ТЕМА УРОКУ: "Хімічні елементи і періодичний закон. Будова атома. Електронні конфігурація атомів (числова і графічна).
Поняття про спін і принцип Паулі. Зв’язок електронної будови атома з місцем елемента в періодичній системі"
МЕТА УРОКУ: Повторити вивчений у 9 класі матеріал про Періодичний закон Д. І. Менделєєва, структуру періодичної таблиці, залежність властивостей елементів від їхнього положення в періодичній системі; закріпити знання учнів про будову атома, будову ядра і розподіл електронів за енергетичними рівнями. Узагальнити вміння характеризувати елементи за положенням у періодичній системі елементів.
ХІД УРОКУ
І. Організація класу.
Перевірка присутності і готовності учнів до уроку. Відповіді на запитання учнів.
ІІ. Мотивація уроку.
Періодичний закон – це один із основних законів в хімії, тому знання основних його положень обов’язкові для кожного учня. Сьогодні на уроці ми розпочинаємо повторення Періодичного закону.
ІІІ. Повідомлення теми, мети уроку.
IV. Актуалізація знань.
Бесіда.
1). 3 яких часток складаються речовини?
2). Наведіть приклади речовин з молекулярною і немолекулярною будовою. Укажіть розбіжності в їхніх фізичних властивостях.
3). Дайте визначення атома. Назвіть складові частини атома.
4). Які елементарні частки ви знаєте? Надайте характеристику маси і заряду кожної частки.
5). Які частки входять до складу ядра? Як визначити їхнє число?
6). Дайте визначення ізотопу. Наведіть як приклад символи й назви ізотопів елемента Гідрогену.
7). Опишіть будову Періодичної таблиці Д. І. Менделєєва.
8). Сформулюйте періодичний закон. У чому полягає принципова відмінність сучасного формулювання цього закону і формулювання, даного Д. І. Менделєєвим? Як ви вважаєте, чому було змінено формулювання закону?
V. Повторення вивченого матеріалу.
1. ЗАКОНОМІРНОСТІ ЗМІНИ БУДОВИ АТОМІВ ЕЛЕМЕНТІВ І ЇХНІХ ВЛАСТИВОСТЕЙ У ПЕРІОДАХ
Індивідуальне завдання.
Завдання виконують чотири учні біля дошки. Напишіть схему розподілу електронів за рівнями і підрівнями у атомів елементів: Натрію, Фосфору, Хлору, Аргону.
Бесіда.
1). Як змінюються: а) радіус атомів у періоді зліва направо? (Зменшується) б) кількість електронів на зовнішньому рівні? в) кількість енергетичних рівнів?
3). Які ступені окиснення і валентності можливі для даних елементів? Поясніть змінні ступені окиснення (валентності) у Фосфора і Хлора з точки зору теорії будови атома.
4). Як змінюються металічні та неметалічні властивості елементів у періоді? Чому?
5). Зробіть висновок про зв'язок змін у будові атомів елементів у періоді з їхніми властивостями.
3. ЗАКОНОМІРНОСТІ ЗМІНИ БУДОВИ АТОМІВ ЕЛЕМЕНТІВ І ЇХНІХ ВЛАСТИВОСТЕЙ У ГРУПАХ
Індивідуальне завдання.
Завдання виконується трьома учнями біля дошки. Запишіть схеми розподілу електронів за рівнями у атомів елементів: Флуору, Брому, Іоду.
Бесіда.
1). Як змінюється радіус атомів елементів у групі? Як змінюється притягання електронів зовнішніх рівнів до ядра? Як змінюється електронегативність?
2). Який елемент має найбільшу електронегативність?
3).Які валентність і ступінь окиснення характерні для самого електронегативного елемента?
5). Які ступені окиснення характерні для Брому і Іоду? Відповідь поясніть з точки зору теорії будови атома.
6). Опишіть фізичні властивості простих речовин: флуору, брому, іоду.
7) Зробіть висновок про зв'язок змін у будові атомів елементі у групі з їхніми властивостями.
VI. Вивчення нового матеріалу.
ПОНЯТТЯ ПРО СПІН І ПРИНЦИП ПАУЛІ.
Орбіталь - це простір навколо ядра, в якому перебування електрона є найбільш імовірним. Орбіталі знаходяться на певних відстанях від ядра, мають певні форму та орієнтацію в просторі. Атомні орбіталі можуть бути вакантними або заповненими електронами. На будь-якій орбіталі електрон можна повністю описати набором чотирьох квантових чисел:
1) головним квантовим числом n
Це число характеризує енергію орбіталі яка перш за все залежить від відстані орбіталі від ядра. Воно може мати цілочисельні значення від одиниці до нескінченності (п =1,2,...). Орбіталі, що характеризуються однаковим значенням головного квантового числа, знаходяться на однаковій відстані від ядра, мають однакову енергію, отже перебувають на одному енергетичному рівні.
