Курс:_____1______,группа(ы)__ТОД 199_______________________________
Дисциплина (МДК) _ХИМИЯ_________________________________________
ФИО преподавателя___Хайруллина Т.И.________________________________

Тема занятия: Периодический закон и периодическая система химических элементов 
Д.И. Менделеева в свете учения о строение атома.
Цель урока : обобщить и систематизировать знания о периодическом  законе и Периодической системе химических элементов; актуализировать знания о закономерностях изменения свойств элементов и их соединений в связи с положением в Периодической системе; закрепить практические навыки выполнения тестовое задание по химии. 
      В период становления науки химии ученые пытались привести в систему сведения об известных к тому времени нескольких десятков химических элементов. Эта проблема увлекла и Д.И. Менделеева. Он искал закономерности и взаимосвязи, которые бы охватывали все элементы, а не только часть из них. Менделеев считал важнейшей характеристикой элемента массу его атома. Проанализировав все известные к тому времени сведения о химических элементах и расположив их в порядке возрастания их атомных масс, в 1869 году он сформулировал периодический закон. 
Предпосылки открытия Периодического закона.
1.В истории открытия Периодического закона (П.З.) можно выделить три этапа:
а) до XVIII в. – изучение свойств индивидуальных веществ; (описаны 63 хим. элемента).
б) до середины ХIХ в. – классификация химических элементов (х. э.) на основе их особенных свойств.
в) 1869 год – открытие, осмысление всеобщей связи между всеми химическими элементами, открытие П.З.
2.Объективные предпосылки создания П.З.  
а) были более или менее точно определены Ar химических элементов.
б) появилось четкое понятие о группах сходных элементов (естественных семействах).
в) на съезде химиков в г. Карлсруэ в 1860 г. были выработаны четкие понятия об  атомах и молекулах.         
        Открытие Периодического закона Дмитрием Ивановичем Менделеевым.
1.Всего до Менделеева было предложено порядка 50 вариантов классификации химических элементов, но каждая из них имела свои недостатки.  
2.Ни одна из попыток не привела к созданию системы, отражающей взаимосвязь всех элементов и выявляющей природу их сходства и различия.
3.Д. И. Менделеев поставил цель – создать полную и естественную классификацию химических элементов. За основу классификации химических элементов Д. И. Менделеев взял два основных признака:
•	величину атомной массы,
•	свойства элементов и их соединений.
4.Все известные к тому времени хим. элемента (63) ученый расположил в один длинный ряд и каждому элементу присвоил порядковый номер.
5.Менделеев обнаружил, что свойства элементов изменяются в пределах определенных групп линейно (монотонно возрастают или убывают), а затем изменяются периодически, 
т. е. через определенное число элементов встречаются сходные. 
6.На основании этих наблюдений Д. И. Менделеев сформулировал закономерность, которую назвал Периодическим законом:
«Свойства химических элементов, а также характер и свойства их соединений (оксидов и гидроксидов) находятся в периодической зависимости от их атомных масс»
Датой открытия закона считается 1 марта 1869 г. 
К моменту формулировки периодического закона еще не было известно строение атома и существования элементарных частиц. Также впоследствии было установлено, что от атомных масс свойства вещества не зависят, как это предполагал Менделеев. Хотя, не обладая этими сведениями, Д. И. Менделеев не сделал в своей таблице ни единой ошибки.
Графическим изображением П.З. является Периодическая система химических элементов (П.С.Х.Э.).  
Работая с длинным рядом ученый выделяет периоды, в которых свойства хим. элементов и образованных ими веществ закономерно изменяются:
1.Металлические свойства, наиболее ярко выражены у щелочных Ме, ослабевают и сменяются неметаллическими, которые наиболее ярко выражены у галогенов.
2.Валентность по кислороду (положительная степень окисления) в высших оксидах изменяется от I (+1) до VII (+7) (исключая Os и Ru, у них +8)
3.Валентность по водороду в ЛВС (отрицательная ст. ок) изменяется от IV (-4) до I (-1)
4.Основные оксиды элементов начала периода сменяет амфотерный оксид и далее – кислотные , свойства которых усиливаются.  
