Главная характеристика хим элемента. Характеристика химического элемента на основании его положения в псхэ д.и. менделеева

Чтобы пользоваться предварительным просмотром презентаций создайте себе аккаунт (учетную запись) Google и войдите в него: https://accounts.google.com

Подписи к слайдам:

Характеристика химического элемента на основании его положения в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева

Открытие Периодического закона В 1869 году Д.И.Менделеев на основе данных накопленных о химических элементах сформулировал свой периодический закон. Тогда он звучал так: «Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных масс элементов» . Очень долго физический смысл закона Д.И.Менделеева был непонятен. Всё встало на свои места после открытия в XX веке строения атома.

Современная формулировка Периодического закона «Свойства простых веществ, также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома».

Число протонов и электронов в атоме Заряд ядра атома равен числу протонов в ядре. Число протонов уравновешивается числом электронов в атоме. Таким образом, атом электронейтрален. Заряд ядра атома в Периодической таблице – это порядковый номер элемента. Номер периода показывает число энергетических уровней, на которых вращаются электроны. Номер группы показывает число валентных электронов. Для элементов главных подгрупп число валентных электронов равно числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Именно валентные электроны отвечают за образование химических связей элемента. Химические элементы 8 группы – инертные газы имеют на внешней электронной оболочке 8 электронов. Такая электронная оболочка энергетически выгодна. Все атомы стремятся заполнить свою внешнюю электронную оболочку до 8 электронов.

Число нейтронов в ядре Если относительную атомную массу химического элемента обозначить А, заряд ядра обозначить Z , то число нейтронов можно рассчитать по формуле: n = A-Z

Изменение радиуса атомов химических элементов в группах и периодах Как изменяется радиус атома химического элемента сверху вниз в группах? Как изменяется радиус атома химического элемента в слева направо в периодах? Почему так происходит? Какие свойства химических элементов связаны с радиусом атома?

Внешние электронные оболочки инертных газов Содержат 2 (гелий) либо 8 (все остальные) электронов и являются очень устойчивыми. Правило «октета-дублета» Все остальные химические элементы, вступая в реакции, стремятся иметь внешнюю электронную оболочку как у инертных газов. Атомы каких химических элементов легче всего отдают электроны, а каких забирают?

Степень окисления В процессе отдачи или присоединения электронов атом приобретает условный заряд. Этот условный заряд называется степенью окисления. - Простые вещества обладают степенью окисления равной нулю. - Элементы могут проявлять максимальную степень окисления и минимальную. Максимальную степень окисления элемент проявляет тогда, когда отдает все свои валентные электроны с внешнего электронного уровня. Если число валентных электронов равно номеру группы, то и максимальная степень окисления равна номеру группы.

Характеристика хлора по его положению в ПСХЭ

План характеристики химического элемента 1. Символ элемента а. Порядковый номер элемента б. Значение относительной атомной массы элемента. в. Число протонов, электронов, нейтронов. г. Номер периода. д. Номер и тип группы (тип элемента s -, p -, d -, f - элемент) 2. Металл или неметалл 3. Сравнение свойств элемента (металлических и неметаллических) с соседними элементами по периоду и группе. 4. Написать распределение электронов по атомным орбиталям – квантовую диаграмму. Написать электронную формулу. 5. Зарисовать распределение электронов по энергетическим уровням 6. Определить высшую степень окисления атома и формулу его высшего оксида. Определить характер оксида (основной, кислотный, амфотерный). 7. Определить низшую степень окисления элемента и формулу его водородного соединения (если такое есть).

Домашнее задание §1, ответить на вопросы. Пользуясь планом-характеристикой химического элемента, охарактеризовать B, C, Si, Rb , Sr , Br . Не забываем, что если элемент находится в главной подгруппе, то мы его сравниваем только с элементами главной подгруппы.

По теме: методические разработки, презентации и конспекты

Системно-деятельностный подход в изучении химии. 9класс Характеристика элемента по его положению в периодической системе.

Дано описание первого урока 9 кл по химии по теме " Характеристика элемента по его положению в периодической системе." Урок дан с применением системно-деятельностного подхода, с применением разли...

Характеристика химического элемента и его соединений на основе положения в Периодической системе и строения атома

конспект урока химии в 9 классе...

План характеристики химического элемента-металла на основании его положения в ПСХЭ Д.И. Менделеева.

Конспект урока по химии 9-го класса. Тип урока: урок обобщения и систематизации полученных знаний. ...

На этом уроке вы узнаете о Периодическом законе Менделеева, который описывает изменение свойств простых тел, а также формы и свойства соединений элементов в зависимости от величины их атомных масс. Рассмотрите, как по положению в Периодической системе можно описать химический элемент.

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

Урок: Описание элемента по положению в Периодической системе элементов Д. И. Менделеева

В 1869 году Д.И.Менделеев на основе данных накопленных о химических элементах сформулировал свой периодический закон. Тогда он звучал так: « Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных масс элементов». Очень долго физический смысл закона Д.И.Менделеева был непонятен. Всё встало на свои места после открытия в XX веке строения атома.

Современная формулировка периодического закона: « Свойства простых веществ, также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома».

Заряд ядра атома равен числу протонов в ядре. Число протонов уравновешивается числом электронов в атоме. Таким образом, атом электронейтрален.

Заряд ядра атома в Периодической таблице - это порядковый номер элемента.

Номер периода показывает число энергетических уровней, на которых вращаются электроны.

Номер группы показывает число валентных электронов. Для элементов главных подгрупп число валентных электронов равно числу электронов на внешнем энергетическом уровне. Именно валентные электроны отвечают за образование химических связей элемента.

Химические элементы 8 группы - инертные газы имеют на внешней электронной оболочке 8 электронов. Такая электронная оболочка энергетически выгодна. Все атомы стремятся заполнить свою внешнюю электронную оболочку до 8 электронов.

