Билет № 1

1. Периодический закон и периодическая система химических элементов д.И. Менделеева на основе представлений о строении атомов. Значение периодического закона для развития науки.

Основной закон химии – был открыт Д.И. Менделеевым в то время когда в науке господствовало атомно-молекулярное учение, согласно которому атомы химических элементов отличаются друг от друга размерами, свойствами, массой. Именно это последнее постоянное свойство атомов Д.И. Менделеев взял за основу сравнения химических элементов. До него при попытках классифицировать химические элементы их делили по какому-либо одному признаку: либо по химическим свойствам, либо по валентности, либо по относительной атомной массе. В отличие от предшественников Д.И. Менделеев для классификации элементов использовал два основных признака – значение атомных масс и химические свойства элементов. Расположив 63 известных в то время элемента в порядке возрастания их атомных масс, Д.И. Менделеев получил ряд химических элементов, где он обнаружил периодическую повторяемость химических свойств, которая легла в основу периодического закона химических элементов.

На основе периодического закона Д.И. Менделеев составил естественную классификацию химических элементов – периодическую систему, которая отражена в таблице «Периодическая система химических элементов». Она состоит из семи периодов и восьми групп.

Важно указать, что периоды – это горизонтальные ряды таблицы, они подразделяются на малые и большие. В малых периодах находиться 2 элемента (1-й период) или 8 элементов (2-й, 3-й периоды), в больших – 18 элементов (2-й, 3- периоды) или 32 (6-й период), 7-й период еще не закончен. Каждый период начинается с типичного щелочного металла, а заканчивается типичным неметаллом (галогеном) и благородным газом.

Вертикальные столбцы называются группами элементов. Каждая группа делиться на две подгруппы: главную и побочную. Главные подгруппы включают элементы маллых и польших периодов; химические свойства их изменяются от неметаллических к металлическим (например, в главной подгруппе V группы азот – неметалл, а висмут – металл). Все элементы побочных подгрупп – переходные металлы, они образуют высшие оксиды и гидроксиды, обладающие амфотерными или даже кислотными свойствами.

Высшая валентность элементов в соединениях с кислородом, как правило, численно равна номеру группы, в которую они входят. Например, элементам подгрупп бериллия и цикла (главная и побочная подгруппы II группы) отвечает высшая валентность (II), а элементам подгруппы углерода и титана (IV группа) – высшая валентность (IV).

В конце XIX – начале XX века физики доказали, что атом является сложной частицей и чтов атоме каждого элемента присутствуют протоны, нейтроны и электроны. Протоны и нейтроны сосредоточены в ядре атома, а электроны движуться вокруг него. Атом – частица электронейтральная, т. е. не имееющая заряда. Ядро же заряжено положительно, но его заряд нейтрализуется суммарным отрицательным зарядом всех электронов. Например, если ядро атома имеет заряд +8, то вокруг него движуться 8 электронов, каждый из которых имеет заряд, равный -1.

Теория строения атома дала физическое обоснование переодическому закону, позволила объяснить его основные положения и выводы.

Эксперементально было установленн, что порядковые номера в переодической системе Д.И. Менделеева совпадают со значением зарядов ядер их атомов. Порядковый (атомный) номер химического элемента численно равен заряду ядра его атома.

С тех пор как ученные выявили смысл порядкового номера элемента, периодических закон формулируется так: свойства простых веществ, а также состав и свойства соединений химических элементов находиться в периодической зависимости от заряда ядра атомов.

Далее на основе знаний об изотопах можно объяснять, почему значения зарядов ядер атомов химических элементов периодической системы возрастают, а правильная последовательность увеличения относительной атомной массы нарушается. Для этого достаточно вспомнить, что в ядрах атомов одного и того же элемента число нейтронов может быть разным. Так, природный калий, образовывая в основном атомами его легких изотопов, а аргон – тяжелых. Поэтому атомная масса калия меньше, чем аргона, хотя порядковый номер (заряд ядра атома) калия больше.