2) побічним квантовим числом l
Це число визначає форму орбіталі. Воно може набувати цілочисельних значень від 0 до n - 1 (l = 0, 1,2, .., n - 1). Кожному значенню орбітального квантового числа відповідає орбіталь певної форми. Якщо l= 0, орбіталь незалежно від значення головного квантового числа має сферичну форму та називається s-орбіталлю Значенню l = 1 відповідає орбіталь, що має форму гантелі (р-орбіталь) Зі збільшенням значення l форма орбіталей ускладнюється.
3) магнітним квантовим числом ml
4) Це число визначає орієнтацію орбіталі в просторі. Воно може набувати цілочисельних значень від -l до + l (зокрема і нуль). Розрахунок свідчить, що при певному значенні l число можливих значень ml дорівнює 2l + 1.
5) спіновим квантовим числом або спіном тs
Спін електрона характеризує його обертання навколо своєї осі, тобто власний магнітний момент електрона. Тому спін може мати лише два значення +1/2 і -1/2. Графічне позначення значень спіну: ↑або ↓.
Електронна конфігурація конкретного атома має відображати дійсну будову його електронної оболонки. Для складання електронних конфігурацій слід використовувати три правила, за якими згідно з сучасною теорією будови атома утворюються електронні оболонки атомів.
Перше правило - принцип Паулі (принцип виключення, заборона Паулі). Воно формулюється так. У атомі не може бути двох електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох квантових чисел, тобто на одній орбіталі знаходяться не більше двох електронів, які мають протилежні (антипаралельні) стіни.
Орбіталь з двома електронами, спіни яких є антипаралельними (квантова комірка). За принципом Паулі можна розрахувати максимальне число електронів на орбіталі, підрівні, рівні. Оскільки на одній орбіталі найбільше число електронів дорівнює двом. Максимальне можливе число електронів (N) на енергетичному рівні визначається формулою N = 2n2, де п - номер рівня, максимальне число орбіталей - формулою п2.
Друге правило - найменшого запасу енергії (правило Клечковського). Воно формулюється так. Електрони заповнюють енергетичні підрівні за зростанням їх енергії, яка характеризується сумою п + l. При цьому, якщо сума п +l кількох різних підрівнів однакова, рівні заповнюються за збільшенням значень п. Якщо записати ці числа за їх зростанням, одержимо послідовність підвищення енергії підрівнів, тобто заповнення їх електронами:
Трете правило - правило Гунда (або Хунда), найбільшого сумарного спінового числа. Воно формулюється так. Сумарне спінове число електронів не повністю заповненого підрівня має бути максимальним. Звідси випливають такі висновки:
а) під час заповнення підрівня електрони посідають різні орбіталі доти, доки це можливо;
б) спіни поодиноких електронів, що знаходяться на різних орбіталях, паралельні.
Це правило не суперечить принципу Паулі: будь-які два електрони, що розташовані на одній орбіталі, згідно з принципом Паулі мають протилежні спіни. Тому у разі заповнення кількох орбіталей одного підрівня (трьох р-орбіталей, п'яти d-орбіталей або семи f-орбіталей) електрони намагаються посісти різні за орієнтацією в просторі орбіталі, щоб зменшити взаємне відштовхування.
VIІ. Закріплення знань учнів.
Виконайте вправи:
1. Що спільного в будові атомів елементів з порядковими номерами: а) 17 та 18; б) 3 та 11.
2. Назвіть елемент за такими даними: а) знаходиться в І-й групі, відносна молекулярна маса гідроксиду – 102;
б) знаходиться в V-й групі, відносна молекулярна маса вищого оксиду – 108;
3. Елемент утворює з Гідрогеном летку сполуку, формула якої ЕН2. Про який елемент йдеться, якщо відомо, що у його атома на три електронні рівні більше, ніж у атома найпоширенішого у природі елемента? Назвіть елементи. Що спільного у будові зовнішніх електронних оболонок цих атомів?
Індивідуальні завдання:
4. Назвіть елемент за такими даними: належить до II групи, відносна молекулярна маса гідроксиду дорівнює 235.
5. Назвіть елемент за такими даними: належить до III групи, відносна молекулярна маса його вищого оксиду становить 326.
6. Назвіть елемент за такими даними: належать до V групи, відносна молекулярна маса його леткої сполуки з Гідрогеном становить 125.
7. Назвіть елемент за такими даними: належать до VII групи, відносна молекулярна маса його вищого оксиду становить 366.
VIІІ. Завдання додому.
Виконати завдання.
1) Елемент групи ІА і елемент групи ІVА утворюють сполуки з Гідрогеном, у кожній з яких масова частка водню складає 12,5 %. Які це елементи?
2) Атомна маса елемента А в 1,6875 рази більша за атомну масу елемента В. Різниця відносних мас елементів А і В дорівнює 11. Використовуючи ці дані, складіть формулу сполуки елементів А і В.
IX. Підсумок уроку.
Підсумовується робота учнів на уроці, визначаються змістовні і слабкі відповіді, виставляються оцінки за урок.