Какие же характеристики атома меняются в Периодической системе периодически?

Повторяется строение внешнего электронного уровня.

Периодически меняется радиус атома. В группе радиус увеличивается с увеличением номера периода, так как увеличивается число энергетических уровней. В периоде слева направо будет происходить рост атомного ядра, но притяжение к ядру будет больше и поэтому радиус атома уменьшается .

Каждый атом стремится завершить последний энергетический уровень У элементов 1 группы на последнем слое 1 электрон. Поэтому им легче его отдать. А элементам 7 группы легче притянуть 1 недостающий до октета электрон. В группе способность отдавать электроны будет увеличиваться сверху вниз, так ка увеличивается радиус атома и притяжение к ядру меньше. В периоде слева направо способность отдавать электроны уменьшается, потому что уменьшается радиус атома.

Чем легче элемент отдает электроны с внешнего уровня, тем большими металлическими свойствами он обладает, а его оксиды и гидроксиды обладают большими основными свойствами. Значит, металлические свойства в группах увеличиваются сверху вниз, а в периодах справа налево. С неметаллическими свойствами все наоборот.

Рис. 1. Положение магния в таблице

В группе магний соседствует с бериллием и кальцием. Рис.1. Магний стоит ниже, чем бериллий, но выше кальция в группе. У магния больше металлические свойства, чем у бериллия, но меньше чем у кальция. Основные свойства его оксидов и гидроксидов изменяются также. В периоде натрий стоит левее, а алюминий правее магния. Натрий будет проявлять больше металлические свойства, чем магний, а магний больше, чес алюминий. Таким образом, можно сравнить любой элемент с соседями его по группе и периоду.

Кислотные и неметаллические свойства изменяются противоположно основным и металлическим свойствам.

Характеристика хлора по его положению в периодической системе Д.И.Менделеева.

Рис. 4. Положение хлора в таблице

. Значение порядкового номера 17 показывает число протонов17 и электронов17 в атоме. Рис.4. Атомная масса 35 поможет вычислить число нейтронов (35-17 = 18). Хлор находится в третьем периоде, значит число энергетических уровней в атоме равно 3. Стоит в 7 -А группе, относится к р- элементам. Это неметалл. Сравниваем хлор с его соседями по группе и по периоду. Неметаллические свойства хлора больше чем у серы, но меньше, чем у аргона. Хлор об-ла-да-ет мень-ши-ми неме-тал-ли-че-ски-ми свой-ства-ми, чем фтор и боль-ши-ми чем бром. Распределим электроны по энергетическим уровням и напишем электронную формулу. Общее распределение электронов будет иметь такой вид. См.Рис. 5

Рис. 5. Распределение электронов атома хлора по энергетическим уровням

Определяем высшую и низшую степень окисления хлора. Высшая степень окисления равна +7, так как он может отдать с последнего электронного слоя 7 электронов. Низшая степень окисления равна -1, потому что хлору до завершения необходим 1 электрон. Формула высшего оксида Cl 2 O 7 (кислотный оксид), водородного соединения HCl.

В процессе отдачи или присоединения электронов атом приобретает условный заряд . Этот условный заряд называется .

- Простые вещества обладают степенью окисления равной нулю.

Элементы могут проявлять максимальную степень окисления и минимальную . Максимальную степень окисления элемент проявляет тогда, когда отдает все свои валентные электроны с внешнего электронного уровня. Если число валентных электронов равно номеру группы, то и максимальная степень окисления равна номеру группы.

Рис. 2. Положение мышьяка в таблице

Минимальную степень окисления элемент будет проявлять тогда, когда он примет все возможные электроны для завершения электронного слоя.

Рассмотрим на примере элемента №33 значения степеней окисления.

Это мышьяк As.Он находится в пятой главной подгруппе.Рис.2. На последнем электронном уровне у него пять электронов. Значит, отдавая их, он будет иметь степень окисления +5. До завершения электронного слоя атому As не хватает 3 электрона. Притягивая их, он будет иметь степень окисления -3.

Положение элементов металлов и неметаллов в Периодической системе Д.И. Менделеева.

Рис. 3. Положение металлов и неметаллов в таблице

В побочных подгруппах находятся все металлы . Если мысленно провести диагональ от бора к астату , то выше этой диагонали в главных подгруппах будут все неметаллы , а ниже этой диагонали - все металлы . Рис.3.

1. №№ 1-4 (с.125) Рудзитис Г.Е. Неорганическая и органическая химия. 8 класс: учебник для общеобразовательных учреждений: базовый уровень/ Г. Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. М.: Просвещение. 2011 г.176с.:ил.

2. Какие характеристики атома изменяются периодичности?

3. Дайте характеристику химического элемента кислорода по его положению в Периодической системе Д.И.Менделеева.

Тема: Характеристика химического элемента по его положению в периодической системе химических элементов.

Цели урока:

Научить составлять план общей характеристики элемента по его положению в периодической системе химических элементов; закрепить умение характеризовать элемент, его свойства и свойства его соединений по положению в периодической системе;

Развивать умение самостоятельно добывать и использовать необходимую информацию, умение делать выводы на основании полученной информации;

Формирование умения работать самостоятельно и в группе.

Тип урока: комбинированный.

Форма урока: индивидуальная, групповая.

Методы урока: прием развития критического мышления «древо знаний», самостоятельное выполнение заданий в группах, защита постеров, обучение через диалог учителя и учащихся.

Оборудование: ПСХЭ, раздаточный материал (яблочки, смайлики, оценочные листы, тест на самооценку для рефлексии,ватманы и фломастеры), интерактивная доска, презентация.

Ход урока

1.Организационный момент (3 мин). Приветствие.

