Конспект периодический закон

| |0 Comment

Периодический закон и периодическая система химических элементов

ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН И ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА

Основой современной химии является открытый в 1869 году Д.И.Менделеевым периодический закон, графическим изображением которого является таблица периодической системы (ПС).

Согласно теории строения атома главной характеристикой атома является положительный заряд ядра, который определяет число электронов в атоме и его электронное строение. Химические свойства атомов и их соединений определяются главным образом строением внешних энергетических уровней . Заряд ядра атома определяет все свойства элемента и его положение в ПС.

Поэтому современная формулировка ПЗ такова:

Свойства атомов химических элементов, а также состав и свойства образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от зарядов атомных ядер.

Возрастание заряда ядра атомов элементов от +1 до +118 приводит к постепенной
«застройке» электронной структуры атомов, при этом строение электронных оболочек периодически изменяется и повторяется, а так как свойства элементов зависят от строения электронной оболочки (в первую очередь — внешнего энергетического уровня), то и они периодически изменяются и повторяются. В этом заключается физический смысл ПЗ.

В ПС все химические элементы располагаются в порядке возрастания заряда ядра, которому соответствует т.н. атомный (порядковый) номер (ПН) химического элемента. В этом состоит физический смысл ПН.

Структура ПС связана с электронной структурой элементов. В зависимости от того, какой энергетический подуровень заполняется электронами последним, различают четыре семейства элементов: у элементов s- и р-семейств последними заполняются соответственно s и р-подуровни внешнего энергетического уровня: y d-элементов — d-подуровень предпоследнего энергетического уровня, у f-элементов — f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня.

Семь горизонтальных рядов ПС называют периодами, вертикальные ряды — группами.

Период — последовательный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания зарядов ядер их атомов), электронная конфигурация внешнего энергетического уровня которых изменяется от ns 1 до ns 2 np 6 (для 1 периода от 1s 1 до 1s 2 ). При этом номер периода совпадает с номером внешнего энергетического уровня. Т.е. у элементов одного периода электронами заполняется одинаковое число энергетических уровней, равное номеру этого периода. В этом заключается физический смысл номера периода.

Элементы, имеющие сходное электронное строение, объединены в колонках, называемых группами. У элементов А-групп (главных) последними заполняются s и р-подуровни внешнего энергетического уровня, у элементов В-групп (побочных) последними заполняются d- и f-подуровни второго и третьего снаружи энергетических уровней соответственно.

Элементы А- и В-групп с одинаковым номером (например, VIA и VIB) различаются по свойствам, однако имеют определенное сходство (например, состав и свойства высших оксидов и гидроксидов: CrO3 и SO3 — кислотные оксиды, H2CrO4 и H2SO4 — сильные кислоты). Это связано с тем, что число валентных электронов (электронов, способных к образованию химических связей) у элементов А и В групп с одинаковым номером — одинаково, но для элементов А групп валентными являются электроны внешнего энергетического уровня, а у элементов В групп — электроны внешнего и предпоследних энергетических уровней. В этом основное различие между элементами групп А и В. Таким образом номер группы показывает число валентных электронов. В этом заключается физический смысл № группы.

Группа — это вертикальный ряд элементов, расположенных в порядке увеличения зарядов ядер атомов, которые содержат одинаковое число валентных электронов.

ПЕРИОДИЧНОСТЬ СВОЙСТВ АТОМОВ ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ

И ИХ СОЕДИНЕНИЙ

Атомные и ионные радиусы:

С точки зрения квантовой механики атом не имеет строго определенных границ, поэтому установить его абсолютные размеры невозможно.

В химической практике наиболее широко используются так называемые эффективные радиусы — ковалентные, металлические, ионные — рассчитанные по экспериментальным данным из межъядерных расстояний в молекулах или кристаллах. Так, радиусы катионов всегда меньше радиусов соответствующих нейтральных атомов, а радиусы анионов — больше, т.к. катионы образуются при отдаче электронов, а анионы — при присоединении электронов (Rкат Rат).

В настоящее время также используют понятие «орбитальный радиус» — теоретически рассчитанное расстояние от ядра до главного максимума электронной плотности внешней орбитали. Орбитальный радиус — характеристика свободного, химически несвязанного атома.

