Презентация на тему: Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна

Реклама. Продолжение ниже
Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна
План лекции
Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна
Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна
Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна
Периодическая таблица Д.И. Менделеева
Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна
П ериодический закон
Периодический закон сегодня:
Периодическая система химических элементов
Периодичность
Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна
Энергия ионизации
Сродство к электрону
Электроотрицательность
Периодическая таблица Д.И. Менделеева
Периодичность
П.3 Электронные s-,p-,d и f- семейства это связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атома ; от того, какой
п.4. Основные типы химической связи (ковалентная, ионная, металлическая, водородная), механизм их образования и свойства. Под химической связью понимают такое
Ковалентная химическая связь
Механизмы образования ковалентной связи : обменный и донорно-акцепторный
Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна
Способ перекрывания электронных орбиталей : - и - связи
Полярность ковалентной связи
Донорно-акцепторный механизм
Кратность ковалентной связи
Гибридизация атомных орбит алей
Примеры гибридизации ( sp )
Примеры гибридизации ( sp 2 )
Примеры гибридизации ( sp 3 )
Ионная химическая связь
Водородная связь
Металлическая связь
Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна
Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна
1/35
Средняя оценка: 4.7/5 (всего оценок: 57)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (1504 Кб)
Реклама. Продолжение ниже
1

Первый слайд презентации

Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна Григорьевна Периодический закон Д.И. Менделеева. Химическая связь и ее типы Екатеринбург 2019 Л-2

Изображение слайда
1/1
2

Слайд 2: План лекции

1. Сущность периодического закона. Причина периодической повторяемости химических свойств и количественных характеристик атомов с увеличением зарядов их ядер. 2. Строение периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Характер и причины изменения металлических и неметаллических свойств, радиусов, энергии ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности атомов в периодах и группах периодической системы. 3. Электронные s-, p-, d- и f – семейства. 4. Основные типы химической связи (ковалентная, ионная, металлическая, водородная), механизм их образования и свойства. 2

Изображение слайда
1/1
3

Слайд 3

3 п.1. Сущность периодического закона. Причина периодической повторяемости химических свойств и количественных характеристик атомов с увеличением зарядов их ядер. Электронная формула (конфигурация) атома – это условная запись, в которой все электроны атома распределены по энергетическим уровням и подуровням 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p ( n+l ): 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8 8 8

Изображение слайда
1/1
4

Слайд 4

n+l n l АО Число е – на АО Период Число элементов в периоде 1 1 0 1 s 2 2 1 2 ( H He ) 2 2 0 2 s 2 2 2 8 ( Li Ne ) 3 2 1 2 p 6 6 3 3 0 3 s 2 2 3 8 ( Na Ar ) 4 3 1 3 p 6 6 4 4 0 4 s 2 2 4 18 ( K Kr ) 5 3 2 3 d 10 10 5 4 1 4 p 6 6 5 5 0 5 s 2 2 5 18 ( Rb Xe ) 6 4 2 4 d 10 10 6 5 1 5 p 6 6 4

Изображение слайда
1/1
5

Слайд 5

6 6 0 6 s 2 2 6 32 (Cs Rn) 7 4 3 4 f 14 14 7 5 2 5 d 10 10 7 6 1 6 p 6 6 7 7 0 7 s 2 2 7 32 ( Fr Og ) 8 5 3 5 f 14 14 8 6 2 6 d 10 10 8 7 1 7 p 6 6 n+l n l АО Число е – на АО Период Число элементов в периоде 5

Изображение слайда
1/1
6

Слайд 6: Периодическая таблица Д.И. Менделеева

6

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
7

Слайд 7

7

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
Реклама. Продолжение ниже
8

Слайд 8: П ериодический закон

"Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости (или, выражаясь алгебраически, образуют периодическую функцию) от величины атомных весов элементов ». МЕНДЕЛЕЕВ Дмитрий Иванович (8.02.1834 - 2.02.1907) 8

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
9

Слайд 9: Периодический закон сегодня:

" Свойства химических элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра ". Заряд ядра атома определяет число электронов. Электроны заселяют атомные орбитали таким образом, что строение внешней электронной оболочки периодически повторяется. Э то выражается в периодическом изменении химических свойств элементов и их соединений. 9

