Сформулирован в 1869: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от их атомного веса»
В 1869 было известно всего 63 элемента.
Периодическая система – изображение периодического закона.
Таблица Менделеева имеет 3 малых периода (1-3) и 4 больших (4-7).
Период – последовательность атомов с одинаковым числом электронных слоев. Большие периоды могут содержать 2 ряда (четный и нечетный). Периоды начинаются с активных Ме, по мере продвижения усиливаются неметаллические свойства, а завершаются галогеном и инертным газом. Элементы, которые осуществляют переход от Ме к неметаллу переходными.
Элементы группы проявляют одинаковую max. валентность по кислороду, равную номеру группы. Элементы главных подгрупп проявляют определенную валентность по водороду. В главных подгруппах по мере движения. вниз металлические свойства усиливаются, в побочных – ослабевают.
Периодический закон менделеева и периодическая система элементов: ряды, периоды, группы, подгруппы, порядковый номер элемента
Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов. В конце этих периодов находятся галогены, имеющие семь электронов на внешнем слое атомов, и инертные газы, у которых внешний слой завершен и содержит восемь электронов.
Таким образом, в каждом периоде с возрастанием заряда ядра металлические свойства элементов постепенно ослабевают, усиливаются неметаллические.
В таблице каждый химический элемент имеет атомный номер, который определяется числом протонов в ядре атома (заряд ядра) Таким образом, основной признак химического элемента — это заряд его ядра. Периодом называется ряд элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс, начинающийся со щелочного металла и заканчивающийся инертным газом.
Побочные подгруппы образованы только элементами больших периодов. Еще одно отличие: главная подгруппа, как правило, состоит из большего числа элементов, чем побочная (в VIII группе наоборот). В главной подгруппе по мере увеличения атомного номера элемента наблюдается усиление металлических свойств элемента и уменьшение неметаллических.
Изменяются в группах и свойства соединений: оксид углерода (IV) — кислотный оксид, а оксид свинца обладает основными свойствами.
Периодический закон позволил систематизировать свойства химических элементов и их соединений
Электронные аналоги – элементы, объединенные в одну подгруппу и имеющие аналогичную электронную формулу (пример: Cr, Mg, W).
Период – последовательность атомов с одинаковым числом эл-ных слоев.
Большие периоды могут содержать 2 ряда (четный и нечетный). Периоды нач. с активного Ме, по мере продвижения усиливаются немет. св-ва, а завершаются галогеном и инертным газом. Эл-ты, которые осущ.переход от Ме к немет., наз. переходными. Радиус атома - расстояние между атомным ядром и самой дальней из стабильных орбит электронов в эл.оболочке этого атома. Увел.с увеличением порядкового номера элемента. Эн.ионизации – эн., которую необх. затратить на отрыв электрона с основного(низшего) уровня и переместить его на дальний уровень. Атом при этом превр. в «+».ион. можно счит. мерой металличности: чем меньше энергия, тем ярче проявляются металлические свойства, и наоборот. Эн. сродства к электрону – эн., которая выделяется при присоед. электрона к нейтральному атому. Она очень мала и становится заметной с элементов 5-й группы. Электроотр.–эн. ионизации +энергии сродства. Чем она больше, тем вероятнее превращение атомов в отрицат. ионы.
Атомный радиус является величиной, которая показывает размер электронной оболочки атома. В главных подгруппах с увеличением заряда ядра атома происходит увеличение числа электронных уровней, поэтому атомный радиус с увеличением порядкового номера в главных подгруппах увеличивается. В периодах происходит увеличение заряда ядра атома химического элемента, что приводит к усилению притяжения внешних электронов к ядру. Кроме того, с увеличением заряда ядра увеличивается число электронов на внешнем уровне, однако число электронных уровней не увеличивается. Указанные закономерности приводят к сжатию электронной оболочки вокруг ядра. Поэтому атомный радиус с увеличением порядкового номера в периодах уменьшается.
