загрузка...

ПОУРОЧНЫЕ РАЗРАБОТКИ ПО ХИМИИ 11 класс

Темa I. СТРОЕНИЕ АТОМА. ПЕРИОДИЧЕСКИЙ ЗАКОН. ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ХИМИЧЕСКИХ ЭЛЕМЕНТОВ Д. И. МЕНДЕЛЕЕВА

Урок 4. Электронные конфигурации атомов химических элементов и графическое изображение электронных конфигураций атомов

Цели урока: научить составлять электронные формулы атомов химических элементов и их графические конфигурации на основании правил и принципов дополнения электронных оболочек атомов: закрепить знание электронной классификации элементов: s-, р-, d-, f-семейство.

Основные понятия; электронная формула, графическая конфигурация электронной формулы, спаренные и неспаренные электроны, принцип Паули, правило Хунда (Гунда), правило Клечковского, формула распределения, формула заполнения; симметрия атома.

Оборудование: ПСХЭ Д.И. Менделеева; таблицы электронного строения атомов химических элементов.

Ход урока

I. Организационный момент

Постановка целей и задач урока.

II. Проверка правильности выполнения домашнего задания

Учащимся необходимо было дать характеристику элементов № 3, 16, 5, 14, 2.

Характеристику элементов учащиеся объясняют с места (проговаривая).

1) Элемент № 3. Литий, заряд ядра +3, электронов в атоме 3, n = 2, в атоме два энергетических уровня: n = 1, первый энергетический уровень;

l = 0; один подуровень; s — подуровень;

ml = 0, одна орбиталь, сферическая.

1s; 1

n = 2, второй энергетический уровень l = 0,1; l = 0, s — подуровень; ml = 0, одна орбиталь 1s; 1

l = 1; р — подуровень, ml = +1, 0, -1; три орбитали.

форма объемных восьмерок.

Элемент № 16. Сера, заряд ядра атома +16, в атоме 16 ē.

n = 3, в атоме три энергетических уровня:

n = 1, первый энергетический уровень;

l = 0 — s-подуровень;

ml = 0 — одна орбиталь, сферическая.

1s; 1

n = 2, второй энергетический уровень;

l = 0,1; два подуровня;

l = 0 — s-подуровень;

ml = 0 — одна сферическая орбиталь.

2s; 2

l = 1; p — подуровень;

ml = +1, 0, -1; три орбитали, объемные восьмерки.

2p; 2

n = 3, третий энергетический уровень:

l = 0, 1, 2 — три подуровня;

l = 0; s-подуровень;

ml = 0, одна орбиталь, сферическая.

3s; 3

l = 1, p-подуровень;

ml = +4, 0, -1; три орбитали; объемные восьмерки.

3р; 3

l = 2, d-подуровень;

ml = +2, +1, 0, -1, -2 — пять орбиталей более сложной формы.

3d; 3

Можно записать и так:

Характеристику элементов № 5. № 14 учащиеся выполняют у доски (записывают кратко). Учащиеся класса обсуждают ответы на вопросы § 2.

№ 1

Электрон в атоме не имеет траектории движения, т.е. можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра.

№ 2

Электронное облако — объем пространства относительно ядра, в котором сосредоточена вся масса и весь заряд е-.

Орбиталь — атомная орбиталь, объем пространства вокруг ядра, в котором сосредоточено около 90% электронной плотности.

№ 4

2s-орбиталь имеет большой радиус по сравнению с 1s, а чем больше радиус АО, тем больше энергия: EAO1s < ЕAO2s.

№ 5

Главное квантовое число определяет общую энергию электрона на данном энергетическом уровне. Номер периода соответствует количеству энергетических уровней в атоме химического элемента.

№ 6

Электроны энергетического уровня отличаются друг от друга энергией связи с ядром атома, вследствие чего возникают подуровни. Номер периода соответствует количеству подуровней на данном энергетическом уровне. Если бром расположен в IV периоде, то в его атоме четыре энергетических уровня, на четвертом энергетическом уровне четыре подуровня; заряд ядра атом брома +35, в атоме 35 электронов. Нам необходимо теперь выяснить, как электроны атома химического элемента, обладая определенным запасом энергии, которая характеризуется квантовыми числами, распределяются в атоме.