Изображение слайда
1/1
10

Слайд 10: Периодическая система химических элементов

Периодическая система химических элементов - естественная классификация химических элементов, являющаяся табличным выражением периодического закона Д.И. Менделеева. Прообразом Периодической системы химических элементов послужила таблица, составленная Д.И. Менделеевым 1 марта 1869 г. В 1870 г. Менделеев назвал систему естественной, а в 1871 г. - периодической. Формы периодической таблицы: короткопериодная, длиннопериодная 10

Изображение слайда
1/1
11

Слайд 11: Периодичность

Периодичность – это повторяемость химических и физических свойств элементов и их соединений по определенному направлению периодической системы при изменении порядкового номера элементов. Виды периодичности: вертикальная, горизонтальная. 11

Изображение слайда
1/1
12

Слайд 12

12 п.2. Строение периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Характер и причины изменения металлических и неметаллических свойств, радиусов, энергии ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности атомов в периодах и группах периодической системы. Свойства атомов энергия ионизации энергия сродства к электрону электроотрицательность атомный и ионный радиус металлические свойства неметаллические свойства

Изображение слайда
1/1
13

Слайд 13: Энергия ионизации

Энергия (потенциал) ионизации атома E i - минимальная энергия, необходимая для удаления электрона из атом а: Х = Х + + е − ; E i Значения E i (кДж/моль): H 1312,1 K 418,7 F 1680,8 He 2372 Rb 403,0 Cl 1255,5 Ne 2080 Cs 375,7 Br 1142,6 Ar 1520 13

Изображение слайда
1/1
14

Слайд 14: Сродство к электрону

Сродство атома к электрону E e – способность атомов присоединять добавочный электрон и превращаться в отрицательный ион. Мерой сродства к электрону служит энергия, выделяющая или поглощающаяся при этом : Х + е − = Х − ; E e Значения E e (кДж/моль) F − 345,7 Cl − 366,7 Br − 341,6 14

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже
15

Слайд 15: Электроотрицательность

(абсолютная электроотрицательность ) Относительная электроотрицательность:  Li = 1  F = 4 Лайнус-Карл ПОЛИНГ ( 28.02.1901 – 19.08.1994) Одна из самых распространенных – шкала электроотрицательности Оллреда – Рохова 15

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
16

Слайд 16: Периодическая таблица Д.И. Менделеева

16

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
17

Слайд 17: Периодичность

Вертикальная периодичность заключается в повторяемости свойств химических элементов в вертикальных столбцах Периодической системы и обусловливает объединение элементов в группы. Элементы одной группы имеет однотипные электронные конфигурации. Горизонтальная периодичность заключается в появлении максимальных и минимальных значений свойств простых веществ и соединений в пределах каждого периода. E i э B Зависимость потенциала ионизации от атомного номера 1 7

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
18

Слайд 18: П.3 Электронные s-,p-,d и f- семейства это связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атома ; от того, какой энергетический подуровень заполняется последним, различают 4 электронных семейства : s-, p-, d- и f. S - Элементы – семейство химических элементов, у которых при заполнении электронных подуровней последний электрон заполняет s- подуровень внешнего энергетического уровня. Это главные подгруппы I и II групп. ns 1,2 ; (n=1-7). 14 s- элементов. Р-Элементы – семейство химических элементов, у которых при заполнении электронных подуровней последний электрон заполняет р - подуровень внешнего энергетического уровня. Это элементы главных подгрупп III – VIII групп. ns 2 n р 1-6. (n=2-7). 36 р - элементов. d - Элементы – заполняется d - подуровень предвнешнего уровня. Это элементы побочных подгрупп ; входят в 4-7 периоды. ns 2 ( n -1) d 1- 10 ; (n=4-7). 40 d- элементов. f - Элементы – заполняется f - подуровень предпредвнешнего уровня (3-ий снаружи). Это элементы 6 и 7 периодов, соответственно, лантаноиды : № 58 (церий) - №71(лютеций) и актиноиды : №90 (торий) - №103 ( лоуренсий ). ns 2 ( n - 2 ) f 1- 14 ; (n=6, 7). 28 f - элементов

