнього енергетичного рівня (кількість валентних електронів). Саме з цим пов'язана зміна властивостей елементів, тобто тих ознак, які становлять їх відмінну особливість. Такими ознаками можуть бути радіус атома, електронегативність, металічний або неметалічний характер елемента та його сполук тощо.

Мал. 18. Порівняльний розмір йонів

Радіус атома. У періодах із зростанням зарядів ядер атомів елементів притягання ядром електронної оболонки посилюється — відбувається своєрідне «стискання» їх, і радіус атомів і йонів зменшується (мал. 14). Наприклад, у разі переходу від Літію до Неону заряд ядра поступово збільшується (від +3 до +10), що зумовлює зростання сил притягання електронів до ядра. Розміри атомів при цьому зменшуються. Тому на початку періодів розміщуються елементи, в яких невелике число валентних електронів (на зовнішньому енергетичному рівні) і великий радіус атома. А в групах навпаки: зі збільшенням кількості енергетичних рівнів радіус атома збільшується.

У періодах із зростанням протонного числа радіус атомів елементів зменшується, а в групах (головних підгрупах) — збільшується.
Зрозуміло, чим більший радіус атома, тим далі від ядра перебувають валентні електрони і тим слабкіше вони зв'язані з ядром, отже, легше від нього відриваються. Така структура атома характерна для елементів-металів.

• Схарактеризуй електронну будову атомів елементів, розміщених у періодичній системі на- І прикінці періодів, наприклад 2-го чи 3-го. До яких родин елементів вони мають належати?

Електронегативність. Відносна легкість відривання електронів є головною особливістю елементів з металічними властивостями. Атоми металів порівняно легко віддають валентні електрони і не можуть приєднувати їх для добудови свого зовнішнього енергетичного рівня до його завершення. В цьому разі говорять, що для атомів металів електронегативність не характерна.
Електронегативністю елемента називають властивість його атомів відтягувати на себе електронну густину (порівняно з іншими елементами сполуки).
Чим вище електронегативність елемента, тим яскравіше виявлені у нього неметалічні властивості. За зниженням електронегативності елементи розміщуються у такий ряд:

F > O > N > Cl > Br > S > P > C > H > Si > Al > Mg > Ca > Na > K > Cs

Мал. 19.  Лайнус Карл Полінг.
Лайнус Карл Полінг (1901—1994)
Американський фізик і хімік, громадський діяч, академік Національної академії наук США. Автор перших фундаментальних досліджень із застосування квантової механіки до вивчення хімічного зв'язку. Досліджував структуру білків, імунохімію, молекулярну генетику. Розрахував величини йонних радіусів, сформулював загальні правила утворення йонних кристалічних структур, пояснив напрям-леність валентностей. Виступав проти випробування ядерної зброї. Учасник руху прихильників миру в США. Лауреат Нобелівської премії з хімії (1954), Нобелівської премії миру (1962), Міжнародної Ленінської премії (1970)

Отже, найбільша здатність до притягання електронів у Флуору, а найменша — у Цезію.
Уперше шкалу електронегативностей елементів розробив американський хімік Лайнус Полінг (1932 p.). Він виявив загальну тенденцію зміни електронегативностей елементів у періодичній системі:

у періодах електронегативність елементів зростає зліва направо, а в групах — знизу вгору.

Як пояснити таку закономірність? Вона пояснюється тим, що в періодах у міру зростання зарядів ядер атомів кількість валентних електронів збільшується, радіус атомів зменшується, а їх здатність до приєднання електронів, яких не вистачає до завершення зовнішнього рівня, зростає. Отже, електронегативність збільшується. А в головних підгрупах навпаки: радіус атомів зростає, зв'язок валентних електронів з ядром послаблюється і приєднання нових електронів утруднюється, тобто електронегативність зменшується.
Зміна металічних і неметалічних властивостей елементів. Металічний або неметалічний характер елемента залежить від електронної будови його атома.
Розглянемо, наприклад, елементи 3-го періоду. Зверни увагу, як закономірно змінюється електронна конфігурація їх атомів.

Мал. 20. Елементи третього періоду.
В атомах елементів від Na до Аl на зовнішньому рівні мало електронів (1, 2, 3). Радіус атомів зменшується. Отже, зв'язок зовнішніх електронів з ядром поступово посилюється за рахунок притягання до ядра, і здатність атомів віддавати ці електрони зменшується. Це означає, що металічні властивості елементів від Na до Аl послаблюються (Алюміній — перехідний елемент). Неметалічні ж властивості навпаки посилюються від Силіцію до Фосфору і Сульфуру. Найяскравіше вони виражені у Хлору — галогену. Це пояснюється тим, що зростає кількість електронів зовнішнього рівня, радіус атомів зменшується, отже, притягання до ядра посилюється й посилюється електронегативність, тобто здатність до приєднання електронів. А це означає, що неметалічні властивості посилюються.