Делим класс на 4 группы с помощью химических элементов. Учащиеся, вытянувшие карточки с одним и тем же элементом образуют одну группу. Элементы: натрий, алюминий, фосфор, хлор. Выбор спикеров, которые распределяют работу внутри группы и ведут оценочный лист.

Группам раздаются оценочные листы. Разъяснения по оценочному листу.

2. Проверка домашнего задания (11 мин). Учитель: Ребята, какую тему вы изучали на прошлом уроке? (ПЗ и ПСХЭ) Сегодня для проверки ваших знаний по этой теме я предлагаю вам следующее задание. Используем прием «Древо знаний». Учащиеся работают индивидуально. На интерактивной доске рисунок дерева с яблоками трех цветов: красные, желтые, зеленые. За каждым яблоком вопрос. Учащимся предлагается проанализировать свою работу при изучении предыдущей темы и, взвесив свои возможности, «собрать урожай», учитывая, что

«красные яблоки уже созрели» – они висят высоко, сорвать их тяжело - вопросы на них самые трудные,

«желтые яблоки» – висят ниже, сорвать легче – вопросы тоже легче,

«зеленые яблоки» – висят совсем низко, поэтому и вопросы самые простые.

Учащиеся по очереди выбирают яблоки и соответствующие вопросы. Ребята отвечают на вопросы устно, а учитель получает хороший материал для диагностики не только в освоении темы, но и уровня самооценки учащихся. Бумажные яблоки разных цветов раздаются детям за правильные ответы.

Вопросы для карточек зелёного цвета.

Кем и когда был открыт периодический закон? (Д.И.Менделеев. 1869 год)

Формулировка периодического закона, данная Д.И.Менделеевым. (Свойства элементов, а также состав и свойства образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от их атомных масс)

Современная формулировка периодического закона. (Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атом этих элементов)

Что представляет собой период? (Период- это ряд химических элементов, расположенных в порядке возрастания атомных масс. Период начинается щелочным металлом и заканчивается инертным элементом)

Что такое периодическая система химических элементов? (Периодическая система химических элементов – это графическое изображение периодического закона и естественной классификации химических элементов)

Каким образом подразделяют периоды? Почему? (Малые периоды: 1-3 периоды содержат 2-8 химических элементов, большие периоды: 4-7 периоды содержат 18-32 химических элемента)

Что представляет собой группа? Сколько групп? (Группа – это вертикальные ряды, в которых располагаются элементы, принадлежащие к одному семейству с одинаковым количество внешних электронов и соответственно проявляющие одинаковые свойства. 8 групп.)

Какие элементы образуют главные подгруппы? (Элементы малых и больших периодов)

Какие элементы образуют побочные подгруппы? (Переходные элементы больших периодов)

Элементы каких групп образуют летучие соединения с водородом? (Элементы главных подгрупп IV-VII групп)

Вопросы для карточек жёлтого цвета.

Какие свойства химических элементов Д.И.Менделеев положил в основу их классификации? (Атомную массу, валентность химических элементов и свойства образуемых ими соединений)

Какой элемент из предложенных проявляет наиболее ярко выраженные неметаллические свойства: кислород, сера, селен, теллур? Объясните почему? (Кислород. В главных подгруппах сверху вниз неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются)

Как изменяются свойства химических элементов в периодах? (Слева направо металлические свойства ослабевают, неметаллические свойства усиливаются)

Какой элемент из предложенных проявляет наиболее ярко выраженные металлические свойства: магний, кальций, стронций, барий? Объясните почему? (Барий. В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, неметаллические ослабевают)

У какого из предложенных элементов наиболее ярко выраженные неметаллические: магний, кремний, сера, хлор? Объясните почему? (Хлор. В периодах слева направо неметаллические свойства усиливаются)

У какого элемента из предложенных наиболее ярко выраженные металлические свойства: натрий, магний, алюминий, кремний? Объясните почему? (Натрий. В периодах слева направо металлические свойства ослабевают)

Вопросы для карточек красного цвета.

В чем основная причина изменения свойств элементов в периоде? (В постепенном увеличении числа протонов в ядре и числа электронов на внешнем энергетическом уровне)

В чем причина усиления металлических свойств элементов в главных подгруппах сверху вниз? (С возрастанием заряда ядер увеличивается число энергетических уровней, внешние валентные электроны отдаляются от ядра, связь с ядром ослабевает и соответственно усиливаются металлические свойства)

Почему изменилась современная формулировка периодического закона? (В связи с открытием строения атома. Главной характеристикой химического элемента является не его атомная масса, а заряд ядра его атома. Именно заряд ядра атома определяет количество электронов, а количество электронов в атоме и их распределение по уровням определяет свойства химических элементов и их соединений)

За каждый правильный ответ учащиеся получают соответствующего цвета яблоки. Зеленые яблоки- 1 балл, жёлтые-2 балла, красные- 3 балла.

Количество баллов учащихся на оценочных листах отмечают спикеры от каждой группы.

Оценочный лист

Группа _____________ Спикер _______________________

Количество яблок

Количест

во смай

ликов

Баллы по количеству яблок:

Зеленые-1 балл

Желтые-2 балла

Красные-3 балла

Баллы по количеству смайликов:

1 балл за каждый смайлик

Вс е го баллов

Оценка за урок

Зеленых-

Желтых- Красных-

Зеленых-

Желтых- Красных-

Зеленых-

Желтых- Красных-

Зеленых-

Желтых- Красных-

Зеленых-

Желтых- Красных-

Зеленых-

Желтых- Красных-

Перевод баллов в оценки:

1-4 балла – оценка «3»

5-8 баллов – оценка «4»

9 баллов и больше – оценка «5»

Спикеру необходимо ознакомить учащихся с их оценками внутри группы.

3. Изучение новой темы (6 мин).