5.Гидроксиды – основания через амфотерный гидроксид сменяются кислотами, сила которых к концу периода увеличивается.
                             II период
Хим. элемент	Li
Me	Be
перех	B
неMe	C
неМе	N
НеМе	O
неМе	F
неМе	
Оксид	Li2O
основ	BeO
амфот	B2O3
кисл	СO2
кисл	N2O5
кисл	-	-	
Гидроксид	Li(OH)2
основ
(щелочь)	Be(OH)2
амфот	H3BO3
борная
к-та	H2CO3
к-та	HNO3
к-та	-	-	
III период
Хим. элемент	Na
Me	Mg
Me	Al
перех	Si
неМе	P
неМе	S
неМе	Сl
неМе	
Оксид	Na2O
основ	MgO
основ	Al2O3
амфот	SiO2
кисл	P2O5
кисл	SO3
кисл	Cl2O7
кисл	
Гидроксид	NaOH
щелочь	Mg(OH)2
основ	Al(OH)3
амфот	H2SiO3
к-та	H3PO4
к-та	H2SO4
к-та	HClO4
к-та	
Формулировка закона, данная Менделеевым, соответствует состоянию науки на тот период времени,  когда еще не было известно строение атома. Менделеев понимал, что основной характеристикой элемента является не его масса, а какое-то более важное внутреннее свойство атома. Поэтому располагал х. э. по увеличению атомных масс, он в 3-х случаях нарушает эту последовательность (Ar-K; Co-Ni; Te-I) из-за необходимости сохранить сходство химических элементов в пределах групп.
Учение о строение атома.
Учение о строение атома вскрыло глубокий физический смысл П.З. и П.С.Х.Э.
В начале ХХ века с созданием электронного микроскопа, открытием изотопов, открытием английского ученого Г. Мозли :(порядковый номер химического элемента оказался численно равен заряду ядра его атома) главным, существенным признаком хим. элемента становится не атомная масса, а заряд ядра атома, определяемый числом протонов.
Хим. элемент – определенный вид атомов с одинаковым зарядом ядра атома.
Оказалось, что элементы в П.С.Х.Э. расположены по возрастанию зарядов атомных ядер, а не атомных масс. После открытия Мозли, который установил экспериментально, что заряд ядра атома совпадает с порядковым номером химического элемента, указанным Менделеевым в его таблице, в формулировку его закона внесли изменения.
В связи с этим совершенная формулировка П.З. такова:
«Свойства хим. элементов , а так же характер и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер»
      
Рис. 1. Графическим выражением периодического        Рис. 2. Рассмотрим принятые в ней       
закона является Периодическая система химических      обозначения на примере рубидия
элементов Д. И. Менделеева 

В каждой ячейке, соответствующей элементу, представлены: химический символ, название, порядковый номер, соответствующий числу протонов в атоме, относительная атомная масса. Число электронов в атоме соответствует числу протонов. Количество нейтронов в атоме можно найти по разности между относительной атомной массой и количеством протонов, 
т. е. порядкового номера.
N(n0) = Ar - Z
                           Количество     относительная     порядковый
                           нейтронов       атомная масса     номер элемента
Например, для изотопа хлора  35Cl количество нейтронов равно: 35-17=18
Составными частями периодической системы являются группы и периоды.
Периодическая система содержит восемь групп элементов. Каждая группа состоит их двух подгрупп: главной и побочной. Главные обозначены буквой а, а побочные – буквой б. Главная подгруппа содержит больше элементов, чем побочная. В главной подгруппе содержатся s- и p-элементы, в побочной – d-элементы.
Отличное от других элементов расположение в П.С.Х.Э. Ar-K; Co-Ni и Te-I объясняется тем большим содержанием в природе тяжелых изотопов у Ar, Co u Te по сравнению с легким у 
К , Ni u I.
Учение о строении атомов раскрыло смысл чисел в П.С.Х.Э.
