Урок 45 Тема. розподіл електронів в атомі. основні принци­пи розміщення електронів на електронних оболонках. - Хімія 8 клас - Середня школа - Каталог статей - Учительська світлиця
Головна » Статті » Середня школа » Хімія 8 клас

Урок 45 Тема. розподіл електронів в атомі. основні принци­пи розміщення електронів на електронних оболонках.
Урок 45
Тема. розподіл електронів в атомі. основні принци­пи розміщення електронів на електронних оболонках.
мета: розглянути та проаналізувати принципи розміщення
електронів на електронних оболонках атомів хімічних
елементів; ознайомити учнів з порядком заповнення
енергетичних рівнів і підрівнів атомів хімічних еле‑
ментів; сформувати вміння складати електронні кон ‑
фігурації та схеми будови електронної оболонки ато‑
мів хімічних елементів.
обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Мен‑
делєєва (короткоперіодний варіант); рисунки із зоб‑
раженням форми s- , p- i d-орбіталей, таблиці зі схе ‑
мами будови електронних оболонок атомів.
Базові поняття
та терміни:
електрон, орбіталь, електронна оболонка, енергетич ‑
ний рівень, енергетичний підрівень.
Тип уроку: вивчення нового матеріалу.
методи
навчання:
пояснювально ‑ілюстративні — бесіда, розповідь;
практичні — розв’язування вправ; репродуктивні;
частково‑пошукові.
структура уроку
I. Організаційний етап ................................. 2 хв.
II. Актуалізація опорних знань ........................... 5 хв.
III. Вивчення нового матеріалу ........................... 25 хв.
1. Місткість орбіталей.
2. Принцип найменшої енергії.
3. Правило Хунда.
4. Будова електронних оболонок атомів третього та четвертого
періодів.
IV. Узагальнення та систематизація знань .................. 10 хв.
V. Домашнє завдання ................................... 1 хв.
VI. Підбиття підсумків уроку ............................. 2 хв.
хід уроку
I. о рганізаційний етап
Перевірка готовності учнів до уроку, налаштування на робочий
настрій. Учитель повідомляє тему уроку та питання, що будуть розгляда-тись, визначає яке практичне застосування можуть мати знання, отримані
на уроці.
II. актуалізація опорних знань
Бесіда f
1) Як рухається електрон в атомі?
2) Яку особливість має електрон під час руху?
3) Дайте визначення електронній хмарі.
4) Дайте визначення орбіталі.
5) Що називають електронною оболонкою?
6) Які енергетичні підрівні є на першому, другому та третьому енер-гетичних рівнях?
7) Скільки орбіталей утворюють кожний з відомих вам енергетичних
підрівнів?
8) Зобразіть структуру орбіталей в атомі для перших трьох енергетич -них рівнів.
9) Чим розрізняються s- орбіталі першого і другого енергетичних
рівнів? Що в них спільного?
10) Як ви вважаєте, за рахунок яких взаємодій електрони притягують -ся до ядра і відштовхуються один від одного?
11) Як ви уявляєте собі розташування один відносно одного s- орбіталі
та трьох p-орбіталей в атомі? Зобразіть його на малюнку, за початок коор-динат прийміть центр атомного ядра.
12) Як ви вважаєте, чи однакова кількість електронів може міститься
на різних енергетичних рівнях?
III. вивчення нового матеріалу
1. Місткість орбіталей.
Розповідь учителя f
На кожній орбіталі максимально можуть розміститися два
електрони, що мають рівну енергію, але відрізняються особливою
властивістю — спіном. Спін електрона — це його внутрішня властивість,
що характеризує відношення електрона до магнітного поля.
Наочно цю властивість як можливість обертання електрона навколо
своєї осі, електрон навколо своєї осі може обертатися або за годинниковою
стрілкою або проти. Якщо два електрони обертаються навколо осі в одному
напрямку, то говорять, що їх спіни є паралельними. А якщо два електрони
обертаються навколо своєї осі в різних напрямках, то про них говорять,
що їх спіни антипаралельні.