У элементов одной группы ПС при движении сверху вниз с возрастанием заряда ядра увеличивается число энергетических уровней, значит увеличивается расстояние от внешних электронов до ядра происходит увеличение радиуса атомов и ионов.

У элементов одного периода с возрастанием положительного заряда ядра при движении слева направо (→) увеличивается сила притяжения электронов к ядру, что приводит к уменьшению атомных и ионных радиусов.

Энергия ионизации. Энергия сродства к электрону (сродство к электрону):

Способность атомов химических элементов отдавать или присоединять электроны определяет проявление атомом металлических или неметаллических свойств. Эта способность зависит от электронного строения атома, его радиуса и силы притяжения электрона к ядру.

Энергия ионизации (Еи, I) — минимальная энергия, необходимая для отрыва наибольшее слабо связанного электрона от невозбужденного атома

Выражается в кДж/моль. Определяется зарядом ядра, радиусом атома и конфигурацией внешних электронных оболочек.

По периоду слева направо с ростом заряда ядра и уменьшением атомного радиуса Eи увеличивается. В А-группах сверху вниз с увеличением атомного радиуса Eи уменьшается. Энергия ионизации (Eи) характеризует проявление металличности у атомов элементов. Чем меньше Eи, тем более выражена способность атома отдавать электроны, его восстановительные и металлические свойства.

По периоду слева направо металлические и восстановительные свойства атомов уменьшаются, по группе сверху вниз растут.

Количественной характеристикой способности атомов присоединять электроны является энергия сродства к электрону Еср, F).

Энергия сродства к электрону — это энергия, которая выделяется при присоединении электрона к нейтральному атому

Э о + ē → Э — + Еср

Чем больше Еср, тем легче атом присоединяет электроны и тем сильнее проявляются его окислительные и неметаллические свойства элементов.

Выражается обычно в кДж/моль.

В периодах слева направо с возрастанием заряда ядра и уменьшением радиуса атома Еср увеличивается, в группе сверху вниз с увеличением радиуса атома Еср уменьшается.

Так Еср большинства металлов невелика или даже отрицательна, поэтому они не образуют устойчивых анионов.

Неметаллические и окислительные свойства элементов по периоду слева направо усиливаются, а по группе сверху вниз уменьшаются.

Атомы присоединяют или отдают электроны в процессе химического взаимодействия. Комплексной характеристикой атома, учитывающей его способность и к присоединению, и к отдаче электронов, является электроотрицательность — ЭО (χ).

ЭО элемента — условная величина, характеризующая способность его атомов в химических соединениях притягивать к себе электроны от атомов-партнеров (тех, с которыми непосредственно связан данный атом).

Величина ЭО зависит от Еи и Еср и упрощено может быть определена

Для практической оценки этой способности атомов используют условную шкалу, относительных электроотрицательностей. Согласно ей самый ЭО элемент F, а наименее ЭО — Fr.

Очевидно, что в периоде слева направо с уменьшением радиуса атома и увеличением Еи и Еср увеличивается ОЭО происходит ослабление восстановительных и усиление окислительных свойств, а в группе сверху вниз с увеличением радиус атома и уменьшением Еи и Еср ОЭО уменьшается, происходит ослабление окислительных и усиление восстановительных свойств атомов химических элементов.

По величине ОЭО можно отнести элемент к металлам или неметаллам.

Как правило, неметаллы имеют значения ОЭО больше 2 (по другим источникам больше 1,7). Они располагаются в А-группах правой верней части ПС над условной диагональю В — Аt. У металлов значение ОЭО 1 до ns 2 np 6 изменяется высшая степень окисления атомов элементов (от +1 до +7 (+8)), что приводит к изменению состава и свойств высших оксидов и гидроксидов. Это изменение также носит периодический характер.

По периоду слева направо с уменьшением металлических свойств атомов элементов и образуемых ими простых веществ происходит уменьшение основных свойств оксидов, и гидроксидов и соответственно их кислотные свойства увеличиваются.

