Значення періодичної системи. Значення періодичного закону Ознаки періодичної системи та періодичного закону

Відкриття Д.І. Менделєєвим періодичного закону має значення для розвитку хімії. Закон став науковою основою хімії. Автору вдалося систематизувати найбагатший, але розрізнений матеріал, накопичений поколіннями хіміків за властивостями елементів та їх сполук, уточнити багато понять, наприклад, поняття «хімічний елемент» та «проста речовина». З іншого боку, Д.І. Менделєєв передбачив існування і з приголомшливою точністю описав властивості багатьох не відомих на той час елементів, наприклад, скандія (екабор), галію (екаалюміній), германію (екасилицій). У ряді випадків, ґрунтуючись на періодичному законі, вчений змінив прийняті на той час атомні маси елементів ( Zn, La, I, Er, Ce, Th,U), які раніше були визначені на основі помилкових уявлень про валентність елементів та склад їх сполук. У деяких випадках Менделєєв розташував елементи відповідно до закономірної зміни властивостей, припускаючи можливу неточність значень їх атомних мас ( Os, Ir, Pt, Au, Te, I, Ni, Co) і для деяких із них в результаті подальшого уточнення атомні маси були виправлені.

Періодичний закон і періодична система елементів є науковою основою прогнозування в хімії. З моменту опублікування періодичної системи у ній з'явилося понад 40 нових елементів. На основі періодичного закону були отримані штучним шляхом трансуранові елементи, у тому числі № 101, названий менделевієм.

Періодичний закон зіграв вирішальну роль з'ясуванні складної структури атома. Не можна забувати, що було сформульовано автором в 1869 року, тобто. майже за 60 років до того, як остаточно склалася сучасна теорія будови атома. І всі відкриття вчених, що послідували після опублікування закону та періодичної системи елементів (про них ми говорили на початку викладу матеріалу) послужили підтвердженням геніального відкриття великого російського хіміка, його незвичайної ерудиції та інтуїції.

ЛІТЕРАТУРА

1. Глінка Н. А. Загальна хімія / Н. А. Глінка. Л.: Хімія, 1984. 702 с.

2. Курс загальної хімії / за ред. Н. В. Коровіна. М: Вища школа, 1990. 446 с.

3. Ахметов Н.С. загальна та неорганічна хімія/ Н.С. Ахметов. М: Вища школа, 1988. 639 с.

4. Павлов Н.М. Неорганічна хімія/Н.М. Павлов. М: Вища школа, 1986. 336 с.

5. Ремсден Е.М. Початки сучасної хімії/Е.М. Ремсден. Л.: Хімія, 1989. 784 с.

Будова атома

Методичні вказівки

за курсом «Загальна хімія»

Склали: СТАНКЕВИЧ Маргарита Юхимівна

Єфанова Віра Василівна

Михайлова Антоніна Михайлівна

Рецензент Є.В.Третьяченко

Редактор О.А.Паніна

Підписано до друку Формат 60х84 1/16

бум. офсет. Ум.-печ. л. Уч.-вид.л.

Тираж екз. Замовлення Безкоштовно

Саратовський державний технічний університет

410054 м. Саратов, вул. Політехнічна, 77

Надруковано в РІЦ СДТУ, 410054 м. Саратов, вул. Політехнічна, 77

Періодичний закон та періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва на основі уявлень про будову атомів. Значення періодичного закону у розвиток науки

Квитки з хімії за курс 10 класів.

Білет №1

Періодичний закон та періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва на основі уявлень про будову атомів. Значення періодичного закону у розвиток науки.

У 1869 р. Д. І. Менделєєв на основі аналізу властивостей простих речовин та сполук сформулював Періодичний закон:

Властивості простих тіл і сполук елементів знаходяться в періодичній залежності від величини атомних мас елементів.

На основі періодичного закону було складено періодичну систему елементів. У ній елементи зі подібними властивостями виявилися об'єднані у вертикальні стовпці – групи. У деяких випадках при розміщенні елементів у Періодичній системі доводилося порушувати послідовність зростання атомних мас, щоб дотримувалася періодичність повторення властивостей. Наприклад, довелося "поміняти місцями" телур та йод, а також аргон та калій.

Причина полягає в тому, що Менделєєв запропонував періодичний закон у той час, коли не було нічого відомо про будову атома.

Після того, як у XX столітті було запропоновано планетарну модель атома, періодичний закон формулюється таким чином:

Властивості хімічних елементів та сполук перебувають у періодичній залежності від зарядів атомних ядер.

Заряд ядра дорівнює номеру елемента в періодичній системі та числу електронів в електронній оболонці атома.

Це формулювання пояснило "порушення" Періодичного закону.

У Періодичній системі номер періоду дорівнює числу електронних рівнів в атомі, номер групи елементів головних підгруп дорівнює числу електронів на зовнішньому рівні.

Причиною періодичного зміни властивостей хімічних елементів є періодичне заповнення електронних оболонок. Після наповнення чергової оболонки починається новий період. Періодична зміна елементів яскраво видно зміні складу і властивостей і властивостей оксидів.

Наукове значення періодичного закону. Періодичний закон дозволив систематизувати властивості хімічних елементів та його сполук. При складанні періодичної системи Менделєєв передбачив існування багатьох ще відкритих елементів, залишивши їм вільні осередки, і передбачив багато властивостей невідкритих елементів, що полегшило їх відкриття.

6. ???

7. Періодичний закон та періодична система д.І. Менделєєва Структура періодичної системи (період, група, підгрупа). Значення періодичного закону та періодичної системи.

Періодичний закон Д. І. Менделєєва Властивості простих тіл, а також форми та властивості сполук елементів знаходяться в періодичній залежності від. величини атомних ваг елементів

Періодична система елементів. Ряди елементів, у яких властивості змінюються послідовно, як, наприклад, ряд із восьми елементів від літію до неону чи то з натрію до аргону, Менделєєв назвав періодами. Якщо напишемо ці два періоди один під одним так, щоб під літієм знаходився натрій, а під неоном - аргон, то отримаємо наступне розташування елементів:

При такому розташуванні вертикальні стовпці потрапляють елементи, подібні за своїми властивостями і мають однакову валентність, наприклад, літій і натрій, берилій і магній і т.д.

Розділивши всі елементи на періоди і маючи один період під іншим так, щоб подібні за властивостями і типом утворених сполук елементи припадали один під одним, Менделєєв склав таблицю, названу ним періодичною системою елементів за групами та рядами.

Значення періодичної системи. Періодична система елементів дуже вплинула на подальший розвиток хімії. Вона була першою природною класифікацією хімічних елементів, яка показала, що вони утворюють струнку систему і у тісному зв'язку друг з одним, а й стала могутнім знаряддям для подальших досліджень.

8. Періодична зміна властивостей хімічних елементів. Атомні та іонні радіуси. Енергія іонізації. Спорідненість до електрона. Електронегативність.

Залежність атомних радіусів від заряду ядра атома Z має періодичний характер. У межах одного періоду зі збільшенням Z виявляється тенденція до зменшення розмірів атома, що особливо чітко спостерігається у коротких періодах

З початком забудови нового електронного шару, віддаленішого від ядра, тобто при переході до наступного періоду, атомні радіуси зростають (порівняйте, наприклад, радіуси атомів фтору і натрію). В результаті в межах підгрупи із зростанням заряду ядра розміри атомів збільшуються.

Втрата атомів електронів призводить до зменшення його ефективних розмірів а приєднання надлишкових електронів - до збільшення. Тому радіус позитивно зарядженого іона (катіону) завжди менший, а радіус негативно зарядженого нона (аніону) завжди більший за радіус відповідного електронейтрального атома.

У межах однієї підгрупи радіуси іонів однакового заряду зростають зі збільшенням заряду ядра Така закономірність пояснюється збільшенням числа електронних шарів і видаленням зовнішніх електронів від ядра, що зростає.

Найбільш характерною хімічною властивістю металів є здатність їх атомів легко віддавати зовнішні електрони і перетворюватися на позитивно заряджені іони, а неметали, навпаки, характеризуються здатністю приєднувати електрони з утворенням негативних іонів. Для відриву електрона від атома з перетворенням останнього на позитивний іон потрібно витратити деяку енергію, звану енергією іонізації.

Енергію іонізації можна визначити шляхом бомбардування атомів електронами, що прискорені в електричному полі. Та найменша напруга поля, при якому швидкість електронів стає достатньою для іонізації атомів, називається потенціалом іонізації атомів даного елемента і виражається у вольтах.

При витраті достатньої енергії можна відірвати від атома два, три та більше електронів. Тому говорять про перший потенціал іонізації (енергія відриву від атома першого електрона). Другий потенціал іонізації (енергія відриву другого електрона)

Як зазначалося вище, атоми можуть лише віддавати, а й приєднувати електрони. Енергія, що виділяється при приєднанні електрона до вільного атома, називається спорідненістю з атомом до електрона. Спорідненість до електрона, як і енергія іонізації, зазвичай виявляється в електронвольтах. Так, спорідненість до електрона атома водню дорівнює 0,75 еВ, кисню-1,47 еВ, фтору -3,52 еВ.

Спорідненість до електрона атомів металів, як правило, близько до нуля або негативно; з цього випливає, що з атомів більшості металів приєднання електронів енергетично невигідно. Спорідненість до електрону атомів неметалів завжди позитивна і тим більше, чим ближче до благородного газу розташований неметал в періодичній системі; це свідчить про посилення неметалічних властивостей у міру наближення до кінця періоду.

(?)9. Хімічний зв'язок. Основні типи та характеристики хімічного зв'язку. Умови та механізм її утворення. Метод валентних зв'язків. Валентність. Поняття методу молекулярних орбіталей

При взаємодії атомів з-поміж них може виникати хімічна зв'язок, що призводить до утворення стійкої багатоатомної системи - молекули, молекулярного нона, кристала. Умовою утворення хімічного зв'язку є зменшення потенційної енергії системи взаємодіючих атомів.

Теорія хімічної будови. Основу теорії, розробленої А. М. Бутлеровим, становлять такі положення:

Атоми в молекулах з'єднані один з одним у певній послідовності. Зміна цієї послідовності призводить до утворення нової речовини з новими властивостями.

З'єднання атомів відбувається відповідно до їх валентності.

Властивості речовин залежать не тільки від їх складу, а й від їхньої «хімічної будови», тобто від порядку з'єднання атомів у молекулах та характеру їхнього взаємного впливу. Найбільше впливають один на одного атоми, безпосередньо пов'язані між собою.

Уявлення про механізм утворення хімічного зв'язку, розвинені Гейтлером і Лондоном на прикладі водневої молекули, були поширені і на більш складні молекули. Розроблена на цій основі теорія хімічного зв'язку отримала назву методу валентних зв'язків (метод НД). Метод ВС дав теоретичне пояснення найважливіших властивостей ковалентного зв'язку, дозволив зрозуміти будову великої кількості молекул. Хоча, як ми побачимо нижче, цей метод не виявився універсальним і в ряді випадків не в змозі правильно описати структуру та властивості молекул, все ж таки він зіграв велику роль у розробці квантово-механічної теорії хімічного зв'язку і не втратив свого значення до теперішнього часу. Валентність – складне поняття. Тому є кілька визначень валентності, які виражають різні сторони цього поняття. Найбільш загальним вважатимуться таке визначення: валентність елемента - це здатність його атомів з'єднуватися коїться з іншими атомами у певних співвідношеннях.

Спочатку за одиницю валентності було прийнято валентність атома водню. Валентність іншого елемента можна у своїй висловити числом атомів водню, яке приєднує себе чи заміщає один атом цього іншого елемента.

Ми знаємо, що стан електродів в атомі описується квантової механікою як сукупність атомних електронних орбіталей (атомних електронних хмар); Кожна така орбіталь характеризується певним набором атомних квантових чисел. Метод МО виходить із припущення, що стан електронів у молекулі також може бути описаний як сукупність молекулярних електронних орбіталей (молекулярних електронних хмар), причому кожній молекулярній орбіталі (МО) відповідає певний набір молекулярних квантових чисел. Як і в будь-якій іншій багатоелектронній системі, в молекулі зберігає свою справедливість принцип Паулі (див. § 32), так що на кожній МО може знаходитися не більше двох електронів, які повинні мати протилежно спрямовані спини.

Значення періодичного закону у розвиток науки

На основі періодичного закону Менделєєв склав класифікацію хмічних елементів - періодичну систему. Вона складається з 7 періодів та 8 груп.
Періодичний закон започаткував сучасний етап розвитку хімії. З його відкриттям з'явилася можливість передбачати нові елементи та описувати їх властивості.
За допомогою Періодичного закону було виправлено атомні маси та уточнено валентності деяких елементів; закон відображає взаємозв'язок елементів та взаємозумовленість їх властивостей. Періодичний закон підтвердив найзагальніші закони розвитку природи, відкрив шлях до пізнання будови атома.

Періодична система елементів дуже вплинула на подальший розвиток хімії.

Дмитро Іванович Менделєєв (1834-1907)

Вона не тільки була першою природною класифікацією хімічних елементів, що показала, що вони утворюють струнку систему і знаходяться в тісному зв'язку один з одним, і стала могутнім знаряддям для подальших досліджень.

У той час, коли Менделєєв на основі відкритого ним періодичного закону складав свою таблицю, багато елементів ще невідомі. Так був невідомий елемент четвертого періоду скандій. По атомній масі слідом за кальцієм йшов титан, але титан не можна було поставити відразу після кальцію, оскільки він потрапив би в третю групу, тоді як титан утворює вищий оксид, та й за іншими властивостями повинен бути віднесений до четвертої групи. Тому Менделєєв пропустив одну клітину, тобто залишив вільне місце між кальцієм та титаном. На тій самій підставі в четвертому періоді між цинком і миш'яком залишили дві вільні клітини, зайняті тепер елементами галієм і германієм. Вільні місця залишились і в інших лавах. Менделєєв був не тільки переконаний, що повинні існувати ще невідомі елементи, які заповнять ці місця, а й заздалегідь передбачив властивості таких елементів, ґрунтуючись на їхньому становищі серед інших елементів періодичної системи. Одному з них, який у майбутньому мав зайняти місце між кальцієм і титаном, він дав назву екабор (бо властивості його мали нагадувати бор); два інших, для яких у таблиці залишилися вільні місця між цинком та миш'яком, були названі ека-алюмінієм та екасиліцієм.

Протягом наступних 15 років передбачення Менделєєва блискуче підтвердилися: всі три очікувані елементи було відкрито. Спочатку французький хімік Лекок де Буабодран відкрив галій, що має всі властивості екаалюмінію; Після цього у Швеції Л. Ф. Нільсоном було відкрито скандій, що мав властивості екабору, і, нарешті, ще через кілька років у Німеччині К. А. Вінклер відкрив елемент, названий їм германієм, який виявився тотожним екасилицію.

Щоб судити про дивовижну точність передбачення Менделєєва, зіставимо передбачені ним у 1871 р. властивості екасилиція з властивостями відкритого у 1886 р. германію:

Відкриття галію, скандію та германію було найбільшим тріумфом періодичного закону.

Велике значення мала періодична система також при встановленні валентності та атомних мас деяких елементів. Так, елемент берилій довгий час вважався аналогом алюмінію та його оксиду приписували формулу . Виходячи з відсоткового складу та передбачуваної формули оксиду берилію, його атомну масу вважали рівною 13,5. Періодична система показала, що для берилію в таблиці є тільки одне місце, а саме над магнієм, так що його оксид повинен мати формулу , звідки атомна маса берилію виходить рівною десяти. Цей висновок незабаром був підтверджений визначеннями атомної маси берилію за щільністю пари його хлориду.

Точно І в даний час періодичний закон залишається дороговказом і керівним принципом хімії. Саме на його основі були штучно створені останні десятиліття трансуранові елементи, розташовані в періодичній системі після урану. Один з них – елемент № 101, вперше отриманий у 1955 р., – на честь великого російського вченого був названий менделевієм.