Отже одна орбіталь може містити такі два електрони, щоб їх спіни були
антипаралельними. Це правило називають принципом заборони Паулі:
На одній орбіталі можуть перебувати не більше двох електронів, при -чому їх спіни мають бути антипаралельними.
Як вам відомо, графічно орбіталь зображують у вигляді квадрата,
а електрони — у вигляді стрілок, спрямованих нагору або вниз, що наочно
позначає направлення спіну електрона. Стрілки, спрямовані в протилежні
боки, позначають електрони із протилежними спінами:
— вільна (вакантна або незаповнена) орбіталь;
↑ — орбіталь, що містить один електрон; такий електрон називають
неспареним;
↑↓ — заповнена орбіталь, що містить два електрони з протилежними
спінами; такі електрони називають спареними або електронною парою.
2. Принцип найменшої енергії.
Розповідь учителя f
Усі хімічні властивості речовин визначаються будовою електронних
оболонок атомів. Для того щоб описати електронну будову атомів, необхідно
знати, як саме розподілені електрони по орбіталях. Розглянемо, як елек-трони заповнюють електронні орбіталі атомів.
Електрони займають енергетичні рівні послідовно, за порядком
збільшення їхньої енергії. Спочатку «заселяється» перший енергетичний
рівень, потім — другий, третій тощо. Цей принцип називають принципом
найменшої енергії.
Число енергетичних рівнів, що заповнюються в певному атомі, виз -начають за номером періоду Періодичної системи, в якому розташова-ний даний хімічний елемент. Так, в атомах хімічних елементів першого
періоду заповнюється тільки перший енергетичний рівень, в атомах дру -гого періоду — перші два енергетичні рівні, третього — три тощо.
Гідроген розташований у першому періоді під номером 1. З цьо -го витікає, що в електронній оболонці атомів Гідрогену є тільки один
електрон, що розташований на першому енергетичному рівні на єдиній
s- орбіталі:
1
Н 1 ↑
s
Крім графічного зображення будови електронної оболонки використо-вують також її запис у вигляді формули — електронної конфігурації, в якій
наводять всі зайняті енергетичні підрівні з вказівкою числа електронів
на кожному з них. Електронна конфігурація Гідрогену 1s1.
Гелій розташований також в першому періоді, значить в електронній
оболонці атомів Гелію також заповнюється перший енергетичний рівень,
що складається з однієї s- орбіталі. Але на цій орбіталі вже розташовується
два електрони: порядковий номер Гелію — 2, отже в його електронній
оболонці міститься два електрони. Згідно з принципом Паулі на одній
орбіталі ці електрони мають мати антипаралельні спіни:
2
He 1↑↓
s
1
2
s
В елементів другого періоду вже починає заповнюватися електрона -ми другий енергетичний рівень. Як ви пам’ятаєте, на другому рівні є два
підрівні: s-підрівень (одна орбіталь) і p-підрівень (три орбіталі):
2
1 p
s
Незалежно від числа енергетичних рівнів електрони спочатку запо-внюють найнижчій рівень, тобто в даному випадку перший, а потім вже
другий. Наприклад, розглянемо будову електронної оболонки Літію,
що містить три електрони (порядковий номер — 3). Оскільки перший
рівень максимально вміщує два електрони, то на другому має міститься
тільки один електрон. Згідно з принципом найменшої енергії кожний елек-трон розташовується таким чином, щоб його енергія була найменшою, отже
серед вільних орбіталей він обирає орбіталь з найнижчою енергією. Серед
різних орбіталей s- орбіталі мають найменшу енергію, отже єдиний електрон
другого енергетичного шару буде розташований на s-орбіталі, а р- орбіталі
в даному випадку залишаються вільними:
3
Li 2↑
1 ↑↓ p
s
12
21
ss
Наступний електрон також має обрати ту саму орбіталь. До тих
пір, поки не заповниться поточний підрівень, наступний заповнювати-ся не починає. Так, в атомі Берилію (порядковий номер — 4) повністю
заповнюється s- підрівень, утворюючи електронну пару, а р-підрівень знову
залишається вільним:
4
Be 2↑↓
1 ↑↓ p
s
12
22
ss
Тільки якщо s-орбіталь заповнена, то електрони починають розташо-вуватися на р-орбіталях. Так, в атомі Бора (порядковий номер — 5) на
р- орбіталі вже з’являється один електрон:
5
B 2↑↓ ↑
1 ↑↓ p
s
12 2
22 1
ss p
Зверніть увагу, що у Літію і Бору при зображенні будови електронної
оболонки число орбіталей і енергетичних рівнів зображується однакове.
