Урок по химии на тему Состояние электронов в атоме (11 класс)

Савицкая М.Г.
Тема: Состояние электронов в атоме.
Цели:
1. Дать представление о распределении ē в атомах по энергетическим уровням. Дать понятия об электронном облаке, электронной орбитали, энергетические уровни и подуровни. Раскрыть сущность формы орбиталей, взаимосвязи номера уровня и энергии ē.
2. Развивать внимание, память, речь, аналитическое мышление, способность делать выводы.
3. Воспитывать любовь к предмету.
Тип урока: комбинированный
Метод: рассказ с элементами беседы
План урока:
Электронное облако.
Энергетические уровни и подуровни.
Главное квантовое число и его значение.
Ход урока:
I. Орг. момент.
II. Опрос:
Назовите те явления, которые прямо или косвенно доказывают, что атом – сложная частица.
Как развивалась классическая теория строения атома? Какие модели атомов вам известны? В чём их суть?
Приведите примеры явлений, доказывающих двойственную (дуалистическую) природу частиц микромира.
Поясните. каково значение открытия радиоактивности в развитии химической науки? Какие изменения происходят с атомами при яд. реакциях?
Какие элементарные частицы вам известны?
Что такое изотопы? Чем изотопы одного хим.эл-та отличаются друг от друга?
Почему изотопы водорода сильно отличаются друг от друга по св-вам?
III. Изучение нового материала:
Ядро атома любого элемента окружено электронами. ē движется вокруг ядра со скоростью, близкой к скорости света ≈ 300000 км/с. →нельзя указать какую-то определённую точку его местонахождения, можно лишь указать область, где его пребывание наиболее вероятно. область вероятности обнаружения ē не имеет чётких границ. Однако можно выделить пространство, где вероятность нахождения ē будет максимальной.
Совокупность точек в пространстве, где пребывание ē наиболее вероятно называют электронным облаком или атомной орбиталью.
В состоянии ē есть некоторая неопределённость. Для хар-ки этого особого состояния нем. физик В.Гейзенберг ввёл понятие о принципе неопределённости, показав, что невозможно определить одновременно и точно энергию и местоположение ē. Чем точнее определена энергия, тем неопределённее будет его положение, и наоборот. (рис.2 стр.7)
Важнейшей хар-кой движения ē на определённой орбитали является энергия его связи с ядром. Т.к. ē в атоме различаются своей энергией, то одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие – слабее. Главная причина – удаление от ядра атома. Чем ближе к ядру, тем они прочнее связаны с ним, и их труднее вырезать из электронной оболочки, а чем дальше они от ядер, тем легче их оторвать. Зн. по мере удаления от ядра запас энергии ↑.
Электроны, движущиеся вблизи ядра «загораживают» (экранируют) ядро от других ē, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Зн. образуются электронные слои или энергетические уровни, состоящие из ē, с близкими значениями энергии. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра6 1,2,3,4,5,6 и 7. Значение энергии ē в атомах задаётся главным квантовым числом n ( совпадает с номером периода) и выражается только целым числом.
Целое число n, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом.
Оно характеризует энергию ē, занимающих данный энергетич. Уровень. Наименьшей энергией обладают ē первого энерг. Уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с ē 1-го энерг. уровня ē последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. → наименее прочно связаны с ядром ē внешнего уровня.
Число энерг. уровней( электронных слоёв) в атоме равно номеру периода в ПС, к которому принадлежит хим. эл-т: у атомов элементов 1-го периода – один энерг. уровень, второго периода – 2, седьмого периода – 7.
Максимальное число ē на энерг. уровне определяется по формуле:
N = 2n2 , где n – главное квантовое число.
Согласно этой формуле на первом энерг. уровне может находиться не более N = 2*12 =2ē, на втором N =2*22 =8 ē, на третьем N = 2*32=18, на четвёртом N = 2*42 = 32ē.
Начиная со второго энерг. уровня (n=2), каждый из уровней подразделяется на подуровни(подслои)в зависимости от формы облаков, несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром.
Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энерг. уровень имеет 1 подуровень, второй – 2, третий – 3, четвёртый – 4 подуровня. Подуровни в свою очередь образованы орбиталями.
Каждому значению n соответствует число орбиталей, равное n2. Табл.1стр.9
Энерг. уровень (n) Число подуровней, равное n Тип обитали Число орбиталей Мах число ē
В подуровне В уровне, n2 На подуровне На уровне, 2n2
K ( n=1) 1 1s 1 1 2 2
L (n=2) 2 2s
2p 1
3 4 2
6 8
M (n=3) 3 3s
3p
3d 1
3
5 9 2
6
10 18
N (n=4) 4 4s
4p
4d
4f
1
3
5
7 16 2
6
10
14 32
s-подуровень – первый, ближайший к ядру атома подуровень каждого энерг. уровня, состоит из одной sорбитали;
p-подуровень – второй поуровень каждого, кроме первого энерг. уровня, состоит из 3-х p-орбиталей;
d-подуровень – третий подуровень каждого, начиная с третьего энерг. уровня, состоит из 5 d-орбиталей;
d-подуровень – каждого, начиная с четвёртого, состоит из 7 f-орбиталей.
Число ē на внеш. энерг. уровне электронной оболочки атома равно номеру группы (хар-но для гл. подгрупп).
План составления схем строения электронных оболочек атомов:
А) определить общее число ē на оболочке по порядковому номеру эл-та;
Б) определить число энерг. уровней в электронной оболочке по номеру периода;
В) определить число ē на каждом энерг.уровне и подуровне.
Составить схемы строения электронных оболочек следующих атомов: Na, K, Ar, Ca, Mg…
IV. Закрепление:
Что такое электронное облако?
Чем отличается 1s-орбиталь от 2s-орбитали?
Что такое главное квантовое число? Как оно соотносится с номером периода?
Что такое подуровень и как это понятие соотносится с номером периода?
Работа с ПС по распределению ē по энерг. уровням и подуровням.
V. Д/з: §2