18

Изображение слайда
1/1
19

Слайд 19: п.4. Основные типы химической связи (ковалентная, ионная, металлическая, водородная), механизм их образования и свойства. Под химической связью понимают такое взаимодействие атомов, которое связывает их в молекулы, ионы, радикалы, кристаллы

19

Изображение слайда
1/1
20

Слайд 20: Ковалентная химическая связь

это связь, возникающая между атомами за счет образования общих электронных пар 20 Параметры и свойства ковалентной связи Энергия связи характеризует прочность химической связи. Длина связи – расстояние между ядрами атомов, образующих связь. Н асыщаемость. Способность атомов образовывать ограниченное число валентных связей. В соответствии с принципом Паули на перекрываемых орбиталях могут присутствовать не более двух электронов с противоположными спинами. Направленност ь. Перекрываемые орбитали должны иметь одинаковую симметрию относительно межъядерной оси (вдоль σ-связей ). Совокупность направленных, строго ориентированных в пространстве σ-связей создает структуру химической частицы. Полярность связи характеризует смещение связующего электронного облака в сторону более ЭО элемента Образование кратных связей при дополнительном перекрывании атомных орбиталей (  -связи). Гибридизация - выравнивание электронных орбиталей по форме и энергии

Изображение слайда
1/1
21

Слайд 21: Механизмы образования ковалентной связи : обменный и донорно-акцепторный

Обменный механизм 21 Механизмы образования ковалентной связи : обменный и донорно-акцепторный

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
22

Слайд 22

22

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/4
23

Слайд 23: Способ перекрывания электронных орбиталей : - и - связи

23 7 N: 1 s 2 2 s 2 2 p 3

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/4
24

Слайд 24: Полярность ковалентной связи

степень смещенности общих электронных пар к одному из связанных ими атомов электроотрицательность (ЭО) — свойство оттягивать к себе валентные электроны от других атомов Ковалентную химическую связь, образующуюся между атомами с одинаковой электроотрицательностью, называют неполярной Ковалентную химическую связь, образующуюся между атомами с разной электроотрицательностью, называют полярной H H H С l 24 связь неполярная полярная

Изображение слайда
1/1
25

Слайд 25: Донорно-акцепторный механизм

25 хлористый водород Определение валентности: Валентность – способность атома к образованию химической связи. Валентность определяется числом электронных орбиталей (свободных, заполненных или содержащих 1 неспаренный электрон), которые атом данного химического элемента затрачивает на образование химической связи с другим атомом.

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
1/2
26

Слайд 26: Кратность ковалентной связи

число общих электронных пар, связывающих атомы CO 2 оксид углерода (IV) о=с=о N 2 азот N N H 2 водород H-H связи одинарные двойные тройные 26

Изображение слайда
1/1
27

Слайд 27: Гибридизация атомных орбит алей

Гибридизация – это выравнивание (усреднение) энергетических и геометрических характеристик атомных орбиталей разных подуровней при образовании химических связей. В результате появляются гибридные орбитали, которые ориентируются в пространстве таким образом, чтобы расположенные на них электронные пары (или неспаренные электроны) были максимально удален ы друг от друга. 27

Изображение слайда
1/1
28

Слайд 28: Примеры гибридизации ( sp )

4 Be: [He]2 s 2 2 s 2 2 p 0 4 Be*: [He]2 s 1 2 p 1 2 s 1 2 p 1 s - АО + p - АО = 2 sp- АО Be F F 180 ° 28 4 Be: 1 s 2 2 s 2 BeF 2 9 F: 1 s 2 2 s 2 2 p 5

Изображение слайда
1/1
29

Слайд 29: Примеры гибридизации ( sp 2 )

5 B: [He]2 s 2 2 p 1 5 B*: [He]2 s 1 2 p 2 s - АО + 2 p - АО = 3 sp 2 - АО 2 s 1 2 p 2 120 ° 2 s 2 2 p 1 F F F B Плоский треугольник 29 5 B: 1 s 2 2 s 2 2 p 1 9 F: 1 s 2 2 s 2 2 p 5

Изображение слайда
1/1
30

Слайд 30: Примеры гибридизации ( sp 3 )