Завершується 3-й період інертним елементом Аргоном, який повторює головним чином властивості Неону. В атомі Аргону зовнішній енергетичний рівень (8 електронів) так само завершений. Тому при переході до наступного періоду властивості елементів різко змінюються, і 4-й період знову починається лужним металом Калієм, який повторює переважно властивості Натрію.
Відповідно змінам електронної будови зовнішнього енергетичного рівня закономірно змінюється значення вищої валентності елементів, отже, й склад їх оксидів:

Виконай   лабораторні досліди.
У дві пробірки налий розчини натрій гідроксиду і сульфатної кислоти, до кожної додай по 2 краплі метилоранжу. До першої пробірки додавай краплинами розчин кислоти, до другої — лугу. Що спостерігаєш? Чому? Напиши рівняння виконаних реакцій і зроби висновок про характер гідратів оксидів Na і S(VI).
У пробірку налий розчин алюміній хлориду і додавай краплинами розчин лугу до утворення драглистої маси. Вміст пробірки розділи на дві частини. До першої додай розчин кислоти, до другої — лугу. Що спостерігається? Який висновок про характер алюміній гідроксиду можна зробити?
Отже, так само можна простежити й зміну характеру гідратів оксидів, що відповідають вищій валентності елементів:


ВИСНОВКИ
Розміри атомів визначаються зарядом ядра і будовою електронної оболонки. Ось чому зміна радіусів атомів зі збільшенням протонного числа мас чітко виражений періодичний характер. У періодах радіус атомів поступово зменшується, а в головних підгрупах — збільшується.
Електронегативність характеризує здатність атома будь-якого елемента в хімічній сполуці притягувати електрони на свою електронну оболонку.
Властивості хімічних елементів, розміщених у порядку зростання заряду ядра, змінюються періодично: у межах періоду металічні властивості елементів поступово послаблюються, а неметалічні — посилюються; основні властивості оксидів і гідроксидів елементів поступово послаблюються, а кислотні — посилюються. У головних підгрупах елементів навпаки.
Властивості хімічних елементів періодично повторюються, оскільки періодично повторюється будова зовнішніх енергетичних рівнів у їх атомах.

Завдання для самоконтролю
1. Поясни причину періодичності в зміні властивостей хімічних елементів, розміщених у порядку зростання заряду ядра їх атомів.
2. Як пояснити з погляду теорії будови атома зміну властивостей елементів у періодах від металічних до неметалічних?
3. Як пояснити хімічну пасивність інертних газів?
4. Наведи приклади періодично повторюваних явищ, які відомі тобі в результаті вивчення інших предметів.
5. Хімічні елементи Н, О, F, S, Р розмісти у порядку зростання їх електронегатив-ності.
6. Зростання атомних радіусів спостерігається в ряду елементів
(а) Na, Mg, Al, Si;     (в) О, S, Se, Те;
(б) C, N, О, R           (г) l, Br, CI, F.
7. Максимальний радіус атома має елемент
(a) Be;  (б) Mg;  (в) Са;  (г) Ra.
8. Найінтенсивніше реагуватимуть між собою
(а) Fe і Р;    (в) Na і СІ₂;
(б) Bi i Br₂;   (г) Аu і I₂.
9. Серед наведених електронних конфігурацій атома Оксигену неправильною є

Мал. 21. Електронні конфігурації атома.
10. Характеристики атомів елементів, що перебувають у періодичній залежності від заряду ядра, — це
(а) маса;   (в) валентність;
(б) радіус; (г) металічні та неметалічні властивості.

Додаткові завдання
11. Скільки завершених енергетичних рівнів міститься в атомах елементів з протонними числами: а) 5; б) 12; в) 18? Відповідь поясни.
12. Елементи розміщені у порядку зростання електронегативності в ряду
(а) F,CI,Br,l;         (в) C, N, О, R
(б) Li, Na, К, Rb;   (г) О, S, Se, Те.
13. Формула вищого оксиду елемента із величиною заряду ядра +24 — це

(а) ЕО;  (б) Е₂О₇;  (в) ЕО₃; (г) Е₂О₃.

14. Формула гідрогенної сполуки елемента з протонним числом +32 — це

(а) ЕН;  (б) ЕН₂;  (в) ЕН₃;  (г) ЕН₄.

15*. Знаючи протонні числа елементів 8, 13, 18, але не користуючись періодичною системою, напиши електронні формули цих елементів і визнач їх хімічний характер.

16*. Елемент зі скороченою електронною конфігурацією незбудженого стану атома ...3d¹4s²
(а) метал;
(б) розміщується у 3-му періоді;
(в) розміщується у головній підгрупі III групи;
(г) має валентність 3.

17*. Кислотні властивості сполук, формули яких наведені нижче, зростають уряду
(а) N₂О₅, Р₂О₅, As₂О₅;      (в) H₂SeО₃, H₂SО₃, H₂SО₄;
(б) HF, HBr, HI;                  (г) Al₂О₃, P₂О₅, Cl₂О₇.

18*. Елемент із протонним числом 114 повинен мати хімічні властивості, подібні до властивостей
(а) Платини Pt;   (в) Плюмбуму РЬ;
(б) Арсену As;    (г) Меркурію Нg.

Н.М. Буринська, Хімія, 8 клас
Вислано читачами інтернет-сайту

_{Підручник з хімії для 8 класу, хімія в школі, підручники та книги безкоштовно}

Зміст уроку
 конспект уроку і опорний каркас                      
 презентація уроку 
 акселеративні методи та інтерактивні технології
 закриті вправи (тільки для використання вчителями)
 оцінювання 

Практика
 задачі та вправи,самоперевірка 
 практикуми, лабораторні, кейси
 рівень складності задач: звичайний, високий, олімпійський
 домашнє завдання 

Ілюстрації
 ілюстрації: відеокліпи, аудіо, фотографії, графіки, таблиці, комікси, мультимедіа
 реферати
 фішки для допитливих
 шпаргалки
 гумор, притчі, приколи, приказки, кросворди, цитати

Доповнення
 зовнішнє незалежне тестування (ЗНТ)
 підручники основні і допоміжні 
 тематичні свята, девізи 
 статті 
 національні особливості
 словник термінів                          
 інше 

Тільки для вчителів
 ідеальні уроки 
 календарний план на рік 
 методичні рекомендації 
 програми
 обговорення

Если у вас есть исправления или предложения к данному уроку, напишите нам.

Если вы хотите увидеть другие корректировки и пожелания к урокам, смотрите здесь - Образовательный форум.