Учитель: Ребята, вы изучили такие темы как «Состав и строение атома», «Периодический закон и периодическая система химических элементов». Сегодня на уроке мы с вами научимся давать характеристику химическому элементу по его положению в периодической системе химических элементов. Запишите тему урока в тетрадях «Характеристика химического элемента по его положению в периодической системе химических элементов». Главной характеристикой атома является его строение, т.е. такие характеристики как заряд ядра, распределение электронов по уровням, валентность. Скажите можем ли мы эти сведения получить из периодической системы химических элементов.

Давай вспомним и заполним таблицу, показывающую взаимосвязь главных характеристик Периодической системы со строением атома элемента.

Таблицу учащиеся чертят и заполняют в тетрадях.

Главные характеристики элементов и их взаимосвязь со строением атомов.

Вопросы, задаваемые в ходе заполнения таблицы:

1. Что является главной характеристикой химического элемента в периодической системе химических элементов? (порядковый номер)

2. Что можно определить в строении атома по порядковому номеру химического элемента? (положительный заряд ядра, число протонов и общее число электронов)

3. Какие еще характеристики Периодической системы мы знаем? (номер периода, номер группы)

4. Что можно определить по номеру периода в котором находится химический элемент? (число электронных слоев в атоме этого элемента)

5. Что можно определить по номеру группы в котором находится химический элемент? (Число электронов внешнего электронного слоя (для элементов главных подгрупп), высшая валентность в кислородных соединениях)

За правильные ответы учащимся раздаются смайлики.

План характеристики химических элементов на основе теории строения атома и положения его в периодической системе.

2. Положение элемента в периодической системе химических элементов:

Порядковый номер

Относительная атомная масса, А r

Период

Группа, подгруппа.

№12 элемент

А r ( Mg )=24

3-ий период

ІІ группа, главная подгруппа

3. Состав и строение атома элемента:

Состав атома

Распределение электронов по уровням

Электронная формула атома

Графическая электронная формула

24 _

12 Mg(12 р , 12n), 12 е

12 Mg)2)8)2

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 0 3d 0

1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 0

4. Свойства простого вещества, образованного данным элементом: Металл или неметалл, или же проявляет амфотерные свойства Высшая валентность	Mg - металл Валентность постоянная - ІІ
5. Формула высшего оксида и летучего водородного соединения	Mg О - оксид магния,

В ходе рассмотрения плана характеристики химического элемента учащимся задаются уточняющие и дополняющие вопросы, за ответы на которые учащимся раздаются смайлики:

1. Как определяют количество нейтронов в атоме? (находим по разности между относительной атомной массы и порядковым номером: N = А r - Z )

2. Как определяем максимальное количество электронов которое может разместиться на уровне? (по формуле N =2 n 2 )

3. Сколько электронов максимально может разместиться на первом, втором, третьем, четвертом уровнях? (на первом-2 электрона, на втором-8 электронов, на третьем-18 электронов, на четвертом-32 электрона)

4. Какие подуровни имеются на каждом уровне? (на первом уровне – s -подуровень, на втором- s и p -подуровни, на третьем – s , p и d -подуровни, на четвертом- s , p , d и f -подуровни)

5. Сколько электронов может разместиться на каждом из подуровней? (на s -подуровне 2 электрона, на p -подуровне 6 электронов, на d -подуровне 10 электронов и на f -подуровне 14 электронов)

6. Как можно определить по количеству внешних электронов свойства элементов? (1-3 электрона- металл, 4-8 электрона - неметалл)

7. Чему равна высшая валентность химического элемента в оксидах? (высшую валентность можно определить по номеру группы для элементов главных подгрупп)

4. Закрепление (18 мин). Учитель: Далее каждая группа выполняет следующие задания (на интерактивной доске). Оценивание этого задания осуществляет спикер. Спикер будет решать кому дать смайлик по следующим критериям: участие учащегося в выполнении задания на ватмане и выступление перед классом.

1 задание. Учащиеся каждой группы на ватманах дают характеристику тому элементу по которому они поделились на группы в начале урока: натрий, алюминий, фосфор, хлор.

Ответы учащихся:

Na, натрий

Al, алюминий

P, фосфор

Cl, хлор

№11 элемент

А r ( Na )=23

3-ий период

І группа, главная подгруппа

№13 элемент

А r ( Al )=27

3-ий период

І І І группа, главная подгруппа

№15 элемент

А r ( P )=31

3-ий период

V группа, главная подгруппа

№17 элемент

А r ( Cl )=35,5

3-ий период

V ІІ группа, главная подгруппа

23 _

11 Na (11 р , 12n), 11 е

11 Na)2)8)1

1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 3p 0 3d 0

1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 0

27 _

13 Al (13 р , 14n), 13 е

13 Al)2)8)3

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 3d 0

1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1

31 _

15 P (15 р , 16n), 15 е

15 P)2)8)5

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 3d 0

1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

35 _

17 Cl (17 р , 18n), 17 е

17 Cl)2)8)7

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 3d 0

1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 0

Na - металл Валентность постоянная - І	Al - амфотерный элемент Валентность постоянная - ІІІ	P -неметалл V	Cl -неметалл Валентность переменная, высшая валентность - VII
Na 2 О - оксид натрия, летучее водородное соединение не образует	Al 2 O 3 - оксид алюминия, летучее водородное соединение не образует	P 2 O 5 - оксид фосфора ( V ), PH 3	Cl 2 O 7 - оксид хлора ( VII ) летучее водородное соединение - HCl

Учащиеся защищают свои постеры. Работу учащихся в группах оцениваем совместно со спикерами. Учитель: Спикер, кому из учащихся твоей группы за выполнение этого задания ты хотел бы дать смайлики? Раздаются смайлики членам групп.