Порядковый номер элемента – число протонов в ядре атома и общее число электронов (атом в целом электронейтрален).
Номер периода – число энергетических уровней в атоме.
Строка, называемая периодом, - это последовательность элементов, расположенных в порядке увеличения зарядов их ядер, которая начинается с щелочного металла (или водорода) и заканчивается благородным газом.
Номер периода равен количеству электронных уровней в атоме.
Существует два основных варианта представления периодической системы: длинно периодный, в котором выделяют 18 групп (Рис. 3) и короткопериодный, в котором групп 8, но вводится понятие главной и побочной подгрупп (Рис. 1).

Рис. 3 Периодическая таблица химических элементов.
Номер группы – число валентных электронов (электроны, которые участвуют в образовании химических связей)
Группа – столбец периодической системы, в котором объединены химические элементы, обладающие химическим сходством вследствие сходных электронных конфигураций валентного слоя. Это основополагающий принцип построения периодической системы. Рассмотрим это на примере элементов первых двух групп.
Таблица 1.
Элемент	Конфигурация валентных электронов	Элемент	Конфигурация валентных электронов	
H	1s1	 	 	
Li	2s1	Be	2s2	
Na	3s1	Mg	3s2	
K	4s1	Ca	4s2	
Rb	5s1	Sr	5s2	
Cs	6s1	Ba	6s2	
Из таблицы видно, что элементы первой группы главной подгруппы имеют один валентный электрон. Элементы второй группы главной подгруппы имеют два валентных электрона.
Некоторые главные подруппы имеют свои особенные названия:
Таблица 2.
I-a	Щелочные металлы	
II-a	Щелочноземельные металлы	
V-a	Пниктогены	
VI-a	Халькогены	
VII-a	Галогены	
VIII-a	Благородные (инертные) газы	
У х. э. главных подгрупп они располагаются на внешнем электронном уровне (ВЭУ), у х. э. побочных подгрупп как на ВЭУ, так и на предыдущем внешнем.
Кроме этого учение о строении атома объяснило закономерности в изменении свойств химических элементов, которые мы наблюдаем в периодах и группах.
При движении по периоду слева направо:
а) радиус атома немного уменьшается; т.к. с ростом заряда ядра атома и увеличением общего числа электронов в атоме усиливается взаимное притяжение протонов и электронов к ядру, атом сжимается.
б) Ме свойства , восстановительные свойства (свойства восстановителя, т.е. способность электроны отдавать) уменьшается;
в) неМе свойства , окислительные свойства (свойства окислителя , т.е. способность электроны принимать) усиливается ;
г) Э.О. (электроотрицательность) усиливается
д) основный характер оксидов и гидроксидов уменьшается
е) кислотный характер оксидов и гидроксидов усиливается
ж) прочность ЛВС (легко воспламеняющие соединения) усиливается
з) сила бескислородных кислот образованных ЛВС увеличивается
 Объясняется это тем, что при движении по периоду слева направо с ростом заряда ядра атома и уменьшением радиуса атома, притяжение всех, в том числе и наружных электронов к ядру усиливается, поэтому способность атомов электроны отдавать меняется на способность электроны принимать.
и) степень окисления в высших оксидах возрастает от +1 до +7,
в ЛВС возрастает от -4 до -1 , т.к при движении по периоду слева направо меняется число электронов на ВЭУ.
При движении по группе сверху вниз :
а) радиус атома сильно увеличивается; т.к увеличивается число энергетических уровней в атоме;
б) Ме, восстановительные свойства увеличиваются;
в) неМе, окислительные свойства уменьшаются;
г) Э.О уменьшается
д) Основный характер оксидов и гидроксидов увеличивается;
е) кислотный характер оксидов и гидроксидов уменьшается
ж) прочность ЛВС уменьшается;
з) сила бескислородных кислот увеличивается.
Объясняется это тем, что при движении по группе сверху вниз с ростом заряда ядра атома, сильно растет радиус атома, притяжение наружных электронов к ядру ослабевает, поэтому способность электроны принимать уменьшается, а способность отдавать увеличивается.
и) степень окисления не изменяется, т.к не изменяется число электронов на ВЭУ
Учение о строении атома объяснило и периодичность в изменении характера и свойств химических элементов и их соединений, что наблюдается при переходе от периода к периоду:
Свойства хим. элементов и их соединений изменяются периодически (повторяются в каждом периоде), т.к периодически изменяется число электронов на ВЭУ
Структура П.С.Х.Э.
Химические элементы в П.С.Х.Э. образуют семь периодов I, II, III – малые, состоят из одного ряда и IV, V, VI, VII – большие, состоят из двух рядов.
В одном периоде расположены элементы с одинаковым числом энергетических уровней, который совпадает с номером периода.
Постепенное увеличение количества элементах в периодах объясняется следующим образом : у элементов I уровня происходит заполнение 1s подуровня; поэтому их (элементов) всего два; у элементов II u III периодов заполняются s u p – подуровни, следовательно, их восемь; далее у элементов IV u V периодов кроме s u p – подуровней заполняется еще и d – подуровень, поэтому элементов восемнадцать; а у элементов VI u VII периодов заполняются s, p, d, u f – подуровни, поэтому элементов в VI периоде 32, а VII пока не закончен.
В больших периодах свойства химических элементов и их соединений изменяются медленнее, чем в коротких. Это объясняется тем, что начиная с третьего элемента у атомов заполняется электронами не внешний, а пред внешний или пре-пред внешний уровень.
Химические элементы в П.С.Х.Э. образуют 8 групп. В одной группе находятся элементы с одинаковым числом валентных электронов, равным номеру группы.
Каждая группа состоит их 2х подгрупп : главной и побочной.
Главные подгруппы образованы хим. элементами , как малых , так и больших периодов (это s u p –элементы), а побочные образованы хим. элементами только больших периодов ( d u f – элементы).
В одной подгруппе находятся элементы с одинаковым строением валентных энергетических уровней, а потому с максимально сходными свойствами.
Открытие Периодического закона и создание на его основе Периодическую Систему химических элементов – заслуга Дмитрия Ивановича Менделеева.  
Электроотрицательность.
Электроотрицательность – это способность атома перетягивать на себя электроны связи.
Это величина, которая отражает «желание» атома отдать свои валентные электроны или принять чужие валентные электроны. Чем выше электроотрицательность, тем сильнее атом хочет принять чужие валентные электроны. Существует несколько основных шкал электроотрицательности. Электроотрицательность можно выразить количественно и выстроить элементы в ряд по ее возрастанию. Наиболее часто используют шкалу электроотрицательностей, предложенную американским химиком Л. Полингом. Электроотрицательность (X) измеряется в относительных величинах (таблица 4).
Элемент	Х	Элемент	Х	
Cs	0,79	H	2,20	
K	0,82	C	2,55	
Na	0,93	S	2,58	
Li	0,98	I	2,66	
Ca	1,00	Br	2,96	
Mg	1,31	N	3,04	
Be	1,57	Cl	3,16	
Si	1,90	O	3,44	
B	2,04	F	3,98	
P	2,19	 	 	
Таблица 4. Электроотрицательности (X) некоторых элементов. 
Данные из справочника: CRS Handbook of Chemistry and Physics (издание 2007 года).
Электроотрицательность по Полингу – это свойство атомов, связанных химическими связями, т. е. находящихся в составе химических соединений. Соединения таких благородных элементов, как гелий, неон и аргон до сих пор не получены, поэтому не определена и ЭО этих элементов. Однако в полной таблице в приложении VII уже можно найти значения для ксенона (Xe), соединения которого с фтором и кислородом известны с 60-х годов ХХ века.
Наибольшей электроотрицательностью обладают элементы, находящиеся в правом верхнем углу Периодической системы. Соответственно, наименьшей – элементы, находящиеся в нижнем левом углу. Аналогично меняются и металлические свойства простых веществ, образованных данными элементами. Металлы легко отдают свои валентные электроны, соответственно, они имеют низкую электроотрицательность. Поэтому металлы находятся в нижнем левом углу Периодической системы, а типичные неметаллы – в правом верхнем.