III. Изучение нового материала

План изложения

1. Принцип минимальной энергии, принцип Паули. Правило Хунда и следствие из него; правило Клечковского.

2. Формула распределения; формула заполнения.

3. Формулы заполнения — электронные формулы, графические — элементов I III периодов.

4. Формулы заполнения (электронные и графические) элементов больших периодов.

5. Семейства химических элементов.

6. Симметрия атома химического элемента.

Электронная формула — запись строения атома посредством электронных уровней, подуровней.

Для правильного заполнения электронами АО необходимо знать следующее: электрон занимает тот энергетический уровень, тот подуровень или ту АО, которым соответствует минимальный запас энергии.

Это — принцип минимальной энергии.

Следовательно, заполняется тот энергетический уровень, тот подуровень, та АО, которая ближе к ядру: 1s, 2s, 2р, ...

Принцип Паули. В атоме не может быть двух е- (электронов), у которых все четыре квантовых числа охарактеризованы одинаковыми значениями. Хотя бы одним значением квантового числа электроны должны отличаться. Из этого принципа следует следствие: в одной АО могут находиться не более двух электронов, охарактеризованных различными значениями спинового квантового числа.

Пример: Дана электронная формула атома химического элемента.

1s2; n = 1; l = 0 один подуровень, s;

ml = 0 одна орбиталь, сфера;

электроны заполняют s-проуровень АО; записывается графическая конфигурация электронной формулы.

Орбиталь рисуем ячейкой, электрон — вектором.

image17 — по принципу Паули.

image18 вопреки принципу Паули.

Правило Хунда (Гунда). При распределении электронов в подуровнях р-, d-, f- следует помнить, что суммарный спин был максимальным.

Пример:

2p3-подуровень

Следствие из правила Хунда.

Электроны сначала по одному занимают все АО, а потом идут на спаривание.

— неспаренные электроны (по одному на АО).

— спаренные электроны (по два на АО)

— одна пара спаренных е- и два неспаренных е-.

Однако в атоме имеются АО с одинаковым запасом энергии, но расположенные на различных энергетических уровнях. Как их заполнять? Нам необходимо учитывать тот же принцип минимальной энергии.

Применяем правило Клечковского (1861 г.): вначале записывается та АО, тот подуровень, тот энергетический уровень, где сумма квантовых чисел n + l будет меньше в случае равных значений n + l, тот уровень, где n — меньше.

Пример: Элемент К расположен в IV периоде, открывает его. Однако в третьем периоде был только завершен подуровень р у Аr.

Что вначале будет заполняться?

3d? Или 4s?

3d: сумма n + l = 3 + 2 = 5.

4s: сумма n + l = 4 + 0 = 4.

4 < 5 вначале заполняется 4s, а затем вновь рассуждаем: 4p? или 3d?

4р: сумма n + l — 4 + 1 = 5;

3d: сумма n + l = 3 + 2 = 5.

Значение сумм одинаково, но по принципу минимальной энергии Е при n = 3 меньше, чем Е при n = 4, следовательно будет заполняться 3d, а затем 4р.

Итак, следует помнить, что в атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной, что отвечает наибольшей связи его с ядром.

Следует знать, что существует формула распределения, где мы можем записать энергетические уровни и подуровни, которые открываются на энергетическом уровне:

Однако с учетом всех правил и принципов есть формула заполнения.

image20

Расположение подуровней по энергии и порядок их заполнения электронами (показан стрелками)

Рассмотрим заполнение электронами атомов элементов малых периодов.

Пример:

а) элемент водород, Н; заряд ядра +1; электронов — 1.

n = 1; l = 0; ml = 0 (одна орбиталь)

s-подуровень ms = +1/2.

Электронная формула водорода:

Графическое изображение электронной формулы:

image22

б) элемент гелий, Не; заряд ядра — +2; 2е- — два электрона.

n = 1; l = 0; ml = 0; ms = ±1/2.

электронная формула 1s2.

графическое изображение: спаренные электроны.

У элементов второго периода согласно принципу минимальной энергии вначале заполнится первый энергетический уровень, а затем будет заполняться по принципу минимальной энергии, принципу Паули, правилу Хунда — второй энергетический уровень.

a) Li — литий; +3; 3е-.

n = 2; 1s22s1.

б) С — углерод; +6; 6е-; n = 2; 1s22s22p2.

Далее учащиеся работают с табл. 2 учебника на с. 16—17 и делают выводы о незавершенном и завершенном энергетическом уровне.

У атома неона Ne: +10; 10е-; 1s22s26.

На втором энергетическом уровне максимальное количество е-

n = 2n2; n = 8.

Энергетический уровень завершен.

Элементы, у которых заполняется s-подуровень, называются s-элементами, p-подуровень — p-элементами.

У элементов третьего периода в атоме три энергетических уровня. Первый и второй энергетические уровни заполнены.

1s22s22p6 — это структура неона Ne, а на третьем энергетическом уровне открываются три подуровня 3s3p3d, т.к. при n = 3, l = 0, 1, 2.

От натрия до магния заполняется 3s до 3s2. Это s-элементы. От алюминия до аргона заполняется 3р до 3р6 — это p-элементы. Третий период заканчивается аргоном 1s22s22p63s23p6, у которого внешний энергетический уровень имеет октет электронов, он устойчивый.

Элемент четвертого периода в атоме имеет четыре энергетических уровня, т. к. n = 4.

Согласно правилу Клечковского у К и Са заполняется 4s до 4s2 — это s-элементы. Далее, начиная со Sc и заканчивая Zn, согласно тому же правилу Клечковского будет заполняться 3dдо 3d10 (цинк) — это будут d-элементы. Четвертый период заканчивается р-элементами, начиная с галия и заканчивая криптоном, у которого на четвертом энергетическом уровне так же, как и у неона, аргона, — октет электронов, устойчивый энергетический уровень.

У элементов пятого периода идет заполнение 5s 4d 5р, шестого периода 6s 5d1 4f 5d10 6р.

4f— это лантаноиды;

f-элементы седьмого периода — 7s 6d1 5f 6d10 7p.

5f — это актиноиды, f-элементы.

Таким образом, в зависимости от того, какой заполняется подуровень (s-, р-, d-, f-), элементы делятся на семейства: s-элементы, р-элементы, d-элементы, f-элементы; s- и р-элементы располагаются в главных подгруппах:

s-элементы — в главных подгруппах I, И групп;

р-элементы — в главных подгруппах III—VIII групп;

d-элементы располагаются в побочных подгруппах;

f-элементы — это два семейства — лантаноиды и актиноиды.

Следует помнить, что для правильного дополнения АО необходимо применять принцип минимальной энергии, принципы Паули и Хунда, правило Клечковского.

Однако есть некоторые исключения для 10 элементов: Сu, Ag, Au, Cr, Md, Nb, Ru, Rh, Pd, Pt. В атомах данных элементов происходит самопроизвольный переход одного электрона (у Pt — двух) с s-подуровня внешнего энергетического уровня в d-подуровень предвнешнего энергетического уровня. Такое явление называется провалом электрона или проскоком.

Оно связано с выигрышем в энергии, с симметрией АО.

Атом считается симметричным, если большинство электронов либо спаренные, либо неспаренные.

III. Домашнее задание

§ 3 № 1, 2, 5, 6 (устно); № 3, 4, 7 — письменно.

IV. Закрепление

Задание: Составить электронную формулу и графическое изображение электронной формулы элемента № 40.

Ответ: цирконий, заряд ядра +40, в атоме 40 электронов, которые распределены по пяти энергетическим уровням, так как n = 5. Это d-элемент, так как расположен в побочной подгруппе.

image26





загрузка...
загрузка...