Спикеры групп считают количество баллов по количеству яблок и смайликов.

Если останется время можно выполнить следующее задание.

Задание 2. (если останется время на его выполнение)

Задача для группы Na .

Назвать элемент по таким данным: находится в III группе, относительная молекулярная масса высшего оксида 102.

а) Алюминий; б)Скандий; в)Галлий.

Дано: Решение:

R2O3

Mr(R2O3)=102

Mr(R2O3)=102, Ar(O)=16

2x+16*3=102

2x=102-48

2x=54

x=27

R-?

Данная Аг соответствует элементу Al.

Ответ: Алюминий.

Задача для группы Al .

Назвать элемент по таким данным: находится во VI группе, относительная молекулярная масса высшего оксида 80.

а) Сера; б) Селен; в) Теллур

Дано: Решение:

RО3

Mr(RО3)

Mr(R О 3)=80, Ar(O)=16

R-?

x+16*3=80,

x=80-48=32

Данная Аг соответствует элементу S.

Ответ: Сера

Задача для группы P .

Назвать элемент по таким данным: находится в IV группе, относительная молекулярная масса высшего оксида 60.

а) Олово; б) Кремний; в) Углерод

RO2

Mr(RO2)=60

Mr(RO2)=60, Ar(O)=16

x+32=60

x=60-32=28

R-?

Дано: Решение:

Данная Аг соответствует элементу Si.

Ответ: Кремний

Задача для группы Cl .

Назвать элемент по таким данным: находится в V группе, относительная молекулярная масса высшего оксида 108.

а) Азот; б)Фосфор; в)Мышьяк.

Дано: Решение:

R2O5

Mr(R2O5)=108

Mr(R2O5)=102, Ar(O)=16

2x+16*5=108

2x=108-80

2x=28

x=214

R-?

Данная Аг соответствует элементу N.

Ответ: Азот

Домашнее задание (1 мин) §59, дать характеристику двум элементам: металлу и неметаллу по плану.

Оценивание (2 мин) Спикеры на оценочных листах проставляют баллы и оценки, знакомят членов группы с их оценками за урок.

Рефлексия (3 мин)

По результатам своей работы на уроке, вам необходимо установить степень достижения учебной цели и приобретение уверенности в своих знаниях.

Предлагаю проанализировать то, чему вы научились на уроке. Выполните тест.

Ф.И. учащегося___________________________________

Тест (для самоанализа полученных знаний и приобретенных умений)

а) план характеристики элемента по положению в периодический системе

б) логическая последовательность характеристики элемента по положению в периодической системе

2) Я умею определять для элемента:

а) число элементарных частиц (протонов, нейтронов, электронов) в атоме

б) число энергетических уровней

в) электронную формулу

г) число электронов на внешнем уровне у атома

д) валентность элемента

е) высшую степень окисления элемента

ж) металлом или неметаллом является описываемый элемент

з) формулу высшего оксида и водородного соединения

3) Я умею сравнивать свойства элемента со свойствами соседних по периодической системе элементов

Подведение итогов.

Тема урока: Характеристика химического элемента на основании его положения в Периодической системе Д.И. Менделеева

Цельурока: Расширить и углубить полученные знания построению атомов химических элементов из курса химии 8-гокласса.

Научить составлять план характеристики химического элемента, исходя из его положения в Периодической системе и строения атома.

Ход урока:

1. Организационный момент.

2. Повторение структуры ПСХЭ.

Закономерности изменения свойств химических элементов и их соединений по периодам и группам

Химические свойства элементов (а уж тем более их соединений!) напрямую зависят от

Памятка!!! Не надо учить наизусть химические свойства каждого атома, не надо зазубривать химические реакции... ответ на любой вопрос по химии находится в .

3. Изучение нового материала.

Химические элементы в Периодической системе – это герои, и им, как и любым героям, нужно давать определенные характеристики. За основу их характеристики нужно брать Периодическую систему химических элементов Д.И. Менделеева. Описывать химический элемент нужно будет по 7 пунктам: во-первых необходимо указать Положение элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева и строение его атома, затем характер простого вещества, т.е. металлом или неметаллом является этот химический элемент, сравнить свойств простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по подгруппе элементами, а также сравнить свойства простого вещества со свойствами простых веществ, образованных соседними по периоду элементами, только после этого определить состав высшего оксида и его характер (основный, кислотный, амфотерный), а на основании оксида и состав высшего гидроксида, его характер (кислородсодержащая кислота, основание, амфотерный гидроксид), а для неметаллов ещё указать состав летучего водородного соединения.

Для атомов химических элементов в группах сверху вниз увеличивается заряд ядра атомов, который численно равен порядковому номеру элемента, радиус атомов тоже увеличивается, т.к. увеличивается число энергетических уровней, а число энергетических уровней определяется номером периода, при этом число электронов остается неизменным, электроны все дальше и дальше отдаляются от ядра, поэтому их становится легче отдать и восстановительные свойства усиливаются, а окислительные – ослабевают. При этом высшая степень окисления остается неизменной и равна номеру группы, низшая степень окисления тоже не изменяется и равна №группы – 8. В периодах слева направо заряд ядра тоже увеличивается, а радиус, наоборот, уменьшается, т.к. увеличивается число электронов на внешнем уровне, которое определяется по номеру группы и электроны крепче связаны с ядром, число энергетических уровней при этом остается неизменным. Поэтому, восстановительные свойства ослабевают, а усиливаются окислительные. Высшая степень окисления изменяется от +1 до +8: в первой группе ‒ +1, во второй ‒ +2, в третьей ‒ +3, в четвертой ‒ +4, в пятой ‒ +5, а низшая от изменяется -4 до -: в четвертой группе она равна -4, в пятой -3, в шестой -2, а в седьмой -1.