6 С : [He]2 s 2 2 p 2 6 С *: [He]2 s 1 2 p 3 s - АО + 3 p - АО = 4 sp 3 - АО 2 s 1 2 p 3 2 s 2 2 p 2 С F F F F Тетраэдр 30 6 С : 1 s 2 2 s 2 2 p 2

Изображение слайда
1/1
31

Слайд 31: Ионная химическая связь

это связь, образовавшаяся за счет электростатического притяжения катионов к анионам 31 Кристаллическая решетка хлорида натрия, состоящая из противоположно заряженных ионов натрия и хлорид-ионов

Изображение слайда
Изображение для работы со слайдом
Изображение для работы со слайдом
1/3
32

Слайд 32: Водородная связь

Химическая связь между положительно поляризованными атомами водорода одной молекулы (или ее части) и отрицательно поляризованными атомами сильно электроотрицательных элементов, имеющих неподеленные электронные пары (F, О, N и реже С l и S) другой молекулы (или ее части) O H…..O H…..O H…. H H H 32

Изображение слайда
1/1
33

Слайд 33: Металлическая связь

связь в металлах и сплавах, которую выполняют относительно свободные электроны между ионами металлов в металлической кристаллической решетке о п + М — п е М Схема образования металлической связи: . 33

Изображение слайда
1/1
34

Слайд 34

34 Вопросы к экзамену по общей и неорганической химии 1. Понятия: материя, вещество. Предмет науки химия 2. Качественная и количественная характеристика состава атомов 3. Строение электронных оболочек атомов. Квантовые числа. Энергетические уровни и подуровни, атомные электронные орбитали. 4. Правила составления электронных формул и схем строения электронных оболочек атомов (принцип минимальной энергии, правила Клечковского, Хунда, принцип Паули) 5. Химические (окислительные, восстановительные) свойства атомов химических элементов и порядок их определения 6. Сущность периодического закона. Причина периодической повторяемости химических свойств и количественных характеристик атомов с увеличение зарядов их ядер 7. Строение периодической системы химических элементов Д.И.Менделеева. Характер и причины изменения металлических и неметаллических свойств, радиусов, энергии ионизации, энергии сродства к электрону, электроотрицательности атомов в периодах и группах периодической системы 8. Основные типы химической связи (ковалентная, ионная, металлическая), механизм их образования и свойства 9. Классы сложных неорганических соединений. Состав, номенклатура, химические свойства и реакции оксидов, кислот, оснований и солей

Изображение слайда
1/1
35

Последний слайд презентации: Уральский государственный аграрный университет д.х.н., проф. Хонина Татьяна

35 Вопросы к экзамену ( продолжение) 10. Основные законы химии: закон сохранения массы вещества, закон постоянства состава вещества, закон Авогадро и два следствия из него. Применение этих законов для вычисления состава, массы и объема веществ 11. Основы термохимии. Тепловой эффект химической реакции, изменение энтальпии химической реакции. Закон Гесса. Пример расчета изменения энтальпии реакции 12. Понятия скорости гомогенной и гетерогенной реакций. Зависимость скорости химической реакции от концентрации реагирующих веществ, давления, температуры. Закон действия масс, правило Вант-Гоффа. 13. Сущность химического равновесия и условие его наступления. Константа химического равновесия. Определение направления смещение химического равновесия в соответствии с принципом Ле Шателье. 14. Понятие раствор. Типы растворов. Способы выражения состава (концентрации) растворов 15. Теория электролитической диссоциации. Степень и константа диссоциации. Сильные и слабые электролиты 16. Диссоциация воды, ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала рН растворов 17. Реакции ионного обмена, условия их протекания. Порядок составления ионных уравнений 18. Гидролиз солей 19. Сущность окислительно-восстановительных реакций и условие их протекания. Степени окисления атомов и порядок их определения. Составление уравнений окислительно-восстановительных реакции на основе метода электронного баланса 20. Комплексные соединения металлов, их состав и поведение (устойчивость) в растворах. Константа нестойкости комплексных ионов. 21. Химия s, p, d -элементов таблицы Менделеева 22. Химия биогенных элементов. Понятие о микроэлементах.

Изображение слайда
1/1
Реклама. Продолжение ниже