Разработка урока по химии в 11 классе "Современные представления о строении атома. Атом. Изотопы. Атомные орбитали. Электронная классификация элементов (s-, p- элементы). Особенности строения электронных оболочек атомов переходных элементов"

https://infourok.ru/videouroki ссылка на все видеоуроки

Тема 1. Строение вещества. 11 класс

Урок №1. Тема урока: ТБ. Современные представления о строении атома.

Атом. Изотопы. Атомные орбитали. Электронная классификация элементов (s-, p-

элементы). Особенности строения электронных оболочек атомов переходных элементов.

Цели и задачи урока:

Образовательные: повторить правила ТБ; обобщить знания из курсов физики и химии о явлениях, доказывающих сложность строения атома, познакомить учащихся с эволюцией научных взглядов на строение атома.

  • Воспитательные: Продолжить формирование познавательного интереса к предмету, показать значимость химических знаний для современного человека. Воспитание трудолюбия, аккуратности, коммуникативных качеств.

  • Развивающие: Развивать учебно-интеллектуальные умения выделять главное, устанавливать причинно-следственные связи (развивать логическое мышление), умений находить требуемую информацию в различных источниках и извлекать из предложенной информации нужные данные. Развивать память и внимание обучающихся.

  • Здоровьесберегающие технологии: следить за осанкой учащихся; проводить упражнения для снятия напряжения глаз; проветривание помещения.

Оборудование: ИКТ, презентация.

Ход урока:

  1. Организационный момент. ТБ.

1.Тетради (рабочие, практические, контрольные)

2. Учебники.

3. ТБ

  1. Основная часть.

Беседа:

вы помните, что «атом» в переводе с греческого обозначает «неделимый», до конца ХIХ века это считалось верным. Но открытия конца ХIХ - начала ХХ вв. показали, что атом устроен сложно.

Лекция+ работа с учебником

С тех пор, как стало ясно, что атом состоит из более мелких частиц, ученые пытались

объяснить строение атома, предлагали модели:

  1. Дж. Томсон (1904 г.) – атом состоит из положительного заряда, равномерно распространенному по всему объему атома, и электронов, колеблющихся внутри этого заряда. Эта модель не нашла экспериментального подтверждения.

  2. Э.Резерфорд (1911 г.) – планетарная или ядерная модель атома:

- внутри атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть объема атома;

- весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточена в ядре;

- Электроны вращаются вокруг ядра, они нейтрализуют заряд ядра.

Модель Резерфорда подтверждалась опытами с тонкими металлическими пластинами, облучаемыми α-частицами.

Но классическая механика не могла объяснить, почему электроны не теряют энергию по мере вращения и не падают на ядро.

  1. В 1913 г. Н.Бор дополнил планетарную модель постулатами:

- электроны в атоме вращаются по строго определенным замкнутым орбитам, не испуская и не поглощая энергии;

- при переходе электронов с одной орбиты на другую происходит поглощение или выделение энергии.

- электрон в атоме не движется по определенной траектории, а может находиться в любой части околоядерного пространства. Вероятность нахождения электрона в разных частях околоядерного пространства неодинакова.

Пространство вокруг ядра, где вероятность нахождения электрона наибольшая называется орбиталью.

- Ядро состоит из нуклонов – протонов и нейтронов. Число протонов в ядре равно порядковому номеру элеме6нта, а сумма чисел протонов и нейтронов равна массовому числу атома.

Это положение было сформулировано после открытия Э. Резерфордом в 1920 г. протона, Дж.Чедвиком в 1932 г.- нейтрона.

Различные виды атомов называются

нуклидами. Нуклиды характеризуется массовым числом А и зарядом ядра Z.

Нуклиды с одинаковым Z, но разными А называют изотопами.( 35 17Cl и 37 17Cl).

Нуклиды с разными Z, но одинаковыми А называют изобарами.( 40 18Аr и 40 19К).

Электронная конфигурация атома –

показывает распределение ē по энерг. уровням и подуровням.

+1Н 1s1 ←число ē с данной формой облака

↑↖ форма электронного облака

Номер

энерг.уровня

Графические электронные формулы (изображения электронной структуры атома) –

показывает распределение ē по энерг. уровням, подуровням и орбиталям.

I период: +1Н Где ↑ - ē, ↑↓ - ē с антипараллельными спинами, орбиталь.

При записи графической электронной формулы следует помнить правило Паули и правило Хундда « Если в пределах одного подуровня имеется несколько свободных орбиталей, то ē размещаются каждый на отдельной орбитали и лишь при отсутствии свободных орбиталей объединяются в пары».

(Работа с электронными и графическими электронными формулами).

Напр., H+11s1; He+21s2; Li+31s22s1 ; Na+11 1s2 2s2 2p63s1 ; Ar+181s2 2s2 2p6 3s23p6 ;

I период: водород и гелий s-элементы, у них заполняется электронами s-орбиталь.

II период: Li и Be – s-элементы

B, С, N, O, F, Ne – р-элементы

В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы делят на 4 электронных семейства или блока:

1) s-элементы у них заполняется ē-ми s-подуровень внешнего слоя атома; к ним относятся водород, гелий и эл-ты гл.п/гр. I и II групп.

2) р-элементы у них заполняется электронами р-подуровень внешнего уровня атома; к ним относят элементы гл.п/гр. III - VIII групп.

3) d-элементыу них заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня атома; к ним относятся эл-ты побоч.п/гр. . I - VIII групп,т.е. эл-ты вставных декад больших периодов, распложенные между s- и р-элементами, их также называют переходными элементами.

4) f-элементы - у них заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды ( 4f-элементы) и актиноиды (5f-элементы).

У атомов меди и хрома происходит «провал» ē с 4s- на 3d-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d5 и 3d10:

29Cu 1s22s22p63s23p64s13d10

24Cr 1s22s

22p63s23p64s13d5

Задание1:

- расписать строение атома для элементов : железа, алюминия, бария, калия, кремния.

Задание 2

1.Определите химический элемент по составу его атома - 18 p+, 20 n0, 18 e-:

а) F б) Ca в) Ar г) Sr

2. Общее число электронов у иона хрома 24Cr3+:

а) 21 б) 24 в) 27 г) 52

3.Максимальное число электронов, занимающих 3s - орбиталь, равно:

а) 14 б) 2 в) 10 г) 6

4.Число орбиталей на f - подуровне:

а) 1 б) 3 в) 5 г) 7

5 .Наименьший радиус атома среди приведённых элементов имеет:

а) Mg б) Ca в) Si г) Cl

  1. Д/з § 1, записи в тетради, упр. 1-8 стр.12, презентация

 

 

multiurok.ru

Конспект урока для 11 класса "Атом – сложная частица"

Урок 1.

Атом – сложная частица

Цель: обобщить знания из курсов физики и химии о явлениях, доказывающих сложность строения атома, познакомить учащихся с эволюцией научных взглядов на строение атома.

Знать: особенности строения атома.

Уметь: описывать строение атома, характеризовать частицы, входящие в его состав.

Ход урока

Беседа:

вы помните, что «атом» в переводе с греческого обозначает «неделимый», до конца ХIХ века это считалось верным. Но открытия конца ХIХ - начала ХХ вв. показали, что атом устроен сложно.

Лекция:

С тех пор, как стало ясно, что атом состоит из более мелких частиц, ученые пытались

объяснить строение атома, предлагали модели:

  1. Дж. Томсон (1903 г.) – атом состоит из положительного заряда, равномерно распространенному по всему объему атома, и электронов, колеблющихся внутри этого заряда. Эта модель не нашла экспериментального подтверждения.

  2. Э.Резерфорд (1911 г.) – планетарная или ядерная модель атома:

- внутри атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть объема атома;

- весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточена в ядре;

- Электроны вращаются вокруг ядра, они нейтрализуют заряд ядра.

Модель Резерфорда подтверждалась опытами с тонкими металлическими пластинами, облучаемыми α-частицами.

Но классическая механика не могла объяснить, почему электроны не теряют энергию по мере вращения и не падают на ядро.

  1. В 1913 г. Н.Бор дополнил планетарную модель постулатами:

- электроны в атоме вращаются по строго определенным замкнутым орбитам, не испуская и не поглощая энергии;

- при переходе электронов с одной орбиты на другую происходит поглощение или выделение энергии.

4. Современная квантовая модель строения атома:

- электрон имеет двойственную природу. Подобно частице электрон имеет массу 9,1х10-28г и заряд 1,6х10-19Кл.

- электрон в атоме не движется по определенной траектории, а может находиться в любой части околоядерного пространства. Вероятность нахождения электрона в разных частях околоядерного пространства неодинакова.

Пространство вокруг ядра, где вероятность нахождения электрона наибольшая называется орбиталью.

- Ядро состоит из нуклонов – протонов и нейтронов. Число протонов в ядре равно порядковому номеру элеме6нта, а сумма чисел протонов и нейтронов равна массовому числу атома.

Это положение было сформулировано после открытия Э. Резерфордом в 1920 г. протона, Дж.Чедвиком в 1932 г.- нейтрона.

Различные виды атомов называются нуклидами. Нуклиды характеризуется массовым числом А и зарядом ядра Z.

Нуклиды с одинаковым Z, но разными А называют изотопами.( 35 17Cl и 37 17Cl).

Нуклиды с разными Z, но одинаковыми А называют изобарами.( 40 18Аr и 40 19К).

Задание1:

- расписать строение атома для элементов : железа, алюминия, бария, калия, кремния.

Задание 2

1.Определите химический элемент по составу его атома - 18 p+, 20 n0, 18 e-:

а) F б) Ca в) Ar г) Sr

2. Общее число электронов у иона хрома 24Cr3+:

а) 21 б) 24 в) 27 г) 52

3.Максимальное число электронов, занимающих 3s - орбиталь, равно:

а) 14 б) 2 в) 10 г) 6

4.Число орбиталей на f - подуровне:

а) 1 б) 3 в) 5 г) 7

5 .Наименьший радиус атома среди приведённых элементов имеет:

а) Mg б) Ca в) Si г) Cl

Домашнее задание: § 1. учить по тетради, зад 1-4.

doc4web.ru

Конспект урока химии в 11 классе по теме "Атом-сложная частица"

Урок 1.

Атом – сложная частица

Цель: обобщить знания из курсов физики и химии о явлениях, доказывающих сложность строения атома, познакомить учащихся с эволюцией научных взглядов на строение атома.

Знать: особенности строения атома.

Уметь: описывать строение атома, характеризовать частицы, входящие в его состав.

Ход урока

Беседа:

вы помните, что «атом» в переводе с греческого обозначает «неделимый», до конца ХIХ века это считалось верным. Но открытия конца ХIХ - начала ХХ вв. показали, что атом устроен сложно.

Лекция:

С тех пор, как стало ясно, что атом состоит из более мелких частиц, ученые пытались

объяснить строение атома, предлагали модели:

  1. Дж. Томсон (1903 г.) – атом состоит из положительного заряда, равномерно распространенному по всему объему атома, и электронов, колеблющихся внутри этого заряда. Эта модель не нашла экспериментального подтверждения.

  2. Э.Резерфорд (1911 г.) – планетарная или ядерная модель атома:

- внутри атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть объема атома;

- весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточена в ядре;

- Электроны вращаются вокруг ядра, они нейтрализуют заряд ядра.

Модель Резерфорда подтверждалась опытами с тонкими металлическими пластинами, облучаемыми α-частицами.

Но классическая механика не могла объяснить, почему электроны не теряют энергию по мере вращения и не падают на ядро.

  1. В 1913 г. Н.Бор дополнил планетарную модель постулатами:

- электроны в атоме вращаются по строго определенным замкнутым орбитам, не испуская и не поглощая энергии;

- при переходе электронов с одной орбиты на другую происходит поглощение или выделение энергии.

4. Современная квантовая модель строения атома:

- электрон имеет двойственную природу. Подобно частице электрон имеет массу 9,1х10-28г и заряд 1,6х10-19Кл.

- электрон в атоме не движется по определенной траектории, а может находиться в любой части околоядерного пространства. Вероятность нахождения электрона в разных частях околоядерного пространства неодинакова.

Пространство вокруг ядра, где вероятность нахождения электрона наибольшая называется орбиталью.

- Ядро состоит из нуклонов – протонов и нейтронов. Число протонов в ядре равно порядковому номеру элеме6нта, а сумма чисел протонов и нейтронов равна массовому числу атома.

Это положение было сформулировано после открытия Э. Резерфордом в 1920 г. протона, Дж.Чедвиком в 1932 г.- нейтрона.

Различные виды атомов называются нуклидами. Нуклиды характеризуется массовым числом А и зарядом ядра Z.

Нуклиды с одинаковым Z, но разными А называют изотопами.( 35 17Cl и 37 17Cl).

Нуклиды с разными Z, но одинаковыми А называют изобарами.( 40 18Аr и 40 19К).

Задание1:

- расписать строение атома для элементов : железа, алюминия, бария, калия, кремния.

Задание 2

1.Определите химический элемент по составу его атома - 18 p+, 20 n0, 18 e-:

а) F б) Ca в) Ar г) Sr

2. Общее число электронов у иона хрома 24Cr3+:

а) 21 б) 24 в) 27 г) 52

3.Максимальное число электронов, занимающих 3s - орбиталь, равно:

а) 14 б) 2 в) 10 г) 6

4.Число орбиталей на f - подуровне:

а) 1 б) 3 в) 5 г) 7

5 .Наименьший радиус атома среди приведённых элементов имеет:

а) Mg б) Ca в) Si г) Cl

Домашнее задание: § 1. учить по тетради, зад 1-4.

kopilkaurokov.ru

Введение в общую химию - ПОУРОЧНЫЕ РАЗРАБОТКИ ПО ХИМИИ 11 класс - поурочные разработки - разработки уроков - авторские уроки - план-конспект урока

Урок 1. Введение в общую химию

Цели урока: ознакомить учащихся с задачами и структурой курса химии в 11 классе; повторить и обобщить первоначальные знания учащихся о предмете химии, веществе, атоме, элементарном строении атома, Периодическом законе, Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева (далее — ПСХЭ), химической связи, приобретенных в курсе химии 8 класса.

Оборудование: таблицы курса химии 8 класса («Строение атома», «Химическая связь»), ПСХЭ.

Ход урока

I. Организационный момент

В начале учебного года с учащимися проводится вводный инструктаж по охране труда и технике безопасности в кабинете химии (далее — ОТ и ТБ). Необходимо напомнить учащимся основные правила поведения в кабинете химии при проведении лабораторных и практических работ и правила работы с тетрадью «Инструктаж ОТ и ТБ».

Курс химии 11 класса построен логично: от изучения состава и строения атома к изучению состава и строения веществ, далее углубленное изучение химических реакций, а затем изучение химических свойства веществ, их получение и применение.

Учащимся для более углубленного изучения темы «Строение атома. ПСХЭ Д. И. Менделеева» необходимо вспомнить следующее:

а) понятия «вещество», «атом», «химический элемент», «изотоп»;

б) элементарный состав атома, электронное строение атома, электронно-графическая структура атома;

в) структуру ПСХЭ Д. И. Менделеева;

г) элементы металлические и неметаллические, изменение их свойств в связи с положением в системе химических элементов;

д) химическую связь, виды химической связи.

Учащимся предлагается выполнить задания теста. Задания теоретической части теста обсуждаются вместе с учителем, практическая часть выполняется самостоятельно по вариантам.

II. Проведение теста

Теоретическая часть

1. Вспомните определение атома.

2. Какое строение имеет атом?

3. Какие элементарные частицы входят в состав ядра атома? Как определяется заряд ядра атома?

4. Что определяет сумма протонов и нейтронов?

5. Дайте определение химического элемента.

6. Как определить число протонов, нейтронов и электронов в атоме? Докажите, что атом — электронейтральная частица.

7. Дайте определение изотопа.

8. Какое строение имеет электронная оболочка атома? Как определяется число электронов в ней?

9. Как определить максимальное количество электронов на энергетическом уровне?

10. Как определяется количество электронов на внешнем энергетическом уровне?

11. Что такое орбиталь? Какую форму имеют s- и р-орбитали? Какие электроны называются s- и p-электронами?

12. Что такое электронная формула?

13. Как и почему изменяются свойства химических элементов в пределах:

а) одного периода;

б) группы, главной подгруппы при увеличении заряда ядра атома?

14. Опишите пути завершения последнего энергетического уровня:

а) характерного для металлического элемента;

б) характерного для неметаллического элемента.

15. Какие виды химической связи вам известны?

16. Какова причина возникновения различных видов химической связи?

Практическая часть

Вариант I

Определить состав атома элемента № 10.

Определить максимальное количество электронов на втором энергетическом уровне.

Количество электронов на внешнем энергетическом уровне элемента № 33.

Составить электронную формулу элемента № 7.

Расположить элементы в порядке усиления металличности: № 12, № 11, № 13.

Каков путь завершения последнего энергетического уровня элемента № 3?

Определить вид химической связи в соединениях: НCl, О2, К, MgO.

Вариант II

Определить состав атома элемента N? 40.

Определить максимальное количество электронов на третьем энергетическом уровне.

Количество электронов на внешнем энергетическом уровне элемента № 53.

Составить электронную формулу элемента № 10.

Расположить элементы в порядке усиления неметалличности: № 17, № 53, № 9.

Каков путь завершения последнего энергетического уровня элемента № 9?

Определить вил химической связи в соединениях: F2, NaCl, H2S, Fe.

III. Домашнее задание

Повторить по учебнику X класса сведения о строении атома (§ 4—12).

Ответы на вопросы теста

Теоретическая часть

1. Атом — наименьшая частица вещества, химически неделимая; «атом» — означает «неделимый».

2. Атом имеет сложное строение. Он состоит из положительно заряженного ядра и электронов.

3. В состав ядра атома входят: протоны, имеющие массу 1 и заряд +1; нейтроны, имеющие массу 1 и заряд 0; заряд ядра определяется количеством протонов.

4. Сумма протонов и нейтронов соответствует массовому числу атома — массе атома.

5. Химический элемент — вид атома с определенным зарядом ядра.

6. Порядковый номер элемента в ПСХЭ соответствует количеству протонов в ядре атома, количеству электронов в атоме, поэтому атом — элетронейтральная частица; число нейтронов определяется разностью массового числа и количества протонов.

7. Изотопы — химические элементы, имеющие одинаковый заряд ядра, но различную атомную массу.

8. Количество электронов определяется порядковым номером элемента. Электронная оболочка атома состоит из определенного количества энергетических уровней. Количество энергетических уровней в атоме соответствует номеру периода химического элемента.

9. Максимальное количество электронов определяется по формуле: 2n2, где n — номер энергетического уровня.

10. Количество электронов на внешнем энергетическом уровне атома химического элемента определяется по номеру группы ПСХЭ.

11. Орбиталь — пространство вокруг ядра атома, где наибольшая вероятность нахождения электронов. S-орбиталь имеет форму сферы (шара), р-орбиталь имеет форму объемной восьмерки; s-электроны расположены на s-орбиталях, а p-электроны расположены на p-орбиталях.

12. Электронная формула-запись строения атома, где указаны энергетические уровни, орбитали на энергетических уровнях и количество электронов на орбиталях. Следует помнить — максимальное количество электронов на s-орбитали — 2, на р-орбитали — 6; на первом энергетическом уровне открывается j-орбиталь, на втором энергетическом уровне s- и р-орбитали.

13. В пределах периода с ростом заряда ядра атома, увеличения количества электронов на внешнем энергетическом уровне уменьшается радиус атома, вследствие чего усиливается неметалличность — способность принимать электроны.

В группах, главных подгруппах с ростом заряда атома растет число энергетических уровней, увеличивается атомный радиус, вследствие чего усиливается металличность — способность отдать электроны.

14. Последний энергетический уровень у атома металла далек от завершения, до устойчивости атому металла энергетически выгоднее отдать электроны внешнего энергетического уровня; последний энергетический уровень атома неметалла близок к завершению, энергетически выгоднее атому неметалла принять недостающие электроны до устойчивости энергетического уровня.

15. Ковалентная связь полярная и неполярная, ионная связь, металлическая связь.

16. Причиной возникновения различных видов связи является электроотрицательность. Электроотрицательность — способность атомов притягивать недостающие электроны на последний энергетический уровень. В случае резкого отличия в электроотрицательности атомов — возникает ионная связь; ковалентная полярная связь возникает между атомами, которые не резко отличаются в электроотринательности; в случае одинаковой элекроотрицательности атомов возникает ковалентная неполярная связь.

Практическая часть

Вариант I

Заряд ядра атома — +10; протонов — 10; электронов — 10; нейтронов 20 — 10 = 10.

N = 2n2, n = 2, N = 8.

5 электронов.

1s22s22p3

Al, Mg, Na

Na — металлический элемент; отдаёт один электрон с внешнего энергетического уровня.

Металлическая связь — К; ковалентная неполярная связь — O2; ковалентная полярная связь — НСl; ионная связь — MgO.

Вариант II

Заряд ядра атома — +40; протонов — 40; электронов — 40; нейтронов 91 — 40 = 51.

N = 2n2, n = 3, N = 18.

7 электронов

1s22s22p6

I, Cl, F

F — Неметаллический элемент; принимает один электрон на внешний энергетический уровень.

Металлическая связь — Fe, ковалентная неполярная связь — F2; ковалентная полярная связь — H2S, ионная связь — NaCl.

compendium.su

Методическая разработка урока химии по теме "Основные сведения о строении атома" для 11 класса

Учитель: Тирская Анна Михайловна

Тема урока: Основные сведения о строение атома.

Цели урока: Познакомиться с историей развития представлений о строении атома, моделями атома, доказательствами сложности строения атома. Рассмотреть строение ядра и электронные конфигурации атома.

Задачи:

образовательные: знакомство с историей развития представлений о строении атомов, открытия и доказательства сложности строения атома на основе межпредметных связей с физикой; повторение умения составлять электронные и электронно-графические формулы атомов.

развивающие: совершенствование умения краткого изложения полученной информации, выбора из сказанного главного; формирование умения анализировать, выявлять причинно-следственные связи, оценивать свои знания.

воспитательные: развитие умения работать в коллективе.

Ход урока:

  1. Организационный момент. Инструктаж по технике безопасности в кабинете химии (повторный вводный).

  2. Введение в тему урока:

Развитие представлений о строении атома.

Понятие атом (греч. «atomos» – неделимый) ввел Демокрит. У Демокрита атомы выступают в роли первоначала. Они неделимы, различаются по величине, весу, форме и находятся в вечном движении. После Демокрита учение об атомах было на много веков забыто. Возродил атомистическую теорию английский физик и химик Джон Дальтон. Он основывался на открытых в то время законах химии и экспериментальных данных о строении вещества. Таким образом, установил, что атомы одного элемента имеют одинаковые свойства, а разных элементов – различаются по свойствам. Дальтон ввел важную характеристику атома – атомную массу и для очень многих элементов были установлены ее относительные значения. В своем атомно-молекулярном учении Дальтон дает характеристику атому: «Атом неделим, вечен и неразрушим».

Атом делим, это доказали следующие экспериментальные открытия, сделанные в науке на рубеже конца 19-начала 20 века.

  1. В 1897 году Крукс открыл катодные лучи, представляющие собой поток электронов в вакуумной трубке, содержащей катод и анод. Английский физик Джозеф Томпсон назвал частицы катодных лучей электронами.

  2. Русский ученый Столетов открыл явление фотоэффекта – испускания металлом электронов под действием падающего на него света.

  3. Значимым стало открытие Рентгеном «Х»-лучей, позже названных рентгеновскими в честь ученого. Эти лучи представляют собой электромагнитное излучение подобное свету с гораздо более высокой частотой, испускаемой при действии на них катодных лучей.

  4. Большой вклад в развитие представлений об элементарных частицах внесли французский физик Антуан Анри Беккерель и супруги Кюри, открыв явление радиоактивности. Радиоактивность – это явление самопроизвольного превращения одного химического элемента в другой, сопровождаемое испусканием электронов или других частиц и рентгеновского излучения.

Эти экспериментальные данные свидетельствуют о том, что атом – сложноустроенная система.

Модели атома.

Одной из первых моделей строения атома явилась модель английского физика Джозефа Томсона, предложенная им в в1904 г. – так называемый «пудинг с изюмом»: атом представляет собой сферу положительного электричества с вкрапленными электронами.

Для проверки этой модели в 1899-1911 гг. английский физик Эрнест Резерфорд провел опытные исследования и сформулировал планетарную (ядерную) теорию строения атома. Согласно этой модели, в центре атома находится очень маленькое ядро, размеры которого приблизительно в 100’000 раз меньше размеров самого атома. В ядре сосредоточена практически вся масса атома. Оно имеет положительный заряд. Вокруг ядра движутся электроны, заряженные отрицательно. Их число определяется зарядом ядра.

Однако такая модель имела свои недостатки:

1. Резерфорд не смог объяснить устойчивости атома. Двигаясь вокруг ядра, электрон расходует энергию и в какой-то момент, израсходовав ее всю, он должен остановиться – упасть на ядро, что равносильно гибели атома. Но на самом деле атомы – структуры довольно стабильные.

2. Резерфорд не смог объяснить линейный характер атомных спектров. Согласно его модели, электрон должен излучать энергию постоянно и поэтому атомный спектр должен быть сплошным, но экспериментальные данные доказывали обратное: спектр не сплошной, а прерывистый. Это означает, что электрон излучает энергию порциями.

Свою теорию строения атома, основанную на планетарной модели и квантовой теории, в 1913 году предложил датский физик Нильс Бор. Основные положения он сформулировал в виде постулатов:

I. Электрон может вращаться вокруг ядра по определенным, стационарным круговым орбиталям.

II. Двигаясь по стационарной орбите, электрон не излучает энергию.

III. Излучение электромагнитной энергии (либо ее поглощение) происходит при переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую.

Но и эта модель не явилась совершенством, в ней также присутствовали противоречия. «Спасти» теорию Бора пытались многие ученые.

В 1932 году Иваненко предложил протонно-нейтронную модель ядра. Эту теорию развил Гейзенберг. Эта модель строения атома существует до сих пор, сочетает в себе все предыдущие модели и «исправляет» их недостатки. Суть теории в том, что атомное ядро состоит из протонов и нейтронов. В совокупности они называются нуклоны. Число протонов в ядре («+» заряд) характеризует его заряд. Количество электронов («-» заряд), движущихся вокруг ядра, соответствует количеству протонов в нем. Электроны движутся по определенным атомным орбиталям, которые могут существовать в различных формах. При переходе с орбитали на орбиталь испускается или поглощается электромагнитная энергия.

Основные характеристики нуклонов и электрона. Массовое число. Изотопы.

Электронное облако.

3.Закрепление материала (поэтапно).

1.Определите число протонов и нейтронов в ядрах атомов 40Ca, 35Cl, 127I.

2. В электронной оболочке атома 19 электронов. О каком элементе идет речь? Определите число протонов и нейтронов в атомном ядре этого элемента.

3.Какими величинами характеризуется изотоп?

4. Почему изотопы одного элемента имеют разные массовые числа?

5.Почему в периодической системе у химических элементов указаны дробные значения относительной атомной массы?

6.Запишите электронные и электроно-графические формулы атомов элементов, имеющих порядковые номера 6, 15, 9, 20, 25. К каким электронным семействам относят эти элементы?

4.Подведение итогов урока. Рефлексия.

5. Постановка домашнего задания.

Литература:

  1. Габриелян О.С. Химия. 11 класс. Базовый уровень: учеб. для общеобразоват. учреждений. – М., 2013.

  2. Габриелян О.С. Настольная книга учителя химии: 11 класс: в 2 ч. / О.С. Габриелян, Г.Г. Лысова, А.Г. Введенская – М., 2004.

kopilkaurokov.ru

ГДЗ по химии для 11 класса О.С. Габриелян

  • ГДЗ
  • 1 Класс
    • Математика
    • Английский язык
    • Русский язык
    • Немецкий язык
    • Информатика
    • Природоведение
    • Основы здоровья
    • Музыка
    • Литература
    • Окружающий мир
    • Человек и мир
  • 2 Класс
    • Математика
    • Английский язык
    • Русский язык
    • Немецкий язык
    • Белорусский язык
    • Украинский язык
    • Информатика
    • Природоведение
    • Основы здоровья
    • Музыка
    • Литература
    • Окружающий мир
    • Человек и мир
    • Технология
  • 3 Класс
    • Математика
    • Английский язык
    • Русский язык
    • Немецкий язык
    • Белорусский язык
    • Украинский язык
    • Информатика
    • Музыка
    • Литература
    • Окружающий мир
    • Человек и мир
    • Испанский язык
  • 4 Класс
    • Математика
    • Английский язык
    • Русский язык
    • Немецкий язык
    • Белорусский язык
    • Украинский язык

resheba.me

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:

  1. Электронное облако.

  2. Энергетические уровни и подуровни.

  3. Главное квантовое число и его значение.

Ход урока:

I. Орг. момент.

II. Опрос:

  1. Назовите те явления, которые прямо или косвенно доказывают, что атом – сложная частица.

  2. Как развивалась классическая теория строения атома? Какие модели атомов вам известны? В чём их суть?

  3. Приведите примеры явлений, доказывающих двойственную (дуалистическую) природу частиц микромира.

  4. Поясните. каково значение открытия радиоактивности в развитии химической науки? Какие изменения происходят с атомами при яд. реакциях?

  5. Какие элементарные частицы вам известны?

  6. Что такое изотопы? Чем изотопы одного хим.эл-та отличаются друг от друга?

  7. 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:

  1. Что такое электронное облако?

  2. Чем отличается 1s-орбиталь от 2s-орбитали?

  3. Что такое главное квантовое число? Как оно соотносится с номером периода?

  4. Что такое подуровень и как это понятие соотносится с номером периода?

  5. Работа с ПС по распределению ē по энерг. уровням и подуровням.

V. Д/з: §2

infourok.ru

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован. Обязательные поля помечены *