Что касается простых веществ, то металлические свойства в группах сверху вниз усиливаются, а в периодах слева направо ослабевают. Неметаллические свойства, наоборот, в группах сверху вниз ослабевают, а в периодах слева направо усиливаются.

Для соединений химических элементов характерно то, что в группах сверху вниз усиливаются основные свойства, а кислотные ослабевают. Например, в первой группе, основные свойства оксида калия выражены сильнее, чем у оксида лития, а в четверной группе у оксида кремния (IV ) кислотные свойства выражены сильнее, чем у оксида свинца (IV ). В периодах слева направо усиливаются кислотные свойства, а ослабевают основные. Например, у оксида магния основные свойства выражены сильнее, чем у оксида алюминия, у оксида углерода (IV ) кислотные свойства выражены сильнее, чем у оксида бора.

Охарактеризуем металл натрий по всем признакам. Порядковый номер натрия, т.е. клетка, в которой он стоит – 11. Массовое число – 23. Значит, заряд его ядра равен +11, Z = +11 (заряд ядра атома равен порядковому номеру элемента, числу протонов и числу электронов). Поэтому в атоме 11 электронов (11 ē), а число нейтронов определяется по формуле N = A – Z , т.е. 23 – 11 = 12, значит в атоме 12 нейтронов (12 n ).

Натрий находится в 3-ем периоде, значит, у него будет 3 энергетических уровня, на которых будут располагаться все его электроны. На первом уровне 2 электрона (это максимально), на втором – 8, на третьем, значит, – 1 электрон.

Т.к. у натрия 1 электрон на внешнем уровне, то этот элемент относится к металлам. В реакциях он будет отдавать 1 электрон, проявляя восстановительные свойства, и получать степень окисления +1.

Теперь нужно охарактеризовать натрий как простое вещество. Раз натрий – это металл, то для него характерна металлическая химическая связь и металлическая кристаллическая решетка. Поэтому, как и для любого металла для него характерны такие физические свойства, как металлический блеск, пластичность, тепло и – электропроводность.

Теперь нужно сравнить свойства натрия со свойствами его соседей по группе: металлические свойства натрия выражены сильнее, чем у лития, но слабее, чем у калия, т.к. в группе сверху вниз увеличивается радиус атома и электроны больше отдаляются от ядра и их становится легче оторвать.

А теперь сравнить нужно свойства натрия со свойствами его соседей по периоду: металлические свойства натрия выражены сильнее, чем у магния, т.к. в периодах, слева направо радиус атомов уменьшается, а число электронов на внешнем уровне увеличивается, электроны крепче связаны с ядром, поэтому их становится тяжелее оторвать, чем присоединить.

Теперь нужно составить формулу оксида натрия и определить его характер. Т.к. натрий – металл I A группы, то ему соответствует оксид натрия – Na 2 O , значит, это основный оксид и он проявляет все свойства, характерные для этих оксидов: он реагирует с кислотами и кислотными оксидами, с водой с образованием щёлочи.

Гидроксид натрия – это NaOH , он является щёлочью – растворимым в воде основанием. Для него будут характерны следующие свойства: реакции с кислотами и кислотными оксидами, реакции с солями.

Если натрий – металл, но он не образует летучих водородных соединений.

Охарактеризуем фосфор. Фосфор находится в клетке номер 15, т.е. порядковый номер его – 15, значит, заряд ядра его атома будет +15, а число протонов, как и число электронов равно 15: (р = 15, ē = 15). Массовое число фосфора – 31, поэтому число нейтронов будет равно 16, т.к. если мы от массового числа отнимем число протонов, то будет 16 (31 – 15 = 16). Фосфор находится в третьем периоде, значит, у него три энергетических уровня, на первом уровне 2 электрона, на втором – 8, а на третьем будет пять: (2ē, 8ē, 5ē). Т.о. на внешнем энергетическом уровне у фосфора 5 электронов.

Фосфор – это неметалл, значит, он может быть как окислителем, так и восстановителем. Как окислитель, он может присоединить 3 электрона до завершения внешнего уровня, получая при этом степень окисления -3 (Р 0 + 3 ē → Р -3 ), а как восстановитель, он может отдать 3 или 5 электронов и получить степень окисления +3 или +5 (Р 0 - 3 ē → Р +3 , Р 0 - 5 ē → Р +5 .

Фосфор – неметалл. Для него характерно явление аллотропии, как и для серы. Т.е. он может образовывать несколько простых веществ, отличающихся своими свойствами. Например, белый фосфор имеет белый цвет и молекулярную кристаллическую решетку, молекула имеет вид тетраэдра, а красный фосфор представляет собой полимер, черный фосфор является полупроводником и имеет металлический блеск.

Теперь нужно сравнить свойства фосфора и его соседей. Неметаллические свойства фосфора выражены сильнее, чем у мышьяка, но слабее, чем у азота, т.к. радиус у азота меньше, чем у фосфора. По сравнению с соседями по периоду, свойства фосфора выражены сильнее, чем у кремния, но слабее, чем у серы.

Осталось составить формулу оксида и гидроксида фосфора. Высший оксид фосфора – P 2 O 5 . Это кислотный оксид, который проявляет свойства, характерные для этих оксидов: он реагирует с основными оксидами, основаниями и водой с образованием соответствующей кислоты.

Высший гидроксид фосфора – это фосфорная кислота, или ортофосфорная – H 3 PO 4 , она проявляет свойства, характерные для всех кислот: реагирует с металлами, основаниями и основными оксидами, с солями.

Фосфор – неметалл, поэтому имеет летучее водородное соединение – РН 3 – фосфин.

4. Закрепление: выполнение задания на стр. 9, упр. 4 – 6, индивидуальная работа по карточкам.

