Урок 12

Тема: Розподіл електронів в електронній оболонці. Будова електронних оболонок атомів хімічних елементів №1-20.

Мета:

•  сформувати вміння визначати порядок заповнення електронних шарів атомів хімічних елементів №1-20;
• розвивати логічне мислення, інтелектуальні та творчі здібності;
• виховувати любов до предмета та хімічну культуру.

Тип уроку: вивчення нового матеріалу.
Обладнання та засоби наочності: Періодична система хімічних елементів.

Форми роботи: бесіда, розповідь, усне опитування.

Структура уроку
І. Організаційний етап ............... 2хв.
ІІ. Актуалізація опорних знань ....... 5-7хв.
ІІІ. Вивчення нового матеріалу ....... 25хв
Закріплення знань .................... 5-10хв.
Домашнє завдання ..................... 1-2хв.
Підбиття підсумків уроку ............. 1-2хв.

Хід уроку

І. Організаційний етап.

ІІ. Перевірка домашнього завдання. Відтворення та корекція знань.

Фронтальне опитування.

-          Які властивості виявляє електрон?

-          Що таке електронна орбіталь, назвати типи відомих орбіталей.

-          Яка енергія у першого енергетичного рівня, де відносно ядра він знаходиться?

-          Що таке енергетичні рівні та підрівні?

ІІІ. Повідомлення теми, мети, завдань і цілей уроку.

На уроці ми повинні навчитися заповнювати орбіталі електронами, визначити правило і порядок заповнення орбіталей електронами. Також розглянемо будову електронних оболонок перших 20ти елементів Періодичної системи.

Розповідь вчителя.

Скільки електронів може міститися на одній орбіталі? Так, їх може бути тільки два, і в них повинні бути протилежні спіни.

Спін електрона – це його внутрішня властивість, що характеризує відношення електрона до магнітного поля. Наочно – це можливість електрона обертатися в ту чи іншу сторону відносно своєї осі.

Принцип заборони Паулі:

На одній орбіталі можуть перебувати не більше, ніж два електрони з антипаралельними спінами. 

Графічно орбіталь зображують квадратом, а стрілочками в ньому зображають електрони. Один електрон – неспарений. Два електрони – спарені, і в них антипаралельні спіни.

Електрони займають орбіталі послідовно, починаючи з першого енергетичного рівня, у порядку збільшення енергії рівня. Спочатку заповнюється перший енергетичний рівень, потім вже другий, третій… Цей принцип називається принципом найменшої енергії.

Число енергетичних рівнів, що заповнюються в атомі певного елемента, визначають за номером періоду. В атомах хімічних елементів 1го періоду заповнюється тільки перший рівень, в елементів 2го періоду заповнюються 1й і 2й рівень, в елементів 3го періоду – 1й, 2й і 3й рівень.

Графічне зображення електронної оболонки, наприклад, Гідрогену:

Можна записати електронну конфігурацію Гідрогену:

У Гелію в комірці буде вже 2 електрони з антипаралельними спінами, а в електронній конфігурації запишемо 1s² . Це означає, що на 1му рівні є 2 електрони.

В елементів 2го періоду спочатку заповнюється 1s орбіталь, згодом 2s та 2р орбіталі.

В Берилію на 2s орбіталі є 2 електрони. В Бору на 2s орбіталі будуть 2 електрони та 1 електрон буде на 2р орбіталі. А як будуть заповнюватися р-орбіталі у Карбону?

Це елемент №6, тому заряд ядра +6 і має 6 електронів. Це елемент 2го періоду, отже у нього 2 рівні. Число орбіталей на першому рівні 1- одна s-орбіталь □, число орбіталей на 2му рівні 4 – одна s-орбіталь □ і три p-орбіталі □□□. Щоб розмістити в них всі 6 електронів, спочатку заповнимо двома електронами перший рівень, отримаємо 1s² . Дальше двома електронами заповниться 2s-орбіталь, отримаємо 2s² . Потрібно розмістити ще 2 електрони на р-орбіталях. Як? Два в одну комірку? Чи по одному в кожну?

На це запитання дасть відповідь правило Хунда:

У межах одного енергетичного підрівня електрони розподіляються по орбіталях таким чином, щоб число неспарених електронів було максимальним.

Отже, в Карбону буде по одному електрону на двох р-орбіталях.

Тільки якщо на р-підрівні має розташуватися більше, ніж три електрони, то четвертий електрон утворить пару.

У Неону заповнений електронами повністю перший та другий енергетичні підрівні.

В елементів третього періоду відбувається аналогічне заповнення електронами першого, другого та третього підрівнів. Спочатку в Натрію і Магнію заповнюються електронами 3s-орбіталі, потім від Алюмінію до Аргону заповнюються р-орбіталі. d-орбіталі залишаються вакантними, тобто не заповнюються.

В атомах елементів четвертого періоду починає заповнюватися 4s-орбіталь, бо її енергія нижча, чим в 3d-орбіталей. Тому  маємо в Калію 4s¹  електрон і в Кальцію 4s² електрони.

Отже, ми розглянули основні принципи, що допоможуть зрозуміти будову електронних оболонок перших 20 елементів. Ці принципи універсальні, їх застосовують і до наступних елементів.

IV. Закріплення знань.

-          Скільки електронів може максимально перебувати на одній орбіталі?

-          По скільки електронів може бути на s, p, d i f-орбіталях?

-          Який енергетичний рівень заповнюється раніше – перший чи другий? Чому?

-          Як розподіляються електрони по орбіталях на р-підрівні?

 Керована практика.

Біля дошки двоє учнів. Одному завдання – зобразити будову електронної оболонки Нітрогену, другому – Фосфору. Записати електронні конфігурації цих елементів. Що спільне у будові і що відмінне?

Індивідуальна робота на місці – кожному учню зобразити будову електронної оболонки та записати електронну конфігурацію даного елемента.
V. Домашнє завдання.

1. Вивчити §13 (підручник О.В.Григорович)

2. Відповісти на пит.6-7(ст.74)

3. Виконати завдання№6 (ст.74)

VІ. Підведення підсумків уроку.

-1. На одній орбіталі може бути не більше ______ електронів.

-2. Спіни електронів на одній орбіталі повинні бути ______________.

-3. Орбіталі заповнюються за принципом __________ енергії.

-4. Якщо на одному енергетичному підрівні є декілька електронів, то вони розміщуються так, щоб кількість неспарених електронів була _____________.