По группе сверху вниз с уменьшением неметаллических и усилением металлических свойств атомов элементов происходит уменьшение кислотных и увеличение основных свойств оксидов и гидроксидов.

Этот переход обычно осуществляется через так называемые амфотерные гидроксиды, способные диссоциировать и как кислота, и как основание.

Низшая степень окисления металлов равна 0, а неметаллов — (№ группы — 8), т.е. определяется числом электронов, недостающих до завершения внешнего энергетического уровня. Значит, при изменении электронной конфигурации атома неметалла от ns 2 np 2 до ns 2 np 5 низшая степень окисления изменяется от — 4 до -1. Такое изменение также периодично. Это приводит к периодическому изменению состава и свойств летучих водородных соединений неметаллов (RH4, RH3, H2R, RH).

Кислотно-основный характер их водных растворов изменяется следующим образом: по периоду слева направо кислотные свойства усиливаются вследствие увеличения ОЭО неметалла, что приводит к увеличению полярности связи R — Н; по группе сверху вниз кислотные свойства также усиливаются в следствие увеличения радиусов атомов, что приводит к увеличению длины связи R — H и ее ослаблению.

Металлы не образуют летучих водородных соединений, их гидриды солеобразны (NaH, CaH2) или металлоподобны.

Изменение свойств химических элементов и их соединений можно проиллюстрировать на примере 2 и 3 периодов:

works.doklad.ru

Конспект периодический закон

Периодический закон и периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева. закономерности изменения свойств элементов малых периодов и главных подгрупп в зависимости от атомного (порядкового) номера.

1) Периодический закон – открытие

2) Периодическая система химических элементов

3) Закономерности в изменении свойств элементов

4) Современная формулировка периодического закона.

1 Периодический закон.

Периодический закон — закон, объясняющий закономерности изменения свойств элементов. Он был открыт в результате огромной исследовательской работы Д.И.Менделеева. Д.И.Менделеев пришел к открытию закона, сопоставляя свойства и относительные атомные массы элементов различных естественных групп. В то время было известно 6 таких групп – щелочные металлы, щелочноземельные металлы, галогены, группа кислорода, группа азота, группа углерода. В своей черновой работе над классификацией элементов Д.И.Менделеев использовал карточки элементов, в которых были выписаны их основные характеристики, эти карточки он располагал в порядке увеличения атомных весов элементов. Благодаря глубокому анализу, сравнению и обобщению известных данных в 1869 г. Д.И.Менделеев сформулировал периодический закон: «Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от их атомного веса».

На основе периодического закона Д.И.Менделеев исправил характеристики некоторых известных элементов (например, атомный вес и валентность Ве), а также предсказал новые элементы, которые ещё не были известны в то время (Д.И.Менделеев назвал их экаалюминием, экабором, экасилицием. Позднее эти элементы были открыты и получили название галлий, скандий, германий).

2. Периодическая система химических элементов.

Следствием периодического закона и его графическим изображением стала периодическая система химических элементов. Периодическая система состоит из 7 периодов и 8 групп. Каждый элемент в периодической системе занимает в соответствии с порядковым номером определённое место в определённом её периоде и определённой группе.

Период – горизонтальный ряд элементов, начинающийся щелочным металлом и заканчивающийся галогеном и инертным элементом. Различают малые и большие периоды. Малые периоды состоят из одного ряда элементов (I, II, III периоды). Большие периоды содержат по два (IV, V)и три ряда элементов ( VI, VII периоды).

Группы – вертикальный столбик элементов, имеющих хотя бы одну общую валентность. Группы делятся на главную и побочную подгруппы. Главная подгруппа – подгруппа, начинающаяся элементом малого периода (например, C, Si, Ge, Sn, Pb (IV); F, Cl, Br, I, At (VII)), побочная подгруппа — подгруппа, начинающаяся элементом большого периода (например,Cu, Ag, Au (I); Cr, Mo, W (VI)). Символы элементов, входящих в главные и побочные подгруппы в таблице сдвинуты относительно друг друга, этим подчёркивается их различие.

3. Закономерности в изменении свойств элементов.