5. Рефлексия и подведение итогов:

Выберите из нижепредложенных утверждений, соответствующее вашему мнению и настроению, и закончите фразу согласно вашему выбору. Очередные 45 драгоценных минут моей не менее драгоценной жизни:

а) потеряны безвозвратно, так как …;

б) прошли с пользой, так как …

6. Домашнее задание: §1, составить план характеристики химического элемента с атомным номером 17, упр. 2, 7, 10.

Укажите название элемента, его обозначение. Определите порядковый номер элемента, номер периода, группу, подгруппу. Укажите физический смысл параметров системы – порядкового номера, номера периода, номера группы. Обоснуйте положение в подгруппе.

Укажите количество электронов, протонов и нейтронов в атоме элемента, заряд ядра, массовое число.

Составьте полную электронную формулу элемента, определите электронное семейство, отнесите простое вещество к классу металлов или неметаллов.

Изобразите графически электронную структуру элемента (или двух последних уровней).

Укажите число и тип валентных электронов.

Графически изобразите все возможные валентные состояния.

Перечислите все возможные валентности и степени окисления.

Напишите формулы оксидов и гидроксидов для всех валентных состояний. Укажите их химический характер (подтвердите ответ уравнениями соответствующих реакций).

Приведите формулу водородного соединения.

Назовите область применения данного элемента

Решение . В ПСЭ элементу с порядковым номером 21 соответствует скандий .

1. Элемент находится в IV периоде. Номер периода означает число энергетических уровней в атоме этого элемента, у него их 4. Скандий расположен в 3-й группе – на внешнем уровне 3 электрона; в побочной подгруппе. Следовательно, его валентные электроны находятся на 4s- и 3d- подуровнях. Является d-элементом. Порядковый номер численно совпадает с зарядом ядра атома.

2. Заряд ядра атома скандия +21.

Число протонов и электронов - по 21.

Число нейтронов А-Z= 45-21=24.

Общий состав атома: ().

3. Полная электронная формула скандия:

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 1 4s 2 или в сокращенной форме: 3d 1 4s 2

Электронное семейство: d-элемент, так как в стадии заполнения d-орбитали. Электронное строение атома заканчивается s- электронами, поэтому скандий проявляет металлические свойства; простое вещество – металл.

4. Электронно-графическая конфигурация имеет вид:

5. Он имеет в возбужденном состоянии три валентных электрона (два на 4s- и один на 3d- подуровне)

6. Возможные валентные состояния, обусловленные числом неспаренных электронов:

В основном состоянии:

s p d

В возбужденном состоянии:

s p d

спинвалентность равна 3 (один неспаренный d-электрон и два неспаренных s-электрона)

7. Возможные валентности в данном случае определяются числом неспаренных электронов: 1, 2, 3 (или I, II, III). Возможные степени окисления (отражают число смещенных электронов) +1, +2, +3. Наиболее характерные и устойчивая валентность III, степени окисления +3. Наличие лишь одного электрона в d- состоянии обуславливает малую устойчивость d 1 s 2 - конфигурации. Скандий и его аналоги, в отличие от других d-элементов проявляет постоянную степень окисления +3, это высшая степень окисления и соответствует номеру группы.

8. Формулы оксидов и их химический характер: форма высшего оксида – Sc 2 O 3 (амфотерный).

Формулы гидроксидов: Sc(OH) 3 – амфотерный.

Уравнения реакций, подтверждающих амфотерный характер оксидов и гидроксидов:

Sc (OH ) 3 +3 КОН = К 3 [ Sc (OH ) 6 ] (гекса гидроксоскандиат калия)

2 Sc (OH ) 3 + 3 Н 2 SO 4 = 6 Н 2 О + Sc 2 (SO 4 ) 3 (сульфат скандия)

9. Соединения с водородом не образует, так как находится в побочной подгруппе и является d-элементом.

10. Соединения скандия применяются в полупроводниковой технике.

Пример 6. У какого из двух элементов марганца или брома сильнее выражены металлические свойства?

Решение. Данные элементы находятся в четвертом периоде. Записываем их электронные формулы:

25 Mg 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5

35 Br 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5

Марганец – d-элемент, то есть элемент побочной подгруппы, а бром – р-элемент главной подгруппы этой же группы. На внешнем электронном уровне у атома марганца только два электрона, а у атома брома – семь. Радиус атома марганца меньше радиуса атома брома при одинаковом числе электронных оболочек.

Общей закономерностью для всех групп, содержащих р- и d-элементы является преобладание металлических свойств у d-элементов. Таким образом, у марганца металлические свойства выражены сильнее, чем у брома.

Пример 7. Какой из двух гидроксидов является более сильным основанием а) Sr (OH ) 2 или Ba (OH ) 2 ; б) Ca (OH ) 2 или Fe (OH ) 2 в) Sr (OH ) 2 или Cd (OH ) 2 ?

Решение. Чем больше заряд и чем меньше радиус иона, тем сильнее удерживает он другие ионы. В этом случае гидроксид будет более слабым, так как у него меньше способность к диссоциации.

а) Для ионов одинакового заряда со сходным электронным строением радиус, тем больше, чем больше электронных слоев содержит ион. Для элементов главных подгрупп (s- и р-) радиус у ионов увеличивается с увеличением порядкового номера элемента. Следовательно, Ba (OH ) 2 является болеесильным основанием, чем Sr (OH ) 2 .

б) В пределах одного периода радиусы ионов уменьшаются при переходе от s- и р-элементов к d-элементам. При этом число электронных слоев не меняется, а заряд ядра увеличивается. Поэтому основание Ca (OH ) 2 более сильное, чем Fe (OH ) 2 .

в) Если элементы находятся в одном периоде, в одной группе, но в разных подгруппах, то радиус атома элемента главной подгруппы больше радиуса атома элемента побочной подгруппы. Отсюда, основание Sr (OH ) 2 сильнее, чем Cd (OH ) 2 .

