Урок по химии на тему "Электронные конфигурации атомов химических элементов" (11 класс)

Савицкая М.Г.

Тема: Электронные конфигурации атомов хим. элементов.

Цели:

1. Изучить основные закономерности заполнения энергетических подуровней электронами. Научить учащихся составлять электронные формулы атомов. Представить электронную конфигурацию атомов хим.эл-тов. Электронно-графические формулы атомов хим.эл-тов. Провал ē.

2. Развивать внимание, память, речь, аналитическое мышление, способность делать выводы.

3. Воспитывать любовь к предмету.

Тип урока: комбинированный

Метод: рассказ с элементами беседы

.

Ход урока:

I. Орг. момент.

II. Опрос:

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?

III. Изучение нового материала:

Раньше учёные полагали, что ē движется вокруг ядра атома и удерживается на определённом расстоянии от него. Но это не так. ē при движении может находиться на различных расстояниях от ядра. Расположение атомной орбитали относительно ядра, её форма и размеры определяются запасом энергии, которым обладают находящиеся на ней ē. Чем меньше запас энергии ē, тем сильнее притягивается он к ядру и тем меньше по размерам его орбиталь.

А) ē, который при движении образует облако шаровой (сферической) формы, называют s-электронами, а орбиталь – s-орбиталь. Для каждого значения n существует одна s-орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере ↑ значения n.

Б) электронное облако может иметь форму гантели. Гантелевидные облака с одинаковым запасом энергии расположены в пространстве по взаимоперпендикулярным осям координат x, y, z, проведённых через ядро атома. Это р-облака. Каждое из них вмещает р-электроны. С ↑ значения n электроны занимают р-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям x, y, z.

Помимо s- и р-облаков, существуют d- и f-облака. Они более сложные по строению. (рис.4стр.11 )

Обычно ē стремятся занять наиболее близкое к ядру положение, соответствующее меньшему запасу энергии: сначала заполняются s-орбиталь, потом р-орбиталь. ē занимают d- и f-орбитали лишь тогда, когда s- и р-орбитали уже заполнены.

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 5d¹ =4f¹⁴ < 5d¹⁰ <6p < 7s < 6d¹ = 5f¹⁴ < 6d¹⁰ < 7p.

La Ac

У элементов 4-го и 5-го периодов первые 2 ē занимают соотв. 4s- и 5s-орбитали. Начиная с 3-го эл-та каждого большого периода , последующие 10 ē поступят на предыдущие 3d- и 4d-орбитали соответственно ( у эл-тов побочных подгрупп).

У эл-тов 6го и 7-го периодов первые 2 ē поступят на внешний s-подуровень, следующий 1 ē ( у La и Ac) на предыдущий d-подуровень. Затем 14 ē поступят на третий снаружи энерг. уровень на 4 f- и 5 f-орбитали соотв. у лантаноидов и актиноидов. Затем снова начнёт застраиваться второй снаружи энерг. уровень (d-подуровень): у элементов побочных подгрупп, и, наконец, только после заполнения десятью электронами d-подуровня будет снова заполняться внешний р-подуровень.

В атоме Не₊₂ 2 s-электрона. Как могут существовать на одном энерг. уровне 2 электронных облака сферической формы? Дело в том, что помимо поступательного вращения вокруг ядра ē одновременно вращается вокруг своей оси. Такое вращение называют спиновым, или спином (англ. веретено). ē может вращаться по часовой стрелке и против неё. 2ē с антипараллельными (противоположными) спинами создают около себя магнитное поле с протовоположнонаправленными силовыми линиями. При этом возникают условия для взаимного притяжения ē, и 2 ē с противоположными спинами могут находиться на одной орбитали. Этот принцип носит название принципа Паули: «В атоме, на одной орбитали может находиться не более двух электронов, но их спины будут противоположны».

Электронная конфигурация атома –

показывает распределение ē по энерг. уровням и подуровням.

₊₁Н 1s^{1 ←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-элементы – у 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 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d⁵

Экспериментально доказано, что состояния атомов, при которых p-, d-, f-орбитали заполнены наполовину (p³, d⁵, f⁷), целиком (p⁶, d¹⁰, f¹⁴) или свободны, обладают повышенной устойчивостью. Этим объясняются переходы – «провалы» - электронов между близкорасположенными орбиталями. Те же отклонения наблюдаются у аналога хрома – молибдена, а также у элементов подгруппы меди – серебра и золота. Уникален в этом отношении палладий, у атома которого 5s-электронывообще отсутствуют и который имеет след. Конфигурацию: ₄₆Pd 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4р⁶5s⁰4d¹⁰.

IV. Закрепление: 1. № 3, 4, 7 стр.23 (письм.).

2. Что такое «провал» электрона?

3.Как определяется принадлежность элемента к тому или иному электронному семейству?

V. Д/з:§ 3