В малых периодах с увеличением порядкового номера:

? Ослабевают металлические свойства

? Усиливаются неметаллические свойства

? Валентность в соединении с кислородом возрастает от 1 до 7.

В главных подгруппах с увеличением порядкового номера:

? Усиливаются металлические свойства

? Ослабевают неметаллические свойства

? Высшая валентность равна номеру группы.

4. Современная формулировка периодического закона.

  • В начале 20 века была создана теория строения атома, на основе которой периодический закон в настоящее время формулируется так:
  • Свойства химических элементов и образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома.

  • Между положением элемента в периодической системе и его электронным строением существует связь.
  • Порядковый номер элемента в периодической системе равен заряду ядра атома (следовательно, порядковый номер показывает число протонов в ядре и число электронов в атоме).
  • Каждый период начинается элементом, в атомах которого начинает застраиваться новый электронный слой, причём номер этого слоя равен номеру периода (следовательно, номер периода показывает число электронных слоёв в атомах элементов данного периода).
  • Элементы, атомы которых обладают сходными по строению электронными оболочками, попадают в одну подгруппу периодической системы. У всех элементов главных подгрупп электронами заполняется внешний электронный слой, причём число электронов на этом слое равно номеру группы. У элементов I и II групп электронами заполняется s–подуровень, поэтому они называются
    s–элементами. У элементов III — VIII групп происходит заполнение р-подуровня, поэтому эти элементы относятся к семейству р-элементов. У элементов побочных подгрупп происходит заполнение электронами d–подуровня предпоследнего слоя, а у лантаноидов и актиноидов f— -подуровня предпредпоследнего слоя.
  • Свойства элементов определяются их строением. Элементы, имеющие на последнем слое 1 – 2 электрона являются металлическими, 2 – 5 электронов – переходными, 4 – 8 электронов – неметаллическими.
  • В периоде с возрастанием заряда ядра атомов металлические свойства уменьшаются, а неметаллические усиливаются. Это связано с увеличением числа электронов на последнем слое.

    В главной подгруппе с возрастанием заряда ядра атомов металлические свойства усиливаются, а неметаллические уменьшаются. Это связано с увеличением числа электронных слоёв, а следовательно с уменьшением сил притяжения электронов последнего слоя к ядру.

    Периодическое повторение свойств элементов объясняется периодическим повторением числа электронов на внешнем энергетическом уровне и повторением электронных структур атома.

    Химическая активность элементов определяется строением внешнего электронного слоя. Активность галогенов объясняется нехваткой 1 электрона до завершения внешнего слоя. У инертных элементов внешний электронный слой завершён, поэтому они химически неактивны. У атомов щелочных металлов 1 электрон на последнем слое является как бы лишним.

    lib.repetitors.eu

    План-конспект урока химии (8 класс) по теме:
    урок по теме «Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менднлеева. Группы и периоды.»

    Конспект открытого урока по теме «Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева. Периоды и группы». Программа Н. Е. Кузнецовой.

    Предварительный просмотр:

    Тема : Периодический закон и периодическая система химических

    элементов Д.И.Менделеева. Группы и периоды.

    Цель: раскрыть смысл периодического закона и изучить закономерности периодической системы химических элементов.

    Задачи: 1) образовательные:

    а) повторить понятие «химический элемент», формы его существования и количественные характеристики, «амфотерность»;

    б) сформировать умение определять принадлежность химических элементов к металлам и неметаллам;

    в) сформировать понятие о естественных семействах элементов: галогенах и щелочных металлах;

    г) изучить периодический закон и закономерности периодической системы – периоды и группы;

    а) развивать познавательный интерес учащихся;

    б) развивать умение составлять формулы важнейших соединений и характеризовать положение химического элемента по периодической системе;

    в) развивать умение работать в группах при изучении новой темы;

    а) формировать основные мировоззренческие представления о познаваемости неживой природы;

    б) сформировать понятие о периодическом законе как об основном естественном законе;

    в) познакомить с ролью великого русского ученого Д.И.Менделеева в развитии химической науки.

    Это первый урок при изучении раздела «Строение атома. Химическая связь».

    Тип урока: урок изучения новой темы.

    Вид урока: поэлементный.

