Лекция по химии №2

Лекция по общей химии №2

Конспект  лекции по общей химии составлен в соответствии с программой учебной дисциплины Химия, которая является частью программы среднего (полного) общего образования, реализуемого в рамках СПО с учетом профиля получаемого профессионального образования.

Конспект  лекций по органической  химии предназначен для использования учащимися с целью самостоятельного изучения предмета, коррекции знаний, при повторении и подготовке к итоговой контрольной работе.

Тема: Периодический закон. Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева – основа современной химии.

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.

Открытие Д. И. Менделеевым Периодического закона

В основу своей работы по классификации химических элементов Д. И. Менделеев положил два их основных и постоянных признака: величину атомной массы и свойства. Сопоставляя эти сведения, ученый составил естественные группы сходных по свойствам элементов, сравнение

которых между собой показало, что даже элементы несходных групп имеют объединяющие их признаки. Ученый выделил периоды, в которых свойства химических элементов и образованных ими веществ закономерно изменяются. Рассмотрим эти изменения, используя современные термины.

1.                 Металлические свойства простых веществ, наиболее ярко выраженные у щелочных металлов, ослабевают и сменяются неметаллическими, которые наиболее ярко выражены у галогенов.

2.                 Значение степени окисления атомов элементов в высших оксидах возрастает от +1 до +7 (+8 только для Os и Ru).

3.                 Значение степени окисления атомов элементов в гидридах (соединениях металлов с водородом) и в летучих водородных соединениях возрастает сначала от +1 до +3 и затем от –4 до –1. Например:

+1	+2	+3	–4	–3	–2	–1
LiH →	BeH2 →	BH3 →	CH4 →	NH3 →	H2O →	HF

4.                 Основные оксиды элементов начала периода сменяет амфотерный оксид и далее – кислотные, свойства которых усиливаются:

Na2O    →    MgO	→    Al2O3    →	SiO2    →	P2O5    →    SO3	→    Cl2O7    →
основные оксиды	амфотерный оксид		кислотные оксиды

5.Гидроксиды-основания через амфотерный гидроксид сменяются

все более сильными кислотами. Например:

NaOH →	Mg(OH)2 →	Al(OH)3 →	Н2SiO3 →	Н3РО4 →	H2SO4 →	HClO4
щелочь	основание	амфотер- ный гидроксид	слабая кислота	кислота средней силы	сильная кислота	очень сильная кислота

На основании этих наблюдений Д. И. Менделеев сформулировал Периодический закон, который в соответствии с принятой в настоящее время терминологией звучит так:

Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от их относительных масс.

Днем рождения великого закона считается 1 марта 1869 г.

Периодический закон и строение атома

Формулировка закона, данная Д. И. Менделеевым, не могла быть точной и полной с современной точки зрения, так как она соответствовала состоянию науки на тот период времени, когда не было известно строение атома. Поэтому новые научные открытия вступили с ней в противоречие.

Так, были открыты изотопы. Изотопы – разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа. Сумму чисел протонов и нейтронов в ядре атома называют массовым числом и обозначают буквой A. Очевидно, что ядра изотопов одного химического элемента имеют одинаковое число протонов, но различаются числом содержащихся в них нейтронов. Следовательно,

химический элемент – это вид атомов, характеризующихся одинаковым зарядом ядра, то есть содержащих одинаковое число протонов.

Изотопы известны для всех химических элементов. В природе большинство их существует в виде смеси изотопов. Относительная атомная масса элемента равна среднему значению относительных атомных масс всех его природных изотопов с учетом их распространенности.

Данные об изотопах некоторых химических элементов приведены в таблице 1, указаны их массы и процентное содержание в природе (по массе).

В таблице Периодической системы под символами химических элементов приведены средние значения их относительных атомных масс. Их можно рассчитать, зная массовое число каждого изотопа и массовую долю его в природной смеси. Так,

A_r(Cl) = 35 ∙ 0,75 + 37 ∙ 0,25 = 35,5

Элемент	Изотоп	Распространенность в природе (в % по массе)
Хлор	35Cl	75
	37Cl	25
Железо	54Fe	5,8
	56Fe	91,7
	57Fe	2,2
	58Fe	0,3
Бром	79Br	50,0

Таблица.1. Изотопы некоторых химических элементов

Наличие изотопов доказывает, что свойства химических элементов определяются не столько их атомной массой, как предполагал Д. И. Менделеев, сколько зарядом атомных ядер. Этим и объясняется положение в Периодической системе четырех пар элементов, размещенных с нарушением принципа возрастания относительных атомных масс:

₁₈Ar (39,948) – ₁₉K (39,102)
₂₇Со (58,933) – ₂₈Ni (58,71)
₅₂Те (127,60) – ₅₃I (126,904)
₉₀Th (232,038) – ₉₁Pa (231)

Впервые физический смысл порядкового (атомного) номера раскрыл голландец Ван-ден-Брук, который теоретически доказал, что порядковый номер химического элемента равен заряду ядра его атома. Открытие изотопов и закономерность Ван-ден-Брука–Мозли позволили дать другое, современное определение Периодического закона:

Свойства химических элементов и образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер

Периодическая система химических элементов и строение атома

Таблица Периодической системы химических элементов графически отображает Периодический закон. Каждое число в ней характеризует какую-либо особенность в строении атомов:

1.                 порядковый (атомный) номер химического элемента указывает на заряд его атомного ядра, то есть на число протонов, содержащихся в нем, а так как атом электронейтрален, то и на число электронов, находящихся вокруг атомного ядра. Число нейтронов определяют по формуле

N = A – Z,

где A – массовое число, Z – порядковый номер элемента;

2.                 номер периода соответствует числу энергетических уровней (электронных слоев) в атомах элементов данного периода;

3.                 номер группы соответствует числу электронов на внешнем уровне для элементов главных подгрупп и максимальному числу валентных электронов для элементов побочных подгрупп.