Це завдяки тому, що і Літій і Бор розташовані в одному періоді Періодичної
системи (у другому). Така сама структура буде й в інших елементів дру -гого періоду. Електронна оболонка кожного наступного елемента буде
відрізнятися від електронної оболонки попереднього тільки на один
електрон.
3. Правило Хунда.
Розповідь учителя f
В атомі Карбону ще на один електрон більше, ніж в атомі Бору.
Виникає питання, яку орбіталь має він займати. Цей електрон може зайня -ти або ту саму р-орбіталь, де вже є електрон, або зайняти вільну р-орбіталь.
Для такого випадку існує правило, згідно з яким електрон займає вільну
орбіталь, якщо вона є, а потім вже утворює пару з іншими електронами.
Так само, як і люди в тролейбусі, спочатку сідають на вільні місця, а якщо
вільних місць не має, то підсаджуються до інших пасажирів. Це правило
називають правилом Хунда:
У межах одного енергетичного підрівня електрони розташовуються
таким чином, щоб число неспарених електронів було максимальним.
Згідно з цим правилом в електронній оболонці атома Карбону існує два
неспарені електрони:
6
C 2↑↓ ↑ ↑
1 ↑↓ p
s
12 2
22 2
ss p
Тільки якщо на р-підрівні має розташуватися більше трьох електронів,
то «зайвий» електрон утворює електронну пару з іншим електроном,
що вже розташований на цьому підрівні.
8
O 2↑↓ ↑↓ ↑ ↑
1 ↑↓ p
s
12 2
22 4
ss p
В атомах Флуору і Неону додається ще по одному електрону, і в атомі
Неону таким чином другий енергетичний підрівень повністю заповнюється
електронами:
10
Ne 2↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
1 ↑↓ p
s
12 2
22 6
ss p
4. Будова електронних оболонок атомів
третього та четвертого періодів.
Розповідь учителя f
Електронні оболонки інших атомів періодів заповнюються по таких
самих правилах. Так, в атомів першого елемента третього періоду —
Натрію — починає заповнюватися третій енергетичний рівень:
11
Na 3↑
2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ d
1 ↑↓ p
s
12 23
22 61
ss ps
Зверніть увагу, що в атомі Натрію на третьому енергетичному рівні
з’являється третій підрівень, що складається з d- орбіталей, але як
і р- підрівень, у Натрію орбіталі d-підрівня ще не заповнюються і залиша -ються вакантними.
В атомах останнього елемента третього періоду — Аргону — додається
ще сім електронів і стає повністю зайнятими s- і р-орбіталі:
18
Ar 3↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ d
1 ↑↓ p
s
12 233
22 62 6
ss ps p
В атомах елементів четвертого періоду починає заповнюватися елек-тронами четвертий енергетичний рівень, не дивлячись на те, що третій
рівень ще не повний. Це пов’язано з тим, що енергія 4s-підрівня менша,
ніж енергія 3d-підрівня, хоча в даному випадку d-підрівень розташований
на ближчому до ядра електронному шарі. В атомах першого елемента четвер-того періоду — Калію — останній електрон розташовується на 4s-підрівні:
19
K 4↑
3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ f
2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ d
1 ↑↓ p
s
12 2334
22 62 61
ss ps ps
І тільки після того, як 4s-підрівень заповниться (це відбувається
у Кальція), починає заповнюватися 3d-підрівень. Так, в атомах Скандію
останній електрон буде розташований на 3d-орбіталях:
21
Sc 4↑↓
3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑
f
2 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ d
1 ↑↓ p
s
12 23334
22 62 612
ss ps pds
Цей підрівень продовжує заповнюватися у наступних дев’яти хімічних
елементів (від Титану до Цинку), і тільки коли повністю заповнюється
3d-підрівень, починає заповнюватися 4р-підрівень в елементів від Галію
до Криптону.
Порівняти енергію різних електронних підрівнів можна за допомо-гою суми двох чисел nl+ ( ) . Число n — це номер енергетичного рівня, де
розміщені орбіталі, а l — це число, що відповідає енергетичному підрівню
(типу орбіталі). Так, s- орбіталям відповідає число l = 0 , p- орбіталям — l = 1 ,
d- орбіталям — l = 2 , f-орбіталям l = 3 . Згідно з правилом Клечковського,
підрівні заповнюються електронами у порядку збільшення їх суми nl+ ( ) ,
а якщо для двох підрівнів ця сума однакова, то заповнюється той підрівень,
що розташований на ближчому до ядра електронному шарі. Так, для
4s-підрівня сума nl+ ( ) дорівнює 404 +=, а для 3d-підрівня сума nl+ ( )
дорівнює 32 5 +=. Отже, енергія 4s-підрівня менша, ніж 3d-підрівня,
і тому він заповнюється раніше. Таким чином можна порівнювати енергії
будь-яких енергетичних підрівнів.
При розгляді будови електронної оболонки атомів учитель може ско -ристатися таблицею.
принципи заповнення електронних орбіталей
Назва Формулювання Застосування
Принцип
Паулі
Атом не може містити
два електрони з одна-ковими значеннями
всіх чотирьох кванто-вих чисел. Наслідок: на
одній орбіталі не може
перебувати більше двох
електронів
Nn= 2
2
(число електронів
на рівні); максимальне число
електронів на підрівнях:
s = 2 ; p = 6 ; d = 10; f = 14
Назва Формулювання Застосування
Принцип
найменшої
енергії
Найбільш стійкому
стану електрона в атомі
відповідає найменша
енергія
Електрон займає атом-ну орбіталь з найменшою
енергією
Правило
Хунда
Сумарне спінове чис -ло електронів певного
підрівня повинно бути
максимальним
Указує порядок заповнення
рівноцінних атомних орбіталей
Правильно
↑ ↑ ↑
↑↓ ↓
неправильно
Правило
Клечков-ського
Енергетичні підрівні запо-внюються за збільшенням
суми nl+
Вказує послідовність заповнен-ня підрівнів: 1s2s2p3s3p4s3d4p
5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d
IV. Узагальнення та систематизація знань
Завдання f
1) Застосуйте зазначені вище чотири правила для визначення
електронної конфігурації елемента Ванадію.
2) Напишіть електронні конфігурації елементів: N, Si, Р, Ті.
3) У якій послідовності заповнюються атомні орбіталі до утворення
електронної оболонки атома Аргону?
4) Зобразіть схему будови електронної оболонки атомів K, F, Al, S.
5) В атомі елемента міститься 5 електронних шарів і 7 зовнішніх
електронів. Зобразіть будову електронної оболонки цього атома.
V. д омашнє завдання
Вивчити матеріал підручника. Виконати завдання після параграфа.
VI. Підбиття підсумків уроку
Учитель просить учнів визначити нові знання та вміння, що отримані
на уроці, а також питання, які викликають ускладнення і потребують
доопрацювання.
Закінчення таблиці
Категорія: Хімія 8 клас | Додав: uthitel (28.02.2014)
Переглядів: 2021 | Рейтинг: 0.0/0
Всього коментарів: 0
Ім`я *:
Email *:
Код *: