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Legendas dos slides:

Sistema periódico de elementos químicos D.I. Mendeleiev

MENDELEEV Dmitry Ivanovich (1834-1907) uma notável figura russa na ciência e na cultura, autor de pesquisas fundamentais em química, tecnologia química, física, metrologia, aeronáutica, meteorologia, agricultura, economia, etc.

A história da descoberta da mesa O pioneiro da mesa foi o cientista russo Dmitry Mendeleev. Um cientista extraordinário com os mais amplos horizontes científicos conseguiu combinar todas as ideias sobre a natureza dos elementos químicos em um único conceito coerente. Em meados do século 19, 63 elementos químicos foram descobertos e cientistas de todo o mundo tentaram repetidamente combinar todos os elementos existentes em um único conceito. Os elementos foram propostos para serem colocados em ordem crescente de massa atômica e divididos em grupos de acordo com a semelhança das propriedades químicas. Em 1863, o químico e músico John Alexander Newland propôs sua teoria, que propunha um layout de elementos químicos semelhante ao descoberto por Mendeleev, mas o trabalho do cientista não foi levado a sério pela comunidade científica devido ao fato de o autor ser levados pela busca da harmonia e da ligação da música com a química. Em 1869, Mendeleev publicou seu esquema da tabela periódica no jornal da Sociedade Russa de Química e enviou um aviso da descoberta aos principais cientistas do mundo. No futuro, o químico refinou e melhorou repetidamente o esquema até adquirir sua forma familiar. A essência da descoberta de Mendeleev é que, com o aumento da massa atômica, as propriedades químicas dos elementos não mudam monotonamente, mas periodicamente. Após um certo número de elementos com propriedades diferentes, as propriedades começam a se repetir. Assim, o potássio é semelhante ao sódio, o flúor é semelhante ao cloro e o ouro é semelhante à prata e ao cobre. Em 1871, Mendeleev finalmente uniu as ideias na Lei Periódica. O cientista previu a descoberta de vários novos elementos químicos e descreveu suas propriedades químicas. Posteriormente, os cálculos do químico foram totalmente confirmados - gálio, escândio e germânio correspondiam totalmente às propriedades que Mendeleev lhes atribuiu.

O protótipo do sistema periódico científico de elementos foi a tabela "Experiência de um sistema de elementos baseado em seu peso atômico e similaridade química", compilada por Mendeleev em 1º de março de 1869. Nos dois anos seguintes, o autor melhorou essa tabela, introduziu ideias sobre grupos, séries e períodos de elementos; fez uma tentativa de estimar a capacidade de pequenos e grandes períodos, contendo, em sua opinião, 7 e 17 elementos, respectivamente. Em 1870 ele chamou seu sistema natural e em 1871 - periódico. Mesmo assim, a estrutura da Tabela Periódica dos Elementos adquiriu em muitos aspectos contornos modernos. Extremamente importante para a evolução da Tabela Periódica dos Elementos foi a ideia introduzida por Mendeleev do lugar de um elemento no sistema; a posição do elemento é determinada pelos números de período e grupo.

O sistema periódico de elementos foi desenvolvido por D. I. Mendeleev em 1869-1871.

A criação do sistema periódico permitiu a D. I. Mendeleev prever a existência de doze elementos desconhecidos na época: escândio (ekaboru), gálio (ekaalumínio), germânio (ekasilício), tecnécio (ecamarganês), háfnio (um análogo do zircônio), polônio (ecateluru), astato (ecaiodu), frâncio (ekacesium), rádio (ekabarium), actínio (ekalantânio), protactínio (ekatantalum). D. I. Mendeleev calculou os pesos atômicos desses elementos e descreveu as propriedades do escândio, gálio e germânio. Usando apenas a posição dos elementos no sistema, D. I. Mendeleev corrigiu o peso atômico do boro, urânio, titânio, cério e índio.

Versão moderna do sistema periódico de elementos

Uma versão promissora do sistema de elementos

Sobre o tema: desenvolvimentos metodológicos, apresentações e notas

Sinais (símbolos) de elementos químicos. Sistema periódico de elementos químicos D.I. Mendeleiev

Desenvolvimento de uma aula de química na 8ª série "Sinais de elementos químicos. Sistema periódico de D.I. Mendeleev" usando tecnologias educacionais....

“Características gerais dos elementos químicos. Lei periódica e sistema periódico de elementos químicos de D.I.Mendeleev»

Material para professores que trabalham no programa de O.S. Gabrielyan...

O trabalho de verificação sobre o tema "Tabela Periódica de Elementos Químicos de D.I. Mendeleev. Sinais de elementos químicos. Fórmulas químicas. Massas atômicas e moleculares relativas" destina-se a...

1

Abertura
Lei Periódica
Com base em sua classificação
elementos químicos D.I. Mendeleiev
colocar dois de seus principais e permanentes
sinal:
massa atômica
propriedades formadas por produtos químicos
elementos da matéria.
2

Abertura Periódica
lei
Ao fazê-lo, descobriu que as propriedades
elementos dentro de certos limites
mudar linearmente (monotonicamente
aumentar ou diminuir), depois
saltos são repetidos
periodicamente, ou seja, através de um certo
número de elementos encontrados semelhantes.
3

Primeira opção
Tabela periódica
Com base em seus
observações 1 de março de 1869 D.I.
Mendeleev formulou
a lei periódica, que
inicial
a redação ficou assim:
propriedades dos corpos simples e
também formas e propriedades
conexões de elementos
estão em periodicidade
dependendo das quantidades
pesos atômicos dos elementos
4

Lei Periódica
DI. Mendeleiev
Se você escrever as linhas uma abaixo da outra assim,
de modo que o sódio está sob lítio, e sob
neon - argônio, obtemos o seguinte
disposição do elemento:
Li Be B C N O
Na Mg Al Si P S
F Ne
Cl Ar
Com este arranjo na vertical
colunas
contêm elementos que são semelhantes em seus
propriedades.
5

Lei Periódica D.I. Mendeleiev

Interpretação moderna do periódico
lei:
Propriedades dos elementos químicos
e os compostos que formam
estão em periodicidade
dependendo do valor da carga
seus núcleos atômicos.
6

R
19
30,974
FÓSFORO
7

8

Períodos

Períodos - linhas horizontais
elementos químicos, apenas 7 períodos.
Os períodos são divididos em pequenos (I, II, III) e
grande (IV, V, VI), VII inacabado.
9

Períodos

Cada período (exceto o primeiro)
começa com um metal típico (Li, Na, K,
Rb, Cs, Fr) e termina com um nobre
gás (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), que
precedido por um não-metal típico.
10

Grupos

colunas verticais
elementos com o mesmo
número de elétrons por
eletrônico externo
nível igual ao número
grupos.
11

Grupos

Existem os principais (A) e
subgrupos laterais (B).
Os principais subgrupos são
de elementos pequenos e grandes
períodos.
Os subgrupos consistem em
de apenas grandes elementos
períodos.
Tais elementos são chamados
transitório.
12

13

Lembrar!!!
Número do período = número de energia
níveis atômicos.
Número do grupo = número de elétrons externos
átomo.
(Para elementos dos subgrupos principais)
14

Valência

O número do grupo indica o maior
a valência de um elemento em relação ao oxigênio.
15

Valência

Os elementos IV, V, VI e VII dos grupos formam
compostos voláteis de hidrogênio.
Mostra o número do grupo
a valência de um elemento em compostos com
hidrogênio.
8-grupo nº.
16

17

Exercício:

Nomeie o período e
qual grupo, subgrupo
são as seguintes
elementos químicos:
Sódio, Cobre, Carbono, Enxofre,
Cloro, Cromo, Ferro, Bromo
18

Mudando o raio de um átomo
No período
O raio de um átomo diminui com
um aumento nas cargas dos núcleos dos átomos em um período.
19

Mudando o raio de um átomo
No período
Em um grupo com aumento
números de período raios atômicos
aumentar.
20

Mudança nos raios dos átomos na tabela D.I. Mendeleiev

21

Exercício:

Compare os raios das seguintes
elementos químicos:
Lítio, sódio, potássio
Boro, carbono, nitrogênio
Oxigênio, Enxofre, Selênio
Iodo, Cloro, Flúor
Cloro, enxofre, fósforo
22

Eletro-negatividade
A eletronegatividade é
a capacidade de um átomo de atrair
densidade eletrônica.
Eletronegatividade em um período
aumenta com o aumento
carga do núcleo de um elemento químico, então
é da esquerda para a direita.
23

Eletronegatividade em
grupo aumenta com
diminuição do número
camadas eletrônicas de um átomo
(baixo cima).
pelo mais
eletronegativo
o elemento é flúor (F),
mas menos
eletronegativo -
frâncio (Fr).
24

NEGATIVIDADE ELÉTRICA RELATIVA
ÁTOMOS
H
2,1
Li
Ser
Com
N
O
0,98
1,5
NO
3,5
F
4,0
N / D
mg
Al
Si
P
S
Cl
0,93
1,2
Para
Ca
0,91
1,04
Rb
Sr
0,89
0,99
2,0
1,6
Ga
1,8
Dentro
1,5
2,5
1,9
Ge
2,0
sn
1,7
3,07
2,2
Como
2,1
Sb
1,8
2,6
Se
2,5
Aqueles
2,1
3,0
Br
2,8
EU
2,6
25

Exercício:

Compare os OEs dos seguintes
elementos químicos:
sódio e oxigênio
Carbono e Hidrogênio
oxigênio e flúor
Boro e Nitrogênio
Iodo, flúor
Cloro, fósforo
26

propriedades
Propriedades restauradoras dos átomos a capacidade de perder elétrons quando

Propriedades oxidantes dos átomos a capacidade de aceitar elétrons em
a formação de uma ligação química.
27

redox
propriedades
Nos principais subgrupos de baixo para cima, em
períodos - da esquerda para a direita
propriedades oxidantes de simples
substâncias dos elementos aumentam, e
propriedades restauradoras,
respectivamente, diminuir.
28

Alterar propriedades
elementos químicos
Oxidativo e não metálico
propriedades
Propriedades oxidantes e não metálicas
29

METALOIDES

B
Ge
Sb
Po
30

METALOIDES

De acordo com suas propriedades químicas
semimetais são não metais,
mas de acordo com o tipo de condutividade a que pertencem
condutores.
31

32

Obrigado pela sua atenção!!

33

ESTRUTURA DO ÁTOMO

34

ESTRUTURA DO ÁTOMO

1911 cientista inglês Ernest Rutherford
propôs um modelo planetário do átomo
35

Estrutura
átomo
1. No centro do átomo está
carregado positivamente
testemunho.
2. Toda carga positiva
e quase toda a massa do átomo
concentrada em seu núcleo.
Partícula
3. Os núcleos dos átomos consistem em
prótons e nêutrons
(núcleos).
4. Ao redor do núcleo em fechado
órbitas giram
elétrons.
Carregar a granel
número
Elétron
e-
-1
0
próton
p+
+1
1
Nêutron
n0
0
1
36

37

A estrutura do átomo

elétron
próton
nêutron
38

Um elemento químico é um tipo
átomos com a mesma carga
grãos.
Ordinal
sala
elemento
em PS
=
Carregar
núcleos
Número
Número
= prótons = elétrons
no núcleo
ē
Carga principal
ordinal
número →
12
mg
Número de prótons
Número de elétrons
Z = +12
p+ = 12
ē = 12
39

Número de nêutrons

Nos átomos de um produto químico
número do elemento
P+ prótons são sempre iguais
(igual à carga do núcleo Z), e o número
nêutrons N é diferente.
40

Número de nêutrons
Número
prótons Z
+
Número
nêutrons N
=
Massa
número A
Número de nêutrons N = A -Z
Número de massa -
24
número de série -
12
mg
N = 24 - 12 = 12
41

Tarefas de amostra

Determine para o ChE proposto:
número de série
Número de massa
carga nuclear
número de prótons
número de elétrons
número de nêutrons
42

Isótopos são átomos de um elemento que possuem um
e a mesma carga nuclear, mas massas diferentes.
e-
-
e
–
e-
-
-
p+
n
+n
R
+
R
isótopos
hidrogênio
n
Hidrogênio
Deutério
Trítio
1H
2D
3T
Número
prótons (Z)
o mesmo
1
1
1
Número
nêutrons N
Outro
0
1
2
Massa
número A
Outro
1
2
3
43

Isótopos de cloro
35
17
Cl
75%
37
17
Cl
25%
Ar = 0,75 * 35 + 0,25 * 37 = 35,5

O invólucro eletrônico é a totalidade de todos
elétrons em um átomo
circundando o núcleo.
45

Escudo eletrônico

Um elétron em um átomo está ligado
estado com um núcleo e tem energia,
que determina o nível de energia
em que o elétron está localizado.
46