Электроотрицательность это способность атома в соединениях притягивать к себе валентные электроны, то есть электроны, посредством которых образуются химические связи между атомами. в главных подгруппах электроотрицательность с увеличением порядкового номера уменьшается. В периодах с увеличением порядкового номера электроотрицательность увеличивается.
Энергия ионизации разновидность энергии связи, представляет собой наименьшую энергию, необходимую для удаления электрона от свободного атома в его низшем энергетическом (основном) состоянии на бесконечность.
Энергия ионизации является одной из главных характеристик атома, от которой зависят природа и прочность образуемых
атомом химических связей. От нее существенно зависят также восстановительные свойства соответствующего простого вещества.
Сродство к электрону количество энергии, выделяющееся при присоединении электрона к атому, молекуле пли радикалу. Сродство к электрону выражается обычно в электрон-вольтах. Значение величины Сродства к электрону важно для понимания природы химической связи и процессов образования отрицательных ионов. Чем больше Сродство к электрону, тем легче атом присоединяет электрон. Сродство атомов металлов к электрону равно нулю, у атомов неметаллов Сродство к электрону тем больше, чем ближе стоит элемент (неметалл) к инертному газу в периодической системе Д. И. Менделеева. Поэтому в пределах периода усиливаются неметаллические свойства по мере приближения к концу периода.
Оксиды – это сложные вещества, образованные двумя элементами, одним из которых является кислород (O).
Оксиды могут находиться в трех агрегатных состояниях: в твердом, жидком и газообразном. Температура плавления зависит от их строения.
Классификация
Солеобразующие оксиды:
Основные оксиды (например, оксид натрия Na2O, оксид меди(II) CuO): оксиды металлов, степень окисления которых I—II;
Кислотные оксиды (например, оксид серы(VI) SO3, оксид азота(IV) NO2): оксиды металлов со степенью окисления V—VII и оксиды неметаллов;
Амфотерные оксиды (например, оксид цинка ZnO, оксид алюминия Al2О3): оксиды металлов со степенью окисления III—IV и исключения (ZnO, BeO, SnO, PbO);
Несолеобразующие оксиды: оксид углерода(II) СО, оксид азота(I) N2O, оксид азота(II) NO.
Основные химические свойства
Химические свойства основных оксидов
Вступают в реакцию с водой, образуя основания
Взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя соответствующие соли
Реагируют с кислотами, образуя соль и воду
Реагируют с амфотерными оксидами
Если в составе оксидов в качестве второго элемента будет неметалл или металл, проявляющий высшую валентность, то такие оксиды будут кислотными.
Химические свойства кислотных оксидов
Взаимодействуют с водой, образуя кислоту:
Но не все кислотные оксиды непосредственно реагируют с водой (SiO2)
Реагируют с основными оксидами с образованием соли
Взаимодействуют со щелочами, образуя соль и воду
В состав амфотерного оксида входит элемент, который обладает амфотерными свойствами. Амфотерность выражается в том, что в зависимости от условий амфотерные оксиды проявляют либо основные, либо кислотные свойства.
Химические свойства амфотерных оксидов
Взаимодействуют с кислотами, образуя соль и воду
Реагируют с щелочами, образуя в результате реакции соль
Амфотерные оксиды обычно не растворяются в воде и не реагируют с ней.
Способы получения
Горение
Простое вещество
Сложное вещество (образуются два оксида)
Разложение трех слабых кислот (образуются кислотный оксид и вода)
Разложение нерастворимых оснований (образуются основный оксид и вода)
Разложение нерастворимых солей (образуются кислотный и основный оксиды)
Кислоты − сложные вещества, в состав которых обычно входят атомы водорода, способные замещаться на атомы металлов, и кислотный остаток.
Существует несколько признаков классификации кислот:
делятся на кислородсодержащие (H2SO4, HNO3, H2CO3, H2SiO3, H2SO3) и бескислородные (HCl, H2S). В зависимости от степени диссоциации кислоты делятся на сильные электролиты
(серная, соляная) и слабые электролиты (угольная, кремниевая)
Химические свойства.
Ионы Н+ в растворе определяют кислую среду.
Растворы кислот изменяют окраску индикаторов:
Лакмус фиолетовый красный,
Метилоранж оранжевый розовый.
Разбавленные кислоты реагируют с металлами, стоящими слева от водорода в ряду напряжения металлов с образованием соли и водорода.
Растворы кислот взаимодействуют с основными оксидами с образованием соли и воды Все кислоты взаимодействуют с основаниями с образованием соли и воды
Реакция между кислотой и основанием называется реакцией нейтрализации.
Кислоты вступают во взаимодействие с растворам и солей , если выполняется одно из условий протекания реакции ионного обмена до конца ( выпадает осадок или выделяется газ)
Способы получения
Бескислородные: простое вещество + водород
Кислородосодержащие
Кислотные оксиды + вода
Слабые кислоты (летучие): при действии соли сильной нелетучей кислоты
Нерастворимые кислоты: действуя на растворы их солей более сильной растворенной кислотой
Водный раствор кислоты: ионный обмен с образованием осадка
Основания сложные вещества, которые состоят из атомов металла или иона аммония и гидроксогруппы (OH).
Классификация
по растворимости в воде :
Растворимые основания (щёлочи): LiOH, NaOH KOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, CsOH, RbOH.
Практически нерастворимые основания: Mg(OH)2, Ca(OH)2, Zn(OH)2, Cu(OH)2, Al(OH)3, Fe(OH)3, Be(OH)2.
Другие основания: NH3·H2O
по степени электролитической диссоциации
сильные α -> 1
слабые α -> 0
кислотность
однокислотные
двухкислотные
трехкислотные
Способы получения:
Взаимодействие активных металлов с водой (только щелочи)
Взаимодействие основных оксидов с водой (только щелочи)
Взаимодействие солей со щелочами (малорастворимые основания)
Электролиз водных растворов солей (промышленный способ)
Химические свойства:
В водном растворе растворимые основания диссоциируют, образуя катион металла и гидроксогруппу
Взаимодействие с кислотами (реакция нейтрализации)
Взаимодействие с кислотными оксидами
Взаимодействие с солями
Термическое разложение
Взаимодействие с неметаллами
Соли − это сложные вещества, образованные атомами металлов и кислотными остатками.
Классификация
Средние соли все атомы водорода в кислоте замещены металлами
Кислые соли- не все атомы Н замещены Мe. Образуются только из двух-или многоосновных кислот
Двойные соли - атомы Н из двух- или многоосновной кислоты замещены на 2 Ме с двумя различными зарядами
Основные соли продукты не полното/частичного замещения гидроксильных групп оснований кислотными остатками
Способы получения:
Кислота +
металл (до Н)
основный оксид
основание
соль
Основание +
неметалл
кислотный оксид
Металл + неметалл
Кислотный + основный оксид
Соль + металл (более активный)
Соль + соль (осадок или газ)
Химические свойства:
Соль + металл (активный)
Соль + основание (осадок/газ)
Соль + кислота (осадок/газ)
Соль + соль (осадок/газ)
Термическое разложениe
Гидролиз солей
по аниону (слаб. кисл) или по катиону (слаб.осн)
При взаимодействии атомов между ними может возникнуть химическая связь, приводящая к образованию молекулы/иона/кристалла. Чем прочнее связь, тем больше требуется затратить энергии на ее разрыв.
При возникновении связи энергия выделяется, следовательно, уменьшается потенциальная энергия системы электронов и ядер.
Потенциальная энергия образующейся молекулы меньше суммарной потенциальной энергии исходных свободных атомов.
Для характеристики химической связи используются следующие термины: