cart-icon Товаров: 0 Сумма: 0 руб.
г. Нижний Тагил
ул. Карла Маркса, 44
8 (902) 500-55-04

Урок строение электронных оболочек атомов 8 класс: Конспект урока по химии на тему Строение электронных оболочек атомов (8класс)

Содержание

Строение электронных оболочек атома

Урок 8. Химия 8 класс

Данный видеофрагмент поможет учащимся вспомнить строение атома, познакомит с электронными оболочками атомов, раскрывает физический смысл номера группы и номера периода, на конкретных примерах показан принцип составления электронной и графической схемы атома, урок наглядный и станет понятным для любого учащегося.


Конспект урока «Строение электронных оболочек атома»

Быть может, эти электроны –

Миры, где пять материков,

Искусство, знания, войны, троны

И память сорока веков.

Вспомним, из чего состоит атом. Помните планетарную модель строения атома, согласно которой, в центре атома расположено положительно заряженное ядро, вокруг которого вращаются отрицательно заряженные электроны, подобно тому, как вращаются планеты вокруг Солнца.

Строение атома

Электроны, двигаясь вокруг ядра, в совокупности образуют

электронную оболочку атома. Число электронов в атоме равно числу протонов в ядре и соответствует порядковому номеру элемента.

Электроны двигаются в определённом порядке и различаются своей энергией. Электроны с маленьким запасом энергии расположены ближе к ядру, они связаны крепко с ядром и их тяжелее вырвать из электронной оболочки. А вот электроны с большим запасом энергии, напротив, находятся дальше от ядра, слабо с ним связаны, поэтому их легче оторвать.

Несмотря на это, в атоме находятся электроны, которые имеют близкие значения энергии. Эти электроны образуют электронные слои, или энергетические уровни.

Чтобы определить число энергетических уровней, достаточно знать номер периода, в котором находится данный элемент. Например, у азота семь электронов в атоме, и два энергетических уровня.

Теперь распределим эти семь электронов по уровням. Получается на первом их 2, а на втором – оставшиеся 5.

Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле: 2n2, где n – номер периода.

Если подставить значения первых трех периодов, то получится, что максимально на первом энергетическом уровне возможно только 2 электрона, на втором – 8, на третьем – 18.

Число электронов на внешнем энергетическом уровне для элементов главных подгрупп равно номеру группы.

Рассмотрим это на примере атома натрия.

Ядро атома натрия имеет заряд +11, т.е. и электронов в атоме тоже 11. Натрий находится в третьем периоде, значит, у него три энергетических уровня, которые мы будем изображать в виде скобки «)». Это записывают с помощью электронной  формулы следующим образом:

11Na 2ē, 8ē, 1ē.

И так, на первом уровне 2 электрона (это максимально), на втором – 8 (больше быть не может), а на третий остается один электрон. Вот этот электрон и будет электроном внешнего энергетического уровня. Натрий – элемент главной подгруппы I группы, поэтому число электронов на внешнем уровне равно номеру группы, т.е. единице.

 Двигаясь, электроны образуют своеобразный рисунок, так называемое электронное облако, которое можно ещё назвать орбиталью. Электронное облако, или орбиталь, – пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение данного электрона.

На всех энергетических уровнях есть s-орбитали, они сферической формы, и она только одна, на втором уровне уже появляются

p-орбитали, которые имеют форму гантели, их всего три. На каждой орбитали максимально может находится не более двух электронов, следовательно, на s-орбитали – их два, на р-орбитали – шесть.

Для того, чтобы записать электронную формулу атома, для обозначения уровня используют арабские цифры, орбитали соответственно буквами s и р, а число электронов данной орбитали – арабской цифрой сверху справа над буквой орбитали.

Например, азот будет иметь электронную формулу 1s22s22p3.

Если элементы имеют одинаковое число электронов на внешнем уровне, значит, у них будут схожие свойства. Вспомните, благородные газы – инертны, не вступают в химические реакции, ведь у них, кроме гелия, восемь электронов на внешнем уровне, который считается завершенным. Вот почему они все инертны.

Предыдущий урок 7 Структура периодической таблицы элементов

Следующий урок 9 Ионная связь


Получите полный комплект видеоуроков, тестов и презентаций Химия 8 класс

Чтобы добавить комментарий зарегистрируйтесь или войдите на сайт

Конспект урока для 8 класса «Строение электронных оболочек атомов химических элементов»

Областное государственное автономное общеобразовательное учреждение

«Центр образования «Ступени»

план-конспект урока

Тема урок: Строение электронных оболочек атомов химических элементов №1-20

8 класс

Подготовила:

Волохович Алефтина Геннадьевна

учитель химии

2013-2014 уч. год

г. Биробиджан

Урок химии 8 класс.

Продолжительности урока: 45 минут.

Тема: Строение электронных оболочек атомов химических элементов №1-20

Цель: сформировать у учащихся представления об электронной оболочке атома и энергетических уровнях;

рассмотреть электронное строение атомов элементов первых трех периодов.

Задачи:

Образовательные:

  1. Изучить планетарную модель атома.

  2. Познакомить учащихся с гипотезой Томсона и фундаментальным опытом Резерфорда.

Развивающие:

  1. Отработать навыки определения состава атома, состава ядра атома по периодической системе химических элементов.

  2. Продолжить развитие навыков работы с опорным конспектом, таблицами и схемами.

  3. Развивать интеллектуальные и творческие способности учащихся.

Воспитательные:

  1. Развивать познавательный интерес к предметам.

  2. Показать значение опытных фактов.

Тип урока.

Учебное занятие по изучению и первичному закреплению новых знаний и способов деятельности.

Планируемые образовательные результаты:

  • предметные: научиться составлять электронные формулы атомов элементов первых трех периодов ПСХЭ; объяснять зависимость и закономерные изменения свойств химических элементов от электронного строения их атомов; анализировать, делать выводы, обобщать полученные знания; самостоятельно использовать материалы учебника и справочные таблицы, прменять ранее полученные знания;

  • метапредметные:

регулятивные: следовать определенному алгоритму при составлении электронных формул; проводить рефлексию своих действий по выполнению заданий самостоятельно и при помощи одноклассников, вносить необходимые изменения в свои действия на основе принятых правил;

познавательные: выделять информацию из текста учебника; высказывать суждения, обосновывать и доказывать свой выбор, приводя факты, взятые из материалов учебника; использовать знаки, символы, схемы для выполнения заданий; находить закономерности, устанавливать причинно- следственные связи между реальными объектами и явлениями; осуществлять поиск информации в соответствии с поставленной задачей, используя различные ресурсы информационной среды;

коммуникативные:уметь слушать собеседника, понимать и /или принимать его точку зрения; оценивать высказывания и действия партнера, сравнивать их со своими высказываниями;формулировать высказывания, задавать вопросы, адекватные ситуации и учебной задаче; проявлять инициативу в ситуации общения;

  • личностные: проявлять интерес к предлагаемой деятельности и с учетом собственных интересов; оценивать свою деятельность, определяя по заданным критериям ее успешность или неуспешность и способы ее корректировки, бережно и уважительно относиться к людям и результатам их деятельности; руководствоваться этическими нормами (сотрудничество, взаимопомощь, ответственность) при выполнении групповой работы.

Формы и методы работы на уроке, используемые технологии: самостоятельная работа, беседа, метод демонстраций, развивающее обучение, элементы игрового метода, информационно-коммуникационные технологии.

Ресурсы и оборудование:

  • источники информации: учебник Г.Е. Рудзитис, Химия 8 класс, рабочая проограмма, технологическая карта урока, презентация к уроку;

  • оборудование: компьютер, проектор,

  • дидактическое сопровождение: ПСХЭ, индикаторы обратной связи, презентация к уроку,

  • материалы для познавательной деятельности учеников: карточки для самостоятельной работы, задания для выполнения на уроке, задания для самопроверки, индикаторы для обратной связи.

Ход урока

  1. Организационный момент

Слайд 1.

Здравствуйте! Сегодня у нас новая серьезная тема урока. Для того, чтобы с ней справится нужно не так уж и много: не отвлекаться, быть активными и внимательными. На уроке останемся только мы и химия. Давайте в очередной раз окунемся в волшебный мир этой науки!

  1. Актуализация знаний. Проверка домашнего задания.

Что мы изучали на прошлом уроке? Вспомним основные понятия .

1. Фронтальный опрос. Слайд 2

  • Чему равно общее количество электронов в атоме? (Порядковому номеру элемента)

  • Что такое энергетический уровень? (Слой, на котором располагаются электроны с определенным запасом энергии)

  • Как определить число энергетических уровней? (По номеру периода)

  • Как определить число электронов на внешнем уровне? (На внешнем уровне число электронов равно номеру группы, в которой расположен элемент)

Слайд 3.

2. Индивидуальные задания.

Вашу готовность к уроку мы проверим с помощью теста (учитель раздает карточки с заданиями). Слайд 4.

Задания

Ответы занесите в таблицу

Задания

Проверьте себя ( Слайд 5) и поставьте оценку, равную количеству правильных ответов в оценочный лист.

3. Самоопределение к деятельности

Мы с вами знаем, что в химии, как и в любой другой науке существует свой язык, с помощью которого мы можем описать состав веществ, их свойства.

Например, качественный и количественный состав веществ можно записать в виде … (химических формул). Как вы думаете, можно ли записать особенности расположения электронов в атоме, используя специальные обозначения? Как бы вы назвали такую запись? (Электронная формула).

Вот о них и пойдет речь сегодня на уроке. Давайте сформулируем тему нашего урока (постановка темы урока). Слайд 6.

Давайте поставим себе цель, которую мы должны достичь на уроке (Научиться составлять электронные формулы атомов химических элементов). Слайд 7.

Сегодня на уроке вы научитесь описывать особенности расположения электронов в атоме с помощью электронных формул.

4. Работа по теме урока

Беседа. Электрон вращается вокруг ядра атома с невообразимой скоростью. Так, за 1 с он делает столько оборотов вокруг ядра атома, сколько оборотов делает пропеллер самолета вокруг оси за 5–5,5 лет непрерывной работы двигателя. Но пропеллер самолета образует «облако», находящееся в одной плоскости, а электрон образует объемное облако, форма и размер которого зависят от энергии электрона. Слайд 8.

Их называют электронные облака или орбитали.

Слайд 9. Орбитали могут иметь разную форму. Каждый новый энергетический уровень начинается с одной s-орбитали, которая имеет сферическую форму. На втором и последующих уровнях после одной s-орбитали появляются три р-орбитали гантелеобразной формы. Рассмотрите их схематические изображения на рис 9 стр 33 учебника и на слайде презентации. Любую орбиталь занимают не более двух электроов. Следовательно, на s-орбитали их может быть не более двух, а на трех р-орбиталях — не более шести электронов. Познакомьтесь с записью электронных формул атомов элементов 1 и 2 периодов на стр 32- 33 учебника и составьте алгоритм (порядок действий), которым будете руководствоваться при записи электронных формул. Проверьте себя. Слайд 10.

(1.Записываем знак химического элемента и заряд ядра его атома — он равен порядковому номеру элемента.

2. Определяем количество энергетических уровней — оно равно номеру периода.

3. Определяем количество электронов на каждом уровне.

3. Составляем электронную формулу, учитывая порядок заполнения электронами каждого энергетического уровня — сначала s-электроны, затем р-электроны. Записываем номер уровня, затем вид орбитали и количество электронов на ней, учитывая их общее количество на энергетическом уровне.)

(Вводится дополнительная информация о графических формулах) Слайды 11-14.

Работа в парах. Теперь поработаем самостоятельно. Составьте электронные формулы для элементов 3 периода. Сравните результаты друг с другом. Если у вас есть расхождения, поправьте друг друга. Если вы в чем -то не уверены, попросите помощи. Сравните результаты записей с контрольными. (Взаимо- и самопроверка).

Слайды 15-16.

Какие затруднения вы испытывали при составлении электронных формул?

5.Физкультминутка (Слайд 18)

Руки подняли и покачали –

Это деревья в лесу.

Руки согнули, кисти встряхнули –

Ветер сбивает росу.

В стороны руки, плавно помашем –

Это к нам птицы летят.

Как они тихо садятся, покажем –

Крылья сложили назад.

6.Закрепление изученного материала

Игра в «Крестики- нолики». (работа в парах)

Выигрышный путь составляют формулы электронных слоев атомов элементов:

а)одного и того же периода,

1s²2s²

б)одной и той же главной подгруппы,

1s²2s²

в)расположенных рядом в таблице периодической системы

1s²2s