    Оборудование: 1. Стенд «Сегодня на уроке»:

    Словарь терминов: период, группа, периодичность, периодический закон.

    Высказывания Д.И.Менделеева о периодическом законе:

    «Посев научный взойдет для жатвы народной».

    «Периодическому закону будущее не грозит разрушением, а только надстройки и развитие обещает».

    «Познавая бесконечное, наука сама бесконечна».

    Что знать: 1) периодический закон;

    2) структуру периодической системы.

    Что уметь: 1) составлять формулы соединений;

    2) характеризовать положение элемента в периодической системе.

    2. На доске эпиграф к уроку:

    … И каждый знак ее взлееяв,

    Суровым гением своим,

    Поведал миру Менделеев

    В природе понятое им.

    3. Опорные конспекты (приложение 1).

    4. Задания для работы по группам (приложение 2).

    5. Карточки с символами элементов.

    6. Оборудование для демонстрационного опыта:

    выносной ящик, алюминиевая проволока и гранулы, растворы хлорида алюминия, гидроксида натрия, соляной кислоты, 3 пробирки, штатив для пробирок.

  • Варианты периодических таблиц ( выставка).
  • Здравствуйте! Сегодня мы будем работать, используя опорные конспекты. Пожалуйста, запишите в них свою фамилию, имя и сегодняшнее число. Дежурные назовите отсутствующих.

    На прошлых уроках мы закончили изучение темы «Основные классы неорганических соединений», написали контрольную работу и проанализировали допущенные в ней ошибки. Эта тема является базой для работы на уроках и 8-м, и в 9-м классах.

    Сегодня мы начинаем изучение следующего большого раздела «Строение атома. Химическая связь». Периодический закон, сформулированный Д.И.Менделеевым, является фундаментом современной химии.

    На уроке мы раскроем смысл периодического закона и осмыслим его закономерности. Давайте поставим перед собой конкретные задачи: «Что мы должны знать и что уметь к концу урока».

    Обратите внимание на высказывания Д.И.Менделеева о периодическом законе и эпиграф к сегодняшнему уроку.

    2. Актуализация опорных зун.

    Понятие о химическом элементе и знание его характеристик.

    Фронтальная беседа и опорный конспект (задание №1).

    — Что такое химический элемент ? (это вид атомов, обладающих одинаковыми свойствами)

    — в каких формах он может существовать? ( в виде одиночного атома, простого и сложного вещества)

    — на какие группы делят простые и сложные вещества ?(металлы и неметаллы, оксиды, основания, кислоты, соли)

    — приведите примеры существования химического элемента водорода ( одиночные атомы в космосе, водород и вода).

    — какие вы знаете количественные характеристики атомов ? (валентность и относительная атомная масса)

    — что такое валентность ? (это способность атомов присоединять к себе определенное число других атомов)

    — что показывает атомная масса ? (она показывает во сколько раз масса данного атома больше массы 1/12 атома углерода)

    3. Изучение новой темы.

    1) Опорные знания. Классификация химических элементов на металлы и неметаллы.

    Определите принадлежность к металлам или неметаллам химического элемента на основе указанных свойств.

    1. Высшая валентность по кислороду 2. Простое вещество имеет характерный металлический блеск, проводит тепло и электрический ток, твердое, серого цвета. Оксид и гидроксид проявляют основный характер.
    2. Высшая валентность по кислороду 4. Простое вещество имеет металлический блеск, жирное на ощупь, проводит тепло и электрический ток, твердое, темно-серого цвета. Оксид и гидроксид проявляют кислотный характер.
    3. Высшая валентность по кислороду 1. Простое вещество проводит тепло и электрический ток, твердое, но легко режется ножом, имеет серебристо-белый цвет. Оксид и гидроксид проявляют основный характер.
    4. Высшая валентность по кислороду 6. Простое вещество плохо смачивается водой, желтого цвета, хрупкое, плохо проводит тепло и электричество. Оксид и гидроксид проявляют кислотный характер.
    5. Опорный конспект ( задание № 2)

      Амфотерность – это способность химических соединений проявлять как кислотные, так и основные свойства, т.е. взаимодействовать и с основаниями и с кислотами.