Пример 8. Каким типом гибридизации АО азота описывается образование иона и молекулыNH 3 ? какова пространственная структура этих частиц?

Решение. Как в ионе аммония, так и в молекуле аммиака валентный электронный слой атома азота содержит четыре электронных пары. Поэтому в обоих случаях электронные облака атома азота будут максимально удалены друг от друга при sр 3 -гибритизации, когда их оси направлены к вершинам тетраэдра. При этом в ионе все вершины тетраэдра заняты атомами водорода, так что этот ион имеет тетраэдрическую конфигурацию с атомом азота в центре тетраэдра.

При образовании молекулы аммиака атомы водорода занимают только три вершины тетраэдра, а к четвертой вершине направлено электронное облако неподеленной электронной пары атома азота. Образовавшаяся фигура при этом – тригональная пирамида с атомом азота в ее вершине и атомами водорода в вершинах основания.

Пример 9. Объясните с позиций метода МО возможность существования молекулярного иона и невозможность существования молекулыНе 2 .

Решение. В молекулярном ионе имеются три электрона. Энергетическая схема образования этого иона с учетом принципа Паули показана на рис.21.

Рис. 21. Энергетическая схема образования иона .

На связывающей орбитали размещены два электрона, а на разрыхляющей – один. Следовательно, кратность связи в этом ионе равна (2-1)/2 = 0,5, и он должен быть энергетически устойчивым.

Напротив, молекула Не 2 должна быть энергетически неустойчивой, поскольку из четырех электронов, которые должны разместиться на МО, два займут связывающую МО, а два – разрыхляющую. Следовательно, образование молекулы Не 2 не будет сопровождаться выделением энергии. Кратность связи в этом случае равна нулю – молекула не образуется.

Пример 10. Какая из молекул – В 2 или С 2 характеризуется более высокой энергией диссоциации на атомы? Сопоставьте магнитные свойства этих молекул.

Решение. Составим энергетические схемы образования данных молекул (рис. 22).

Рис. 22. Энергетическая схема образования молекул В 2 и С 2 .

Как видно, в молекуле В 2 разность между числом связывающих и числом разрыхляющих электронов равна двум, а в молекуле С 2 – четырем; это отвечает кратности связи соответственно 1 и 2. Следовательно, молекула С 2 . характеризующаяся более высокой кратностью связи между атомами, должна быть более прочной. Этот вывод соответствует экспериментально установленным значениям энергии диссоциации на атомы молекул В 2 (276 кДж/моль) и С 2 (605 кДж/моль).

В молекуле В 2 два электрона расположены, согласно правилу Гунда, на двух π св 2р-орбиталях. Наличие двух неспаренных электронов сообщает этой молекуле парамагнитные свойства. В молекуле С 2 все электроны спарены, следовательно, эта молекула диамагнитна.

Пример 11. Как располагаются электроны по МО в молекуле CN и в молекулярном ионе CN - , образующемся по схеме: C - + N → CN - . В какой из этих частиц длина связи наименьшая?

Решение. Составив энергетические схемы образования рассматриваемых частиц (рис. 23), заключаем, что кратность связи в CN и CN - соответственно равна 2,5 и 3. Наименьшей длиной связи характеризуется ион CN - , в котором кратность связи между атомами наибольшая.

Рис. 23. Энергетические схемы

образования молекулы CN и молекулярного иона CN - .

Пример 12. Какой тип кристаллической решетки характерен для твердого простого вещества, образованного элементом с порядковым номером 22?

Решение. По ПСЭ Д.И. Менделеева определяем элемент с данным порядковым номером и составляем его электронную формулу.

Титан 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2

Титан является d-элементом, на внешнем уровне содержит два электрона. Является типичным металлом. В кристалле титана между атомами, имеющими на внешнем валентном уровне два электрона, возникает металлическая связь. Энергия кристаллической решетки ниже энергии решетки ковалентных кристаллов, но значительно выше, чем у молекулярных кристаллов. Кристалл титана обладает высокой электро- и теплопроводностью, способен деформироваться без разрушения, обладает характерным металлическим блеском, имеет высокую механическую прочность и температуру плавления.

Пример 13. Чем отличается структура кристалла CaF 2 от структуры кристаллов Са и F 2 ? Какие виды связей существуют в кристаллах этих веществ? Как это влияет, а их свойства?

Решение. 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 Са – типичный металл, s-элемент, имеет на внешнем энергетическом уровне два валентных электрона. Образует металлическую кристаллическую структуру с выраженным металлическим типом связи. Обладает металлическим блеском, электро- и теплопроводностью, пластичен.

1s 2 2s 2 2p 5 F 2 – типичный неметалл, р-элемент, на внешнем энергетическом уровне имеет только один неспаренный электрон, что недостаточно для образования прочных ковалентных кристаллов. Атомы фтора связаны ковалентной связью в двухатомные молекулы, которые образуют молекулярный кристалл за счет сил межмолекулярного взаимодействия. Он непрочен, легко возгоняется, обладает низкой температурой плавления, изолятор.

При образовании кристалла CaF 2 между атомами Са и F образуется ионная связь, поскольку разница в электроотрицательности между ними достаточно велика ЭО=4 (табл. 14). Это приводит к образованию ионного кристалла. Вещество растворимо в полярных растворителях. При обычных температурах является изолятором, при повышении температуры усиливаются точечные дефекты кристалла (за счет теплового движения ионы покидают узлы кристаллической решетки и переходят в междоузлия или на поверхность кристалла). Когда кристалл попадает в электрическое поле, наблюдается направленное перемещение ионов к вакансии, образованные ушедшим ионом. Тем самым обеспечивается ионная проводимость кристалла CaF 2 .