Відкриття періодичного закону та створення системи хімічних елементів мало велике значення не тільки для хімії, але й для філософії, для всього нашого світорозуміння. Менделєєв показав, що хімічні елементи становлять струнку систему, основу якої лежить фундаментальний закон природи. У цьому виявилося положення матеріалістичної діалектики про взаємозв'язок і взаємозумовленість явищ природи. Розкриваючи залежність між властивостями хімічних елементів та масою їх атомів, періодичний закон став блискучим підтвердженням одного з загальних законів розвитку природи – закону переходу кількості до якості.

Подальший розвиток науки дозволив, спираючись на періодичний закон, набагато глибше пізнати будову речовини, ніж це було можливо за життя Менделєєва.

Розроблена у XX столітті теорія будови атома у свою чергу дала періодичному закону та періодичній системі елементів нове, глибше висвітлення. Блискуче підтвердження знайшли пророчі слова Менделєєва: «Періодичному закону не загрожує руйнація, а обіцяють лише надбудову та розвиток».

Періодичний закон та періодична система хімічних елементів у світлі теорії будови атома

1 березня 1869р.Формулювання періодичного закону Д.І. Менделєєва.

Властивості простих речовин, а також форми та властивості сполук елементів знаходяться в періодичній залежності від величини атомних ваг елементів.

Ще наприкінці 19 століття Д.І. Менделєєв писав, що, мабуть, атом складається з інших дрібніших частинок, і періодичний закон це підтверджує.

Сучасне формулювання періодичного закону.

Властивості хімічних елементів та їх сполук знаходяться у періодичній залежності від величини заряду ядер їх атомів, що виражається у періодичній повторюваності структури зовнішньої валентної електронної оболонки.

Періодичний закон у світлі теорії будови атомів

Періодична система у світлі теорії будови атома

Висновки:

1. Чим менше електронів на зовнішньому рівні і більший радіус атома, тим менша електронегативність і легше віддавати зовнішні електрони, отже, тим сильніше виражені металеві властивості.

Чим більше електронів на зовнішньому рівні і менше радіус атома, тим більша електронегативність і тим легше приймати електрони, отже, тим сильніші неметалеві властивості.

2. Для металів характерна віддача електронів, для неметалів – прийом.

Особливе становище водню в періодичній системі

Водень у періодичній системі займає дві клітини (в одній з них укладений у дужки) – в 1 групі та у 7 – ой.

У першій групі водень стоїть тому, що він, як і в елементів першої групи, на зовнішньому рівні один електрон.

У сьомій групі водень стоїть тому, що в нього, як і в елементів сьомої групи, до завершення енергетичного

ЗНАЧЕННЯ ПЕРІОДИЧНОГО ЗАКОНУ

Періодична система елементів стала однією з найцінніших узагальнень у хімії. Вона є хіба що конспект хімії всіх елементів, графік яким можна читати властивості елементів та його сполук. Система дозволила уточнити становище, величини атомних мас, значення валентності деяких елементів. На основі таблиці можна було передбачити існування та властивості ще невідкритих елементів. Менделєєв сформулював періодичний закон і запропонував його графічне відображення, однак на той час не можна було визначити природу періодичності. Сенс періодичного закону було виявлено пізніше, у зв'язку з відкриттями щодо будови атома.

1. У якому році було відкрито періодичний закон?

2. Що Менделєєв взяв основу систематизації елементів?

3. Як говорить закон відкритий Менделєєвим?

4. У чому різниця із сучасним формулюванням?

5. Що називається атомною орбіталлю?

6. Як змінюються властивості у періодах?

7. Як поділяються періоди?

8. Що називається групою?

9. Як підрозділяються групи?

10. Які види електрони ви знаєте?

11. Як відбувається наповнення енергетичних рівнів?

Лекція №4: Валентність та ступінь окислення. Періодичність зміни властивостей.

