Конспект урока "Уровни организации вещества. Строение атома"

Тема урока: УРОВНИ ОРГАНИЗАЦИИ ВЕЩЕСТВА, СТРОЕНИЕ АТОМА.

Цель: Актуализировать основные положения атомно-молекулярного учения, понятия «массовая доля элемента», «мольная доля элемента». Углубить представления о строении атома и электронных оболочек атомов. Сформировать представления о квантовых числах, принципах и правилах заполнения электронных оболочек атомов.

Оборудование: презентация к уроку, ноутбуки с программой 1С – образование.

ХОД УРОКА

Раздел 1 «Атомы, молекулы, вещества»

В начале урока учащимся предлагается самостоятельная работа по следующим вопросам:

• Что такое атом?

• Что такое молекула?

• Что такое вещество?

• Чем характеризуется вещество?

• Что выражает химическая формула?

• Что такое структурная единица вещества? Какими бывают структурные единицы?

• Что показывают массовая и мольная доля элемента?

После обсуждения ответов на вопросы идет разбор примеров расчета массовой и объемной доли элемента в веществе.

Записываем формулу расчета массовой доли элемента в веществе:

*100%

Подставляем в формулу данные относительных атомных масс и рассчитанной относительной молекулярной массы вещества. Значение атомной массы элемента умножаем на индекс в формуле (если он есть).

*100%

ω *100%

ω *100%

ω = 70%

Дано:

Рассчитайте массовую долю железа в оксиде железа (III)

ω(Fe) - ?

Записываем формулу расчета мольной доли элемента в веществе:

*100%

Подставляем в формулу значения количества веществ каждого элемента. Оно определяется по его индексу в формуле.

*100%

ω *100%

ω *100%

ω = 40%

Дано:

Рассчитайте мольную долю железа в оксиде железа (III)

χ(Fe) - ?

Раздел 2 «Строение атома»

С целью актуализации знаний об особенностях строения атома учащимся предлагается поработать с материалом учебника и ответить на вопросы:

• Какие частицы образуют атом?

• Дайте характеристики частицам, образующих атом (заряд, масса).

• Что такое изотопы?

• Как определить число протонов нейтронов и электронов в атоме?

• Какие элементы называются радиоактивными? В чем сущность явления радиоактивности?

Итак, атом имеет сложное строение. Из частиц, образующих атом, важнейшую роль в протекании химических процессов играют электроны. Электронам присущ корпускулярно-волновой дуализм. Корпускулярно-волновой дуализм (от лат. dualis — двойственный) — является важнейшим универсаль­ным свойством природы, которое состоит в том, что каждому микрообъекту присущи сразу и корпускулярные, и волновые характеристики. В 1924 г. французским ученым Луи де Бройлем была озвучена гипотеза о том, что корпускулярно-волновой дуализм присущ каждому без исключения виду материи — электронам, протонам, атомам, причем количественные соотношения между волновыми и корпускулярными свойствами частиц те же, что и установленные раньше для фотонов. Т.е., если частица обладает энергией Е и импульсом, абсолютное значение которого равняется p, значит, с этой частицей связана волна частотой v=E/h и длиной

 

,

 где h — в данном случае является постоянной Планка.

 Это знаменитая формула де Бройля — одна из важнейших формул в физике микромира.

 Стоит заметить, что длина волны де Бройля уменьшается с увеличением массы частицы m и ее скорости v: для частиц с  правдиво.

Поскольку электрон обладает свойствами частицы и волны, а определить положение волны в пространстве в данный момент времени невозможно, то описывая электрон, принято говорить о нем как об облаке (электронном облаке). Электронное облако четких границ не имеет и по мере удаления от ядра постепенно «тает». Отсюда невозможно зафиксировать точное положение электрона в пространстве вокруг ядра. Математически это обосновано принципом неопределенности Гейзенберга:

• Невозможно одновременно точно определить скорость электрона и его координаты в пространстве.

• Электрон может находиться на любом расстоянии от ядра.

• Мы можем оценивать лишь вероятность нахождения электрона в пространстве вокруг ядра, причем с удалением от ядра она уменьшается.

Математически принцип выражается следующим выражением.

Δx * Δv = h/m

Где Δx – ошибка определения пространственной координаты частицы, Δv – ошибка определения скорости частицы, h – постоянная Планка, m – масса покоя частицы. Отсюда, под электронным облаком понимают область пространства, в которой нахождение электрона наиболее вероятно. Функцию, описывающую состояние электрона в атоме, называют атомной орбиталью. Атомная орбиталь — одноэлектронная волновая функция, полученная решением уравнения Шрёдингера для данного атома; задаётся: главным n, орбитальным l, и магнитным m — квантовыми числами.