В периоде с увеличением зарядов атомных ядер элементов (слева направо) металлические свойства ослабевают, а неметаллические усиливаются в силу того, что:

1.     возрастает число электронов на внешнем уровне атома;

2.     число энергетических уровней в атомах в пределах периода остается постоянным;

3.     уменьшается радиус атомов.

В группах (главная подгруппа) с увеличением зарядов атомных ядер элементов (сверху вниз) металлические свойства усиливаются, неметаллические ослабевают. Это объясняется тем, что:

·         число электронов на внешнем уровне атомов остается одинаковым;

·         увеличивается число энергетических уровней в атоме;

·         увеличивается радиус атомов.

В больших периодах такие изменения происходят медленнее, так как, начиная с третьего элемента, у атомов достраивается не внешний энергетический, а предвнешний уровень с 8 до 18 электронов (у элементов побочных подгрупп), и лишь затем заполняется внешний уровень с 2 до 8 электронов (у элементов главных подгрупп).

Природа каждого химического элемента, то есть определенные, присущие только ему свойства атомов, простых веществ, соединений зависит прежде всего от заряда ядра его атомов. Заряд обусловливает и строение электронной оболочки атома. Но величины зарядов ядер атомов химических элементов в Периодической системе Д. И. Менделеева изменяются монотонно – увеличиваются от +1 у водорода до +110 у элемента № 110, поэтому прямой причиной периодического изменения свойств элементов это явление быть не может.

Причина периодичности – изменение строения внешних электронных слоев атомов. Так, у всех щелочных металлов внешний энергетический уровень занят одним s-электроном, поэтому их свойства так похожи. Но они не одинаковы, степень их проявления разная, потому что этот единственный внешний электрон находится на разном удалении от ядра у атомов каждого из щелочных металлов:

Вывод:

Свойства химических элементов и образованных ими веществ находятся в периодической зависимости от строения внешних электронных слоев атомов. 

4 .Значение Периодического закона и Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева

С открытием Периодического закона химия перестала быть описательной наукой – она получила инструмент научного предвидения. Этот закон и его графическое отображение – таблица Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева – выполнили все три важнейшие функции теоретического знания: обобщающую, объясняющую и прогностическую. На их основе ученые:

·                     систематизировали и обобщили все сведения о химических элементах и образуемых ими веществах;

·                     дали обоснование различным видам периодической зависимости, существующим в мире химических элементов, объяснив их на основе строения атомов элементов;

·                     предсказали, описали свойства еще не открытых химических элементов и образованных ими веществ, а также указали пути их открытия.

Систематизировать и обобщить сведения о химических элементах пришлось самому Д. И. Менделееву, когда он открывал Периодический закон, строил и совершенствовал свою таблицу. Причем ошибки в значениях атомных масс и наличие не открытых еще элементов создавали дополнительные трудности. Но великий ученый был твердо уверен в истинности открытого им закона природы. Основываясь на сходстве в свойствах и веря в правильность определения места элементов в таблице Периодической системы, он существенно изменил принятые в то время атомные массы и валентность в соединениях с кислородом у десяти элементов и «подправил» их еще у десяти других. Восемь элементов он разместил в таблице вопреки принятым в то время представлениям об их сходстве с другими. Например, таллий он исключил из естественного семейства щелочных металлов и поместил в третью группу согласно проявляемой им высшей валентности; бериллий с неверно определенной атомной массой (13) и валентностью III он перевел из третьей группы во вторую, изменив его атомную массу на 9 и высшую валентность на II.За период 1869 – 1886 гг. были открыты три предсказанных элемента: галлий (П. Э. Лекок де Буабодран, Франция, 1875 г.), скандий (Л. Ф. Нильсон, Швеция, 1879 г.) и германий (К. Винклер, Германия, 1886 г.). Открытие первого из этих элементов, подтвердившее правильность прогноза великого русского ученого, вызвало у его коллег только интерес и удивление. Открытие же германия стало подлинным триумфом Периодического закона. К. Винклер писал в статье «Сообщение о германии»: «Не подлежит больше никакому сомнению, что новый элемент есть не что иное, как предсказанный Менделеевым за пятнадцать лет до этого экасилиций. Ибо едва ли может быть дано более убедительное доказательство справедливости учения о периодичности элементов, чем воплощение бывшего до сих пор гипотетическим экасилиция, и оно представляет собой поистине нечто большее, чем простое подтверждение смело выдвинутой теории, – оно означает выдающееся расширение химического поля зрения, могучий шаг в области познания».

На основе закона и таблицы Д. И. Менделеева были предсказаны и открыты благородные газы. И сейчас этот закон служит путеводной звездой для открытия или искусственного создания новых химических элементов. Например, можно утверждать, что элемент с № 114 будет похож на свинец (экасвинец), а № 118 будет благородным газом (экарадон).

Открытие Периодического закона и создание таблицы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеевым стимулировало поиск причин взаимосвязи элементов, способствовало выявлению сложной структуры атома и развитию учения о строении атома. Это учение, в свою очередь, позволило вскрыть физический смысл Периодического закона и объяснить расположение элементов в Периодической системе. Оно привело к открытию атомной энергии и использованию ее для нужд человечества.