Рефлексия. 
1.Вы узнали о строении Периодической системы элементов Д. И. Менделеева, а также о закономерностях изменения основных свойств химических элементов по ней.
2.Сравните электронную конфигурацию атомов углерода и кремния. Какую валентность и степени окисления они могут проявлять в химических соединениях? Приведите формулы соединений этих элементов с водородом. Приведите формулы их соединений с кислородом в высшей степени окисления.
3.Напишите электронные формулы внешних оболочек следующих элементов: 14Si, 15P, 16S, 17Cl, 34Se, 52Te. Три элемента из этого ряда являются химическими аналогами (проявляют похожие химические свойства). Какие это элементы?

Домашнее задание.
1.	Оформить конспект занятия.
2.	Оформить таблицы 3 и 5 в рабочую тетрадь.
3.	Выполнить тестовое задание по ссылке 
https://forms.gle/bh81FzmMdT1WUoiPA .
4.	Ответить на вопросы и задания самоконтроля Л2.Гл.1§§1.1.2.-1.1.3.  
Для записи в рабочие тетради:
Электронные конфигурации валентного слоя некоторых атомов.
Периодическая повторяемость строения валентных электронов в атоме – это важнейший критерий, который объясняет и предсказывает свойства многих элементов. См. таблица 3.
Таблица 3.
Электронные конфигурации валентного слоя атомов элементов от лития до кальция	
Элемент	Li	Be	B	C	N	O	
Z	3	4	5	6	7	8	
Электронная конфигурация	2s1	2s2	2s22p1	2s22p2	2s22p3	2s22p4	
Элемент	F	Ne	Na	Mg	Al	Si	
Z	9	10	11	12	13	14	
Электронная конфигурация	2s22p5	2s22p6	3s1	3s2	3s23p1	3s23p2	
Элемент	P	S	Cl	Ar	K	Ca	
Z	15	16	17	18	19	20	
Электронная конфигурация	3s23p3	3s23p4	3s23p5	3s23p6	4s1	4s2	

1.У каждой группы есть формула высшего оксида, т. е. оксида с максимальной степенью окисления элементов. Эта информация написана внизу таблицы. Например, для элементов 
V группы формула высшего оксида – R2O5. Это N2O5, P2O5, As2O5, V2O5…. По составу высшего оксида элемента можно определить его свойства. Оксиды состава R2O, RO основные. R2O3 - чаще всего амфотерные. Остальные оксиды – кислотные. Чем выше степень окисления элемента R, чем ярче выраженными кислотными свойствами обладает его оксид. Таким образом, кислотность высших оксидов элементов главных подгрупп увеличивается по периоду слева направо.
2.В таблице отражен состав летучих водородных соединений. Такие соединения образуют элементы IV-VII групп, причем только легких.
Обобщение закономерностей изменения периодических свойств в таблице П.С.Х.Э.
Таблица 5.
Параметр	По группе вниз	По периоду вправо	
Заряд ядра	Увеличивается	Увеличивается	
Число валентных электронов	Не меняется	Увеличивается	
Число энергетических уровней	Увеличивается	Не меняется	
Радиус атома	Увеличивается	Уменьшается	
Электроотрицательность	Уменьшается	Увеличивается	
Металлические свойства	Увеличиваются	Уменьшаются	
Степень окисления в высшем оксиде	Не меняется	Увеличивается	
Степень окисления в водородных соединениях (для элементов IV-VII групп)	Не меняется	Увеличивается	
Список литературы:
2.Василевская, Е.И. Неорганическая химия : учебное пособие / Е.И. Василевская, О.И. Сечко, Т.Л. Шевцова. - РИПО, 2019. - 248 с. ISBN 978-985-503-901-4.  -Минск : Текст : электронный. - URL: https://znanium.com/catalog/product/1056374
Примечание: 
Решения сдать в электронном формате до 3 апреля на электронную почту taisiahairullina@yandex.ru