Походження поняття валентності.Валентність хімічних елементів одна із найважливіших їх властивостей. Поняття валентності було введено в науку Е. Франкландом у 1852 р. Спочатку поняття мало виключно стехіометричний характер і випливало із закону еквівалентів. Сенс поняття валентності випливав зі зіставлення величин атомної маси та еквівалента хімічних елементів.

Із встановленням атомно-молекулярних уявлень поняття валентності набуло певного структурно-теоретичного змісту. Під валентністю стали розуміти здатність одного атома даного елемента приєднувати себе те чи інше число атомів іншого хімічного елемента. За одиницю валентності була прийнята відповідна здатність атома водню, оскільки відношення атомної маси водню до його еквіваленту дорівнює одиниці. Таким чином, валентність хімічного елемента визначали як здатність його атома приєднувати те чи інше число атомів водню. Якщо цей елемент не утворював сполук з воднем, його валентність визначалася як здатність його атома заміщати те чи інше число атомів водню у його сполуках.

Таке уявлення про валентність підтверджувалося найпростіших сполук.

На основі уявлення про валентність елементів виникло уявлення та про валентність цілих груп. Так, наприклад, групі OH, оскільки вона приєднувала один атом водню або заміняла один атом водню в інших його сполуках, приписувалася валентність, що дорівнює одиниці. Однак уявлення про валентність втрачало свою однозначність, коли справа стосувалася з'єднань складніших. Так, наприклад, у перекисі водню H 2 O 2 валентність кисню повинна бути визнана рівною одиниці, оскільки в цій сполукі на кожен атом кисню припадає один атом водню. Однак відомо, що кожен атом кисню H 2 O 2 з'єднаний з одним атомом водню і однією одновалентною групою OH, тобто кисень двовалентний. Подібним чином валентність вуглецю в етані C 2 H 6 повинна бути визнана рівною трьом, оскільки в цій сполукі на кожен атом вуглецю припадає по три атоми водню, але оскільки кожен атом вуглецю з'єднаний з трьома атомами водню і однією одновалентною групою CH 3 , валентність вуглецю C 2 H 6 дорівнює чотирьом.

Слід зазначити, що з формуванні поглядів на валентності окремих елементів зазначені ускладнюючі обставини не бралися до уваги, а враховувався лише склад найпростіших сполук. Але й у своїй виявилося, що з багатьох елементів валентність у різних сполуках не однакова. Особливо це було помітно для сполук деяких елементів із воднем та киснем, у яких виявлялася різна валентність. Так, у поєднанні з воднем валентність сірки дорівнювала двом, а з киснем – шести. Тому стали розрізняти валентність воднем і валентність киснем.

Надалі у зв'язку з уявленням про те, що в сполуках одні атоми поляризовані позитивно, а інші негативно, поняття про валентність у кисневих та водневих сполуках було замінено поняттям про позитивну та негативну валентність.

Різні значення валентності в тих самих елементів виявлялися також у різних сполуках з киснем. Інакше кажучи, одні й самі елементи виявилися здатні виявляти різну позитивну валентність. Так з'явилося уявлення про змінну позитивну валентність деяких елементів. Що ж до негативної валентності неметалевих елементів, вона, зазвичай, виявилася в тих самих елементів постійної.

Елементів, які виявляють змінну позитивну валентність, виявилася більшість. Однак для кожного з таких елементів характерною виявилася його максимальна валентність. Така максимальна валентність отримала назву характеристичною.

Надалі, у зв'язку з виникненням та розвитком електронної теорії будови атома та хімічного зв'язку, валентність стали пов'язувати з числом електронів, що переходять від одного атома до іншого, або з числом хімічних зв'язків, що виникають між атомами у процесі утворення хімічної сполуки.

Електровалентність та ковалентність.Позитивна або негативна валентність елемента – найпростіше визначити, якщо два елементи утворювали іонну сполуку: вважалося, що елемент, атом якого став позитивно зарядженим іоном, виявив позитивну валентність, а елемент, атом якого став негативно зарядженим іоном – негативну. Чисельне значення валентності вважалося рівним величині заряду іонів. Оскільки іони у сполуках утворюються за допомогою віддачі та приєднання атомами електронів, величина заряду іонів обумовлюється числом відданих (позитивний) та приєднаних (негативний) атомами електронів. Відповідно до цього позитивна валентність елемента вимірювалася числом відданих його атомом електронів, а негативна валентність – числом електронів, приєднаних даним атомом. Таким чином, оскільки валентність вимірювалася величиною електричного заряду атомів, вона отримала назву електровалентності. Її називають також іонною валентністю.

Серед хімічних сполук зустрічаються такі, у молекулах яких атоми не поляризовані. Очевидно, для них поняття про позитивну та негативну електровалентність не застосовується. Якщо молекула складена з атомів одного елемента (елементарні речовини), втрачає сенс і звичайне поняття про стехіометричну валентність. Однак, щоб оцінювати здатність атомів приєднувати те чи інше число інших атомів, стали використовувати число хімічних зв'язків, які виникають між атомом та іншими атомами при утворенні хімічної сполуки. Оскільки ці хімічні зв'язки, що являють собою електронні пари, що одночасно належать обом з'єднаним атомам, називаються ковалентними, здатність атома утворити ту чи іншу кількість хімічних зв'язків з іншими атомами отримала назву ковалентності. Для встановлення ковалентності використовуються структурні формули, у яких хімічні зв'язки зображуються рисками.

Ступінь окислення та окисне число.При реакціях утворення іонних сполук перехід електронів від одних атомів або іонів, що реагують, до інших супроводжується відповідною зміною величини або знака їх електровалентності. При утворенні сполук ковалентної природи такої зміни електровалентного стану атомів фактично немає, лише має місце перерозподіл електронних зв'язків, причому валентність вихідних реагуючих речовин не змінюється. В даний час для характеристики стану елемента в сполуках запроваджено умовне поняття ступеня окислення. Чисельний вираз ступеня окислення називають окислювальним числом.

Окислювальні числа атомів можуть мати позитивне, нульове та негативне значення. Позитивне окисне число визначається числом електронів, відтягнутих від даного атома, а негативне окисне число - числом притягнутих даним атомом електронів. Окисне число може бути приписане кожному атому в будь-якій речовині, для чого потрібно керуватися такими простими правилами:

1. Окисні кількості атомів у будь-яких елементарних речовинах дорівнюють нулю.

2. Окислювальні числа елементарних іонів у речовинах іонної природи дорівнюють значенням електричних зарядів цих іонів.

3. Окислювальні числа атомів у сполуках ковалентної природи визначаються за умовного розрахунку, що кожен відтягнутий від атома електрон надає йому заряд, рівний +1, а кожен притягнутий електрон – заряд, рівний –1.

4. Алгебраїчна сума окисних чисел всіх атомів будь-якої сполуки дорівнює нулю.

5. Атом фтору у всіх його сполуках з іншими елементами має окисне число –1.

Визначення ступеня окиснення пов'язане з поняттям про електронегативність елементів. З використанням цього поняття формулюється ще одне правило.

6. У з'єднаннях окисне число негативно у атомів елементів з більшою електронегативністю та позитивно – у атомів елементів з меншою електронегативністю.

Поняття ступеня окислення, таким чином, змінилося поняття електровалентності. У зв'язку з цим є недоцільним користуватися і поняттям ковалентності. Для характеристики елементів краще застосовувати поняття валентності, визначаючи її числом електронів, використовуваних даним атомом освіти електронних пар, незалежно від цього, притягуються вони даному атому, чи, навпаки, відтягуються від цього. Тоді валентність виражатиметься числом без знака. На відміну від валентності ступінь окислення визначається числом електронів, відтягнутих від даного атома, – позитивна, чи притягнутих щодо нього, – негативна. У багатьох випадках арифметичні значення валентності та ступеня окиснення збігаються – це цілком природно. В деяких випадках числові значення валентності і ступеня окислення відрізняються один від одного. Приміром, у молекулах вільних галогенів валентність обох атомів дорівнює одиниці, а ступінь окислення – нулю. У молекулах кисню і перекису водню валентність обох атомів кисню дорівнює двом, а ступінь окислення в молекулі кисню дорівнює нулю, а молекулі перекису водню – мінус одиниці. У молекулах азоту та гідразину – N 4 H 2 – валентність обох атомів азоту дорівнює трьом, а ступінь окислення у молекулі елементарного азоту – нулю, а молекулі гідразину – мінус двом.

Очевидно, що валентність характеризує атоми, що тільки входять до складу будь-якої сполуки, хоча б гомоядерної, тобто складається з атомів одного елемента; про валентність окремих атомів говорити безглуздо. Ступінь же окислення характеризує стан атомів як входять у якесь з'єднання, і існуючих окремо.

Запитання для закріплення теми:

1. Ким було запроваджено поняття «валентність»?

2. Що називається валентністю?

3. У чому відмінність валентності та ступеня окислення?

4. Якою буває валентність?

5. Як визначається ступінь окиснення?

6. Чи завжди валентність та ступінь окислення елемента рівні?

7. За яким елементом визначається валентність елемента?

8. Що характеризує валентність елемента, що ступінь окислення?

9. Чи може бути валентність елемента негативною?

Лекція №5: Швидкість хімічної реакції.

Хімічні реакції можуть відрізнятися за часом протікання. Суміш водню та кисню при кімнатній температурі може тривалий час залишатися практично без змін, проте при ударі або підпалюванні станеться вибух. Залізна пластина повільно іржавіє, а шматочок білого фосфору самозаймається на повітрі. Важливо знати, наскільки швидко протікає та чи інша реакція, щоб мати можливість контролювати її перебіг.

Наукове значення періодичного закону. Життя та діяльність Д.І.Менделєєва

Відкриття періодичного закону та створення Періодичної системи хімічних елементів – найбільше досягнення науки 19 століття. Експериментальне підтвердження змінених Д. І. Менделєєвим відносних атомних мас, відкриття елементів із передбаченими ним властивостями, розташування відкритих інертних газів у періодичній системі призвели до загального визнання періодичного закону.

Відкриття періодичного закону зумовило подальший бурхливий розвиток хімії: за тридцять років було відкрито 20 нових хімічних елементів. Періодичний закон сприяв подальшому розвитку робіт з вивчення будови атома, внаслідок яких було встановлено взаємозв'язок будови атома з періодичною зміною їх властивостей. Маючи періодичний закон, вчені змогли добувати речовини із заданими властивостями, синтезувати нові хімічні елементи. Періодичний закон дозволив вченим побудувати гіпотези про еволюцію хімічних елементів у Всесвіті.

Періодичний закон Д. І. Менделєєва має загальнонаукове значення та є фундаментальним законом природи.

Дмитро Іванович Менделєєв народився 1834 р. в м. Тобольську. Після закінчення Тобольської гімназії він навчався у Петербурзькому педагогічному інституті, який закінчив із золотою медаллю. Будучи студентом Д. І. Менделєєв почав займатися науковими дослідженнями. Після навчання два роки провів за кордоном у лабораторії відомого хіміка Роберта Бунзена. У 1863 був обраний професором спочатку Петербурзького технологічного інституту, а згодом і Петербурзького університету.

Менделєєв проводив дослідження у галузі хімічної природи розчинів, стану газів, теплоти згоряння палива. Він цікавився різними проблемами сільського господарства, гірничорудною справою, питаннями металургії, працював над проблемою підземної газифікації палива, вивчав нафтову справу. Найвагомішим результатом творчої діяльності, що принесла Д. І. Менделєєву всесвітню славу, було відкриття у 1869 році Періодичного закону та Періодичної системи хімічних елементів. Він написав близько 500 статей з хімії, фізики, техніки, економіки, геодезії. Організував і був директором першої російської палати заходів та терезів, уклав початок сучасної метрології. Винайшов загальне рівняння стану ідеального газу, узагальнив рівняння Клапейрона (рівняння Клапейрона-Менделєєва).

Менделєєв прожив 73 роки. За свої досягнення був обраний членом 90 іноземних академій наук та почесним доктором багатьох університетів. На його честь названо 101-й хімічний елемент (Менделевий).