Escudo eletrônico

Um elétron não pode ter tal
energia entre
níveis de energia.
átomo de alumínio
átomo de carbono
Átomo
hidrogênio
47

Estado estacionário e excitado do átomo

48

1
E1< E2 < E3
2
testemunho
3
Níveis de energia n
(camadas eletrônicas) - conjunto
elétrons com valores semelhantes
energia
Número de níveis de energia em um átomo
igual ao número do período em que
ChE está localizado no PSCE.
49

Determinar

Número
energia
níveis para
H, Li, Na, K, Cu
50

Distribuição de nível de elétrons

N=2n2
Fórmula
por
cálculos
número máximo de elétrons por
níveis de energia, onde n é o número do nível.
1º nível - 2 elétrons.
2º nível - 8 elétrons.
3º nível - 18 elétrons.
51

O número máximo de elétrons em 1 nível

Nível 1: 2°
52

Quantia máxima
elétrons nos níveis 1 e 2
Nível 1: 2°
Nível 2: 8°
53

Número máximo de elétrons nos níveis 1,2,3

1 nível-2
2 nível-8
3 nível-18
54

Diagrama da estrutura eletrônica

Número de série
carga nuclear +6, número total ē - 6,
Carbono 6C está no segundo período
dois níveis de energia (no esquema
representados entre parênteses, abaixo deles escreva um número
elétrons em um dado nível de energia):
C +6))
6
2
4
55

Desenhe um diagrama de estrutura eletrônica para:

Li, Na
Seja, O, P,
F, BR
56

níveis de energia,
contendo o número máximo
elétrons são chamados
concluído.
Eles têm um aumento
resiliência e estabilidade
níveis de energia,
contendo menos
elétrons são chamados
inacabado
57

4
BERÍLIO
2
2
9,0122
nível de energia externa

tabela periódica de elementos químicos

Número de energia
níveis atômicos.
= número do período
Número de elétrons externos = grupo no.
59

11
N / D
22,99
sódio
60

elétrons externos

Número de elétrons externos = grupo no.
Elétron
externo
nível
61

A estrutura dos níveis de energia

Cada nível de energia
consiste em subníveis: s, p, d, f.
O subnível consiste em orbitais.
Orbital de Elétron - Região
provavelmente
a localização do elétron
espaço

Orbital eletrônico

Elétrons do subnível S quando se movem ao redor do núcleo
formar uma nuvem eletrônica esférica
Fronteira
subníveis
S - nuvem
63

Os elétrons do subnível p formam três
nuvens eletrônicas na forma de volumétricos
oitos
p - nuvens
64

A forma dos orbitais do subnível p

65

A forma dos orbitais d - subnível

d - nuvens
66

A forma dos orbitais f - subnível

67

p
- orbital do elétron,
-elétrons,
-localização do andar
denota níveis e subníveis
elétrons.
O diagrama mostra
estrutura do 1º e 2º
níveis eletrônicos
átomo de oxigênio
68

Fórmulas gráficas eletrônicas
Gráfico eletrônico
fórmulas
O subnível consiste em orbitais E
n=4 - 4 subníveis (S, p, d, f)
n=4
S
n=3
S
n=2
S
n=1S
d
p
p
d
f
n=3 - 3 subníveis (S, p, d)
n=2 - 2 subníveis (S, p)
p
n=1 – 1 subnível (S)
onde n é o número do nível
69

Números quânticos

O estado de cada elétron em um átomo
geralmente descrito com quatro
Números quânticos:
principal (n),
orbital (l),
magnético (m) e
rotaciona).
Os três primeiros caracterizam o movimento
elétron no espaço, e o quarto em torno de seu próprio eixo.
70

Números quânticos

- parâmetros de energia,
determinando o estado do elétron
e o tipo de orbital atômico em que
ele está dentro.
1. Número quântico principal n
determina a energia total do elétron
e o grau de sua remoção do núcleo
(número do nível de energia);
n = 1, 2, 3, . . .
71

Números quânticos

2. Orbital (lateral)
o número quântico l determina a forma
orbital atômico.
Valores de 0 a n-1 (l = 0, 1, 2, 3,..., n-1).
Cada valor de l corresponde a
orbital especial.
l = 0 - orbital s,
l \u003d 1 - orbital p,
l \u003d 2 - orbital d,
l = 3 - orbital f
72

3. Número quântico magnético m

- determina a orientação do orbital em
espaço em relação ao exterior
campo magnético ou elétrico.
m = 2 l +1
Os valores variam de +l a -l, incluindo 0.
Por exemplo, para l = 1, o número m leva
3 valores: +1, 0, -1 para que haja
3 tipos de p-AO: px, py, pz.
73

Números quânticos

4. O número quântico de spin s pode
assumir apenas dois valores possíveis
+1/2 e -1/2.
Correspondem a duas possibilidades e
direções opostas
próprio momento magnético
um elétron chamado spin.


74

Propriedades do elétron
Spin caracteriza sua própria
o momento magnético do elétron.
Para denotar elétrons com diferentes
símbolos são usados ​​para rodadas: e ↓ .

Princípio de Pauli.
Regra de Hund.
O PRINCÍPIO DA SUSTENTABILIDADE
Klechkovsky.
76

1) Banimento de Pauli
Um AO não pode ter mais do que dois
elétron, que deve ter diferentes
costas.
Permitido
Proibido!
Um átomo não pode ter dois elétrons com
o mesmo conjunto de todos os quatro
Números quânticos.
77

Modelo planetário do átomo de berílio

4
BERÍLIO
2
2
1s
9,0122
2 segundos

Modelo planetário do átomo de berílio

4
BERÍLIO
2
2
1s
9,0122
2 segundos
2p

Preenchendo orbitais atômicos com elétrons

2) Princípio de Hund:
Estado estacionário do átomo
corresponde a tal distribuição
elétrons dentro
subnível de energia,
qual valor absoluto
o spin total do átomo
máximo
Permitido
Proibido!
80

Regras para preencher os níveis de energia

Regra de Hund
Se, por exemplo, três
p-células do átomo de nitrogênio
distribuem três elétrons, então eles
estarão localizados cada um em
uma célula separada, i.e. ser colocado
em três diferentes
orbitais p:
neste caso, o giro total
é +3/2 porque sua projeção
é igual a
Esses três elétrons não podem
ser localizado
portanto,
porque então a projeção
giro total
ms = +1/2-1/2+1/2=+1/2 .
ms = +1/2+1/2+1/2=+3/2 .
Proibido!
Permitido
81

Preenchendo orbitais atômicos com elétrons

3) O princípio da sustentabilidade
Klechkovsky.
AO são preenchidos com elétrons em
ordem de aumentar sua energia
níveis de energia.
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d
82

Princípio da estabilidade de Klechkovsky.

Em primeiro lugar, preencha
orbitais cuja soma mínima é (n+l).
Se as somas forem iguais (n+l), os y
qual n é menor
1s< 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d ...
4s (4+0=4)
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
83

FÓRMULA ELETRÔNICA
ÁTOMO
Usando fórmulas eletrônicas
(configurações) podem ser mostradas
distribuição de elétrons
níveis e subníveis de energia:
1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d
1s2 2s22p6 3s23p6 3d0 4s2
84

FÓRMULA ELETRÔNICA
Exemplo: Carbono, #6, período II,
grupo IV.
Esquema de eletrônica
estrutura atômica
С+6))
2 4
Fórmula eletrônica: 1s2 2s22p2
85

Algoritmo para compilação de fórmulas eletrônicas.

Escreva o sinal do elemento químico e
a carga do núcleo de seu átomo (número do elemento).
Determine a quantidade de energia
níveis (número do período) e o número
elétrons em cada nível.
Fazemos uma fórmula eletrônica,
levando em conta o número do nível, o tipo de orbital e
o número de elétrons nele (princípio
Klechkovsky).
86 a estrutura dos átomos
Li
N / D
Para
Rb
O
S
Se
Te
90

91

descobertas

A estrutura externa
níveis de energia
repetido periodicamente,
portanto periodicamente
repetir e propriedades
elementos químicos.
92

Estados dos átomos
Os átomos são estáveis ​​apenas em alguns
estados estacionários, que
correspondem a certos valores de energia.
A energia mais baixa permitida
estados de um átomo é chamado de estado fundamental, e todos
o resto está animado.
Os estados excitados dos átomos são formados
do estado fundamental durante a transição de um
ou vários elétrons de ocupado
orbitais em livres (ou ocupados apenas
93
1 elétron)

A estrutura do átomo de manganês:

Mn
+25
2
8
13
2
d - elemento
1s22s22p63s23p64s23d54p0
estado fundamental de um átomo
estado excitado de um átomo
94

O valor dos metais de transição para o corpo e a vida.

Sem metais de transição nosso corpo
não pode existir.
O ferro é o princípio ativo
hemoglobina.
O zinco está envolvido na produção de insulina.
O cobalto é o centro da vitamina B-12.
Cobre, manganês e molibdênio, bem como
alguns outros metais estão incluídos
composição de enzimas.
95

íons

Íon - positivo ou negativo
uma partícula carregada produzida por
doação ou penhora por um átomo ou
um grupo de átomos de um ou mais
elétrons
Cátion - (+) partícula carregada, Kat
Ânion - (-) partícula carregada, An
96

4. Comparação de metal
propriedades (não metálicas) com vizinhos
elementos de período e subgrupo.
5. Eletronegatividade, ou seja, força
atração de elétrons para o núcleo.
101

Obrigado pela sua atenção!

102

Recursos da Internet usados:

smoligra.ru
newpictures.club/s-p-d-f-orbitals
infourok.ru
Vídeos interessantes
https://www.youtube.com/watch?v=3GbGjc-kSRw
103

Encontre elementos correspondentes e seus recursos:

ELEMENTO
SINAL
A. Lítio
B. Flúor
B. Nitrogênio
D. Berílio.
1) elemento s
2) Não-metal
3) número de prótons 9
4) elemento f
5) número de elétrons 4
6) elemento d
7) Metais
8) EC mais alto por
comparado ao resto
variantes de átomos
104

O sistema periódico de elementos químicos foi descoberto pelo grande cientista russo Dmitri Mendeleev em março de 1869 e finalmente formulado em anos.

MENDELEEV, Dmitry Ivanovich 27 de janeiro (8 de fevereiro), 1834 - 20 de janeiro (2 de fevereiro), 1907 O químico russo Dmitry Ivanovich Mendeleev nasceu em Tobolsk na família do diretor do ginásio. Dmitry era o último, décimo sétimo filho da família. Das dezessete crianças, oito morreram na infância. Enquanto estudava no ginásio, Mendeleev tinha notas muito medíocres, especialmente em latim.

Em 1850 ingressou no Departamento de Ciências Naturais da Faculdade de Física e Matemática do Instituto Pedagógico Principal de São Petersburgo. Em 1850 ingressou no Departamento de Ciências Naturais da Faculdade de Física e Matemática do Instituto Pedagógico Principal de São Petersburgo. Em 1855, Mendeleev se formou no instituto com uma medalha de ouro e foi nomeado professor sênior em um ginásio em Simferopol, mas por causa da eclosão da Guerra da Criméia, ele se transferiu para Odessa, onde trabalhou como professor no Richelieu Lyceum. Nos anos Mendeleev estava em uma missão científica na Alemanha. Nos anos Mendeleev estava em uma missão científica na Alemanha.

Retornando, Mendeleev escreveu "Química Orgânica" - o primeiro livro russo sobre esta disciplina, que recebeu o Prêmio Demidov. Uma das importantes descobertas de Mendeleev pertence a esse período - a definição do "ponto de ebulição absoluto dos líquidos", agora conhecido como temperatura crítica. Escreveu a obra clássica "Fundamentos da Química". No prefácio da segunda edição da primeira parte do livro, Mendeleev citou uma tabela de elementos intitulada "Experiência de um sistema de elementos baseado em seu peso atômico e semelhança química"

Em 1860, Mendeleev, juntamente com outros químicos russos, participou dos trabalhos do Congresso Internacional de Químicos, no qual S. Cannizzaro apresentou sua interpretação da teoria molecular de A. Avogadro. Essa fala e discussão sobre a distinção entre os conceitos de átomo, molécula e equivalente serviu como um pré-requisito importante para a descoberta da lei periódica. Em 1869, Mendeleev publicou seu esquema da tabela periódica no jornal da Sociedade Russa de Química e enviou um aviso da descoberta aos principais cientistas do mundo. No futuro, o químico refinou e melhorou repetidamente o esquema até adquirir sua forma familiar. A essência da descoberta de Mendeleev é que, com o aumento da massa atômica, as propriedades químicas dos elementos não mudam monotonamente, mas periodicamente.

Uma das lendas diz que Mendeleev descobriu a tabela de elementos químicos durante o sono. No entanto, Mendeleev apenas riu dos críticos. “Estou pensando nisso há talvez vinte anos, e você diz: sentei e de repente ... está pronto!”, disse o cientista uma vez sobre sua descoberta.

Outra lenda credita Mendeleev com a descoberta da vodka. Em 1865, o grande cientista defendeu sua dissertação sobre o tema "Discurso sobre a combinação de álcool com água", e isso imediatamente deu origem a uma nova lenda. Os contemporâneos do químico riram, dizendo que o cientista “se dá bem sob a influência do álcool combinado com a água”, e as gerações seguintes já chamavam Mendeleev de descobridor da vodka.

Além disso, os contemporâneos provocaram a paixão de Mendeleev por malas. O cientista na época de sua inatividade involuntária em Simferopol foi forçado a passar o tempo tecendo malas. No futuro, ele fez recipientes de papelão de forma independente para as necessidades do laboratório. Apesar da natureza claramente "amadora" desse hobby, Mendeleev era frequentemente chamado de "mestre da mala".

Conhecimento mínimo obrigatório

em preparação para o OGE em química

Sistema periódico DI. Mendeleiev e a estrutura do átomo

professor de quimica

Sucursal da instituição de ensino municipal da vila de Poima

Distrito de Belinsky da região de Penza na aldeia de Chernyshevo

• Repetir as principais questões teóricas do programa do 8º ano;
• Consolidar o conhecimento sobre as causas das alterações nas propriedades dos elementos químicos com base nas disposições do PSCE D.I. Mendeleiev;
• Ensinar a explicar e comparar razoavelmente as propriedades dos elementos, bem como as substâncias simples e complexas formadas por eles de acordo com a posição no PSCE;
• Prepare-se para a aprovação bem-sucedida do OGE em química

Número de série Elemento químico

mostra o número de prótons no núcleo de um átomo

(carga nuclear Z) de um átomo deste elemento.

12 horas +

mg 12

MAGNÉSIO

Isso é

seu significado físico

12e -

Número de elétrons em um átomo

igual ao número de prótons,

porque o átomo

eletricamente neutro

Vamos corrigi-lo!

Sa 20

CÁLCIO

20 horas +

dia 20 -

32 horas +

32º -

ENXOFRE

Vamos corrigi-lo!

Zn 30

ZINCO

30 horas +

30º -

35 +

35º -

BROMO

Linhas horizontais de elementos químicos - períodos

pequeno

ampla

inacabado

Colunas verticais de elementos químicos - grupos

a Principal

efeitos colaterais

Um exemplo de escrever um diagrama da estrutura de um átomo de um elemento químico

Número de camadas de elétrons

na camada eletrônica de um átomo é igual ao número do período em que o elemento está localizado

Massa atômica relativa

(arredondado para o número inteiro mais próximo)

escrito no canto superior esquerdo acima

número de série

11 N / D

Carga nuclear (Z) de sódio

Sódio: número de série 11

(escrito no canto inferior esquerdo)

ao lado do símbolo de um elemento químico)

2∙ 1 2

2∙ 2 2

11º -

11r +

O número de nêutrons é calculado

de acordo com a fórmula: N(n 0 ) = A r – N(p + )

12n 0

Número elétrons no nível externo para elementos de subgrupos principais igual ao número do grupo , no qual o elemento está localizado

Máximo número de elétrons

No nível calculado pela fórmula:

2n 2

Vamos corrigi-lo!

13 Al

A carga do núcleo de um átomo (Z) de alumínio

2∙ 1 2

2∙ 2 2

13º -

13r +

14n 0

Vamos corrigi-lo!

9 F

Carga nuclear (Z) de flúor

2∙ 1 2

9r +

9e -

10n 0

Dentro de um período

1. Aumentando:

I II III IV V VI VII VIII

Li Ser B C N O F Né

+3 +4 +5 +6 +7 +8 +9 +10

2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 2 7 2 8

• A carga do núcleo atômico
• O número de elétrons na camada externa dos átomos
• O mais alto estado de oxidação dos elementos em compostos

Li +1 Ser +2 B +3 C +4 N +5

• Eletro-negatividade
• Propriedades oxidantes
• Propriedades não metálicas de substâncias simples
• Propriedades ácidas de óxidos e hidróxidos superiores

Dentro de um período

2. Diminuir:

I II III IV V VI VII VIII

Li Ser B C N O F Né

+3 +4 +5 +6 +7 +8 +9 +10

2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 2 7 2 8

• Raio do átomo
• Propriedades metálicas de substâncias simples
• Propriedades restauradoras:

Li - só agente redutor , C- e agente oxidante , e agente redutor ,

F - só agente oxidante

• As principais propriedades de óxidos e hidróxidos superiores:

LiOH- base ,Be(OH) 2 – anfotérico hidróxido,

HNO 3 - ácido

Dentro de um período

3. Não muda:

I II III IV V VI VII VIII

Li Ser B C N O F Né

+3 +4 +5 +6 +7 +8 +9 +10

2 1 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 2 7 2 8

Número de camadas de elétrons

(níveis de energia)

no átomo

é igual a número do período

Vamos corrigi-lo!

Em períodos

deixou direita

carga do núcleo de um átomo

• está aumentando
• Diminui
• Não muda

Vamos corrigi-lo!

Em períodos

na direita deixou

número de níveis de energia

• está aumentando
• Diminui
• Não muda
• Primeiro aumenta e depois diminui

Vamos corrigi-lo!

Em períodos

deixou direita

propriedades restauradoras do elemento

• Estão ficando mais fortes
• Enfraquecer
• Não mude
• Enfraqueça primeiro, depois intensifique

Vamos corrigi-lo!

Átomos de elementos químicos

alumínio e silício

Ter o mesmo:

• Número de camadas eletrônicas;
• Número de elétrons

Vamos corrigi-lo!

Átomos de elementos químicos

enxofre e cloro

tem diferente:

• O valor das cargas dos núcleos dos átomos;
• O número de elétrons na camada externa;
• Número de camadas eletrônicas;
• Número total de elétrons

Dentro do mesmo grupo A

1. Aumentando:

• A carga do núcleo atômico
• Número de camadas de elétrons em um átomo
• Raio do átomo
• Propriedades restauradoras
• metal propriedades

substâncias simples

• Propriedades básicas de óxidos e hidróxidos superiores
• Propriedades ácidas (grau de dissociação) de ácidos livres de oxigênio não metais

2 8 18 8 1

Dentro do mesmo grupo A

2. Diminuir:

• Eletro-negatividade;

• Propriedades oxidantes;

• não metálico propriedades

substâncias simples;

• Força (estabilidade) de compostos de hidrogênio voláteis.

2 8 18 7

2 8 18 18 7

Dentro do mesmo grupo A

3. Não mude:

• Número de elétrons em externo camada eletrônica

• Estado de oxidação elementos em superior óxidos e hidróxidos (geralmente igual ao número do grupo)

• Ser +2 mg +2 Ca +2 Sr +2

2 2

2 8 2

2 8 8 2

2 8 18 8 2

Vamos corrigi-lo!

• Nos principais subgrupos

de baixo acima

carga do núcleo de um átomo

• está aumentando
• Diminui
• Não muda
• Primeiro aumenta e depois diminui

Vamos corrigi-lo!

Nos principais subgrupos

de baixo acima

número de elétrons no nível externo

• está aumentando
• Diminui
• Não muda
• Primeiro aumenta e depois diminui

Vamos corrigi-lo!

Nos principais subgrupos

baixo cima

oxidativo propriedades do elemento

• Estão ficando mais fortes
• Enfraquecer
• Não muda
• Primeiro aumenta e depois diminui

Vamos corrigi-lo!

Átomos de elementos químicos

carbono e silício

Ter o mesmo:

• O valor das cargas dos núcleos dos átomos;
• O número de elétrons na camada externa;
• Número de camadas eletrônicas;
• Número total de elétrons em um átomo

Vamos corrigi-lo!

Átomos de elementos químicos

azoto e fósforo

tem diferente:

• O valor das cargas dos núcleos dos átomos;
• O número de elétrons na camada externa;
• Número de camadas eletrônicas;
• Número total de elétrons

• § 36, teste pp. 268-272

• Tabela D.I. Mendeleiev http://s00.yaplakal.com/pics/pics_original/7/7/0/2275077.gif
• Gabrielyan O.S. "Química. 9º ano" - DROFA, M., - 2013, p. 267-268
• Saveliev A.E. Conceitos básicos e leis da química. Reações químicas. 8-9 graus. - M.: DROFA, 2008, - p. 6-48.
• Ryabov M.A., Nevskaya E.Yu. "Testes em química" para o livro de O.S. Gabrielyan "Química. Grau 9". – M.: EXAME, 2010, p. 5-7