      Амфотерные соединения образуют следующие химические элементы : бериллий, алюминий, цинк.

      Опыт : простое вещество – алюминий – типичный металл. Давайте подтвердим амфотерные свойства гидроксида алюминия.

      AlCl 3 +3NaOH=Al(OH) 3 +3NaCl

      Al(OH) 3 + NaOH=NaAl(OH) 4

      Al(OH) 3 +3HCl=AlCl 3 +3H 2 O

      2) Естественные семейства элементов.

      Групповая работа с приложением 2 (3-5 мин).

      Обсуждение : 1-я группа.

    6. Что общего в физических и химических свойствах щелочных металлов?
    7. У них невысокая плотность и температура плавления, одинаковая валентность, они активно взаимодействуют с водой и кислородом.

    8. Какие закономерности изменения физических и химических свойств вы заметили в связи с изменением Ar этих металлов?
    9. Ar увеличивается, плотность увеличивается, температура плавления уменьшается.

    10. Какие общие химические свойства характерны для типичных металлов?

    Легко окисляются, образуя основные оксиды.

  • Почему металлы этой группы называют щелочными?
  • Эти металлы получили название «щелочных», потому что большинство их соединений растворимо в воде. По-славянски «выщелачивать» означает «растворять». Это и определило название этой группы металлов. При растворении этих металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щелочами.

  • Что общего в физических и химических свойствах галогенов?
  • Все они окрашены, взаимодействуют с водородом, металлами образуют соли. Валентность по водороду 1, по кислороду 7 (кроме фтора).

  • Какие закономерности изменения физических и химических свойств вы заметили в связи с изменением Ar галогенов?
  • Агрегатное состояние переходит от жидкого к твердому, плотность и температура кипения увеличиваются.

  • Какие общие химические свойства характерны для типичных неметаллов, каковыми являются галогены?
  • Они взаимодействуют с водородом с образованием летучих водородных соединений, с металлами – солей.

  • Почему неметаллы этой группы называют галогенами?
  • Само название галогены в переводе с греческого означает «солероды» — рождающие соли.

    Опорный конспект ( задание № 2).

    3) Предпосылки открытия периодического закона.

    Эти семейства сходных элементов были известны ученым и до Менделеева, но не было установлено плавного перехода. Не все химические элементы можно было объединить в родственные группы.

    В 1865 году Ньюлендс расположил химические элементы в порядке увеличения их атомных масс. Ученые заметили периодичность и выявили группы сходных элементов. Недостаток : слишком много исключений, следовательно не может являться законом природы.

    4) Периодический закон химических элементов Д.И.Менделеева.

    17 февраля 1869 года – дата открытия периодического закона.

    В середине 19-го века было открыто и изучено примерно 60 химических элементов. Были известны способы определения атомной массы, но измеряли ее еще грубо. Для химиков это была трудная задача. Неверно были определены Ar многих элементов, но об этом тогда никто не подозревал.

    Следовательно в 1868 году любой химик, желая расположить карточки с написанными на них обозначениями элементов, их атомными весами и химическими свойствами по возрастанию атомного веса, должен был получить такой ряд:

    H Li B C N Be O F Na Mg Al Si P S Cl

    1 7 11 12 14 14 16 19 23 24 27 28 31 32 35,5

    Одних только фактов, которые были известны известны химикам до Менделеева, как бы их ни комбинировать не было достаточно, чтобы открыть один из величайших законов природы – периодический. Нужно было не только знать накопленный в течение многих веков химический опыт, надо было обладать гениальностью и особенно тонкой интуицией, чтобы охватить все знания и глубоко прочувствовать скрытую в них закономерность.

    Но продолжая построение своей таблицы, Менделеев расположил свои карточки не совсем так.

    На первой карточке были написаны название и атомный вес водорода. Вторую карточку с литием он поместил под ней. На третье место, рядом с литием он положил карточку, на которой было написано Be,

    хотя в то время большинство химиков считали Be

    14. И вот, что получилось у Менделеева : H

    Li Be B C N O F

    7 9 11 12 14 16 19

    Na Mg Al Si P S Cl

    23 24 27 28 31 32 35

    Итак, в вертикальных рядах оказались сходные по свойствам элементы – семейства щелочных металлов и галогенов.

    При таком расположении совершенно четко проявилась периодичность свойств элементов. В двух первых коротких периодах менделеевской таблицы правильно чередуются элементы по их атомному весу.

    5) Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

    В настоящее время известно более 500 вариантов периодической системы. Наиболее распространена короткая форма, состоящая из 7 периодов, 8 групп и 10 рядов.

    Периодическая система – это графическое отображение периодического закона. В ней компактно представлен огромный объем химических знаний, их современная классификация и систематизация.

    Какова архитектура ПС?

    Опорный конспект (задание № 3,4).

    Система потому и называется периодической, что она представляет совокупность периодов. Каждый период содержит строго определенное число элементов, начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом.

    2 и 3 по восемь, 4 и 5 по восемнадцать – периоды близнецы.

    Опорный конспект (задание № 5).

    Самостоятельное заполнение с последующей проверкой.

  • Подведение итогов.
    1. Эмоциональные оценки;
    2. Беседа : «Достигли ли мы результатов, поставленных задач?»
    3. Домашнее задание (заранее на доске) п. 12 и доп. материал (читать), опорный конспект №2 (учить), №6,7 (письменно).
    4. Все, что мы с вами сегодня узнали и чему научились, обязательно нам пригодится на всех последующих уроках.
    5. nsportal.ru

      Это интересно:

      • Пенсии прокурорам в 2018 году Повышение пенсий прокурорским работникам в 2018 году Бывшие сотрудники прокуратуры интересуются размером пособий, которые они будут получать в 2018 году. Индексация коснётся и выплат работникам Следственного комитета РФ. Прокурорская пенсия в 2018 году должна вырасти на 4 […]
      • Сроки продажи полиса осаго ОСАГО при продаже автомобиля Бюрократическая путаница Продажа автомобиля может быть как планируемым, так и стать спонтанным решением для быстрого пополнения финансового баланса. Как бы то ни было, при осуществлении сделки купли-продажи бывший автовладелец отдает полис […]
      • Институты адвокатов в москве Юридические вузы Москвы: места и проходные баллы Выпускникам юридических вузов устроиться на работу по специальности совсем непросто, несмотря на это, данное образование на протяжении многих лет остаётся одним из самых востребованных и престижных. А средневзвешенный балл […]
      • Как вернуть деньги за товар с ебей Программа защиты покупателей eBay. Гарантия возврата денег Перейти к странице Общие положенияУсловия действия программы " eBay . Гарантия возврата денег"Сроки открытия споров (диспутов) на eBay Сроки ведения спора и перевода его в претензиюСоветы по ведению споровОтличия […]
      • Жалоба на постановление 1226 Жалоба на постановление 1226 В Центральный районный суд г. Омска К., проживающего: г. Омск, ул. . дом . жалоба на постановление мирового судьи о привлечении к административной ответственности . августа 2007 года мировым судьей судебного участка №. ЦАО г. Омска было […]
      • Образец акта на штраф Платежка на штраф в налоговую: образец 2017 Актуально на: 1 июня 2017 г. Пример платежного поручения на уплату штрафа по транспортному налогу За совершение налогового правонарушения к организации или физлицу могут быть применены налоговые санкции в виде денежного взыскания […]
      • Замена прокладки коллектора ваз 21099 ЗАМЕНА ПРОКЛАДОК ВПУСКНОЙ ТРУБЫ И ВЫПУСКНОГО КОЛЛЕКТОРА З амена прокладок впускной трубы и выпускного коллектора Вам потребуются: отвертка, ключи «на 8», «на 10», «на 13», «на 17», торцовые головки «на 17», «на 19», пассатижи. 1. Снимите провод с клеммы «минус» […]
      • Возврат смартфона в течении 14 дней Как быстро и законно вернуть телефон или смартфон в магазин? Подробная инструкция по возврату: заявление, сроки, обжалование отказа. Не всегда покупка приносит ожидаемую от нее радость. Например, приобретая телефон или смартфон, который вы давно хотели, можно неожиданно […]