Орбитали отличаются размерами, формой и ориентацией в пространстве. Графически орбитали изображают в виде квадрата, а электроны-в виде стрелок внутри квадрата, направленных вверх или вниз. Направление стрелки вверх или вниз определяется спином электрона. Спин – внутренне свойство электрона, которое описывается вектором и характеризует отношение электрона к магнитному полю. Иногда, объясняя термин «спин» говорят о «вращении электрона» по или против часовой стрелки, хотя это очень примитивная трактовка.

Электроны, как известно, располагаются вокруг ядра не хаотично, а распределены по энергетическим уровням. Этот параметр описывается главным квантовым числом. Главное квантовое число(n) может принимать любые целые положительные значения, начиная с единицы (n = 1,2,3, … ∞) и определяет общую энергию электрона на данной орбитали (энергетический уровень).

Каждый уровень распадается на подуровни. Различают s, p, d, f – подуровни. Орбиталям на подуровнях соответствует орбитальное квантовое число. Орбитальное квантовое число (l) определяет момент импульса электрона и может принимать целые значения от 0 до n — 1.

Таблица соответствия типов орбиталей и орбитальных квантовых чисел.

Подуровень	Орбитальное квантовое число
s	0
p	1
d	2
f	3

Орбитали s –подуровня имеют сферическую форму; p – подуровня – форму объемной восьмерки. Орбитали d, f – подуровней имеют более сложные формы.

Все орбитали кроме s могут быть по разному сориентированы в пространстве относительно координатных осей. Этот параметр описывает магнитное квантовое число. Магнитное квантовое число m_l определяет проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля и может принимать целые значения в диапазоне от -l до l.

 Таблица соответствия типов орбиталей и магнитных квантовых чисел.

Подуровень	Орбитальное квантовое число
s	0
p	0, +1, -1
d	0, +1, +2, -1, -2
f	0, +1, +2, +3, -1, -2, -3

Спин тоже характеризуется квантовым числом и может принимать значения +1/2 или -1/2.

Заполнение энергетических уровней подчиняется определенным правилам и закономерностям:

Правила Клечковского: Электроны заполняют уровни и подуровни в порядке возрастания общего запаса энергии, который определяется суммой значений главного и орбитального квантовых чисел. Если для двух подуровней одного или разных уровней эта сумма равна, то сначала заполняется уровень с меньшим значением главного квантового числа. В качестве примера рассмотрим порядок заполнения 4 энергетического уровня атома.

Принцип Паули: В атоме не может быть даже двух электронов, имеющих одинаковые наборы всех четырех квантовых чисел. Оно объясняет, почему максимальное количество электронов на каждом из подуровней строго фиксировано. Рассмотрим пример:

4s²

1-‘электрон: n = 4; l = 0; m = 0; s = +1/2

2 – электрон: n = 4; l = 0; m = 0; s = -1/2

3p⁶

1 - электрон: n = 3; l = 1; m = 0; s = +1/2

2 – электрон: n = 3; l = 1; m = 0; s = -1/2

3 – электрон; n = 3; l = 1; m = 1; s = +1/2

4 – электрон; n = 3; l = 1; m = 1; s = -1/2

5 – электрон; n = 3; l = 1; m = -1 s = +1/2

6 – электрон; n = 3; l = 1; m = -1; s = -1/2

Так из примера выше понятно, что s- электронов на каждом уровне не более двух. Для этого типа электронов на конкретном уровне значения главного, орбитального и магнитного квантовых чисел фиксированы. Отличие будет только в значении спинового квантового числа, а их всего два.

Правило Хунда: При заполнении подуровней электроны стремятся распределиться таким образом, чтобы их суммарный спин был максимальным. Рассмотрим возможный вариант распределения электронов при конфигурации 3p⁴. Возможны два таких варианта:

Рассчитаем суммарный спин. В первом случае: +1/2 + (-1/2) + ½ +(-1/2) = 0. Во втором случае: +1/2 + (-1/2) + ½ + ½ = 1. Следовательно, вторая конфигурация является энергетически более выгодной.

Раздел 3 Закрепление пройденного материала.

С целью закрепления изученного материала учащимся предлагается выполнить упражнения 4, 6 к параграфу №1 и упражнения 10, 11, 12 к параграфу № 2, а также тестовые задания по теме «Строение атома и электронных оболочек» в формате ЕГЭ.