Важно подчеркнуть, что число электронов в электронной оболочке атома равно заряду его ядра. Электроны располагаются на разном удалении от ядра, образуя электронные слои.

Число электронных слоев в атоме совпадает с номером периода, в котором находиться химический элемент.

Электронная оболочка атома каждого следующего элемента в периодической системе повторяет строение электронной оболочки предыдущего элемента, но отличается от нее на один электрон.

Переходя к объяснению периодической повторяемости свойств химических элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра, можно выписать, например, элементы 2-го и 3-го периодов, схемы строения их атомов, свойства простого вещества, формулы соединений:

2-й период
	3Li	4Be	5B	6C	7N	8O	9F	10Ne
Распределение электронов по слоям	2,1	2,2	2,3	2,4	2,5	2,6	2,7	2,8
Электронная формула	1s22s1	1s22s2	1s22s22p1	1s22s22p2	1s22s22p3	1s22s22p4	1s22s22p5	1s22s22p6
Свойства простого вещества	Металл (щелочной)	Переходный металл	неметалл	неметалл	неметалл	неметалл	Неметалл (галоген)	Инертный газ
Формула высшего оксида и характер его свойств	Li2O (осн.) Na2O	BeO(амф.) MgO(осн.)	B2O3 (кисл.) Al2O3 (амф.)	CO2 (кисл.) SiO2 (кисл.)	N5O5 (кисл.) P2O5 (кисл.)	-	OF2	-
Формула высшего гидроксида и характер его свойств	Li(OH) (осн.) NaOH (осн.)	Be(OH)2 (амф.) Mg(OH)2 (осн.)	H3BO3 (кисл.) Al(OH)3 (амф.)	H2CO3 (кисл.) H2SiO3 (кисл.)	HNO3 (кисл.) H3PO4 (кисл.)	- H2SO4 (кисл.)	- HClO4 (кисл.)	- -
3-й период
	11Na	12Mg	13Al	14Si	15P	16S	17Cl	18Ar
Распределение элементов по слоям	2, 8, 1	2, 8, 2	2, 8, 3	2, 8, 4	2, 8, 5	2, 8, 6	2, 8, 7	2, 8, 8
Электронная формула	1s22s22p63s1	1s22s22p63s2	1s2…3s23p1	1s2…3s23p2	1s2…3s23p3	1s2…3s23p4	1s2…3s23p5	1s2…3s23p6

На примере элементов 2-го и 3-го периодов записано строение атомов этих элементов (ученик по желанию может использовать схему распределения электронов по слоям или электронную формулу) и зависимость свойств простых веществ и соединений этих элементов от строения атомов. это позволит сделать важнейший вывод о том, что свойства химических элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра, изменяются периодически повторяется сходное строение внешнего электронного слоя атомов электронов.

Изменение свойств элементов в пределах одного периода можно объяснить постепенным увеличением числа электронов на внешнем слое атомов, а в группах – одинаковым числом электронов внешнего слоя. Появление нового внешнего электронного слоя – причина резкого скачка в свойствах при переходе от инертного элемента к щелочному металлу.

В заключение важно подчеркнуть значение периодического закона – гениального открытия Д.И. Менделеева уже хотя бы по тому, что в то время представления о молекулах и атомов начинали только формироваться. Периодический закон положил начало современному этапу развития химии. С его открытием появились возможности предсказывать новые элементы и описывать их свойства, а три из них – галлий, скандий и германий – Д.И. Менделеев не только предсказал, но и дал точное описание их свойств. В настоящее время в периодической системе уже 116 элементов, как найденных в природе, так и полученных искусственно.

С помощью периодического закона были исправлены атомные массы и уточнены валентности некоторых элементов; закон отражает взаимность элементов и взаимообусловленность их свойств.

Периодический закон подтвердил наиболее общие законы развития природы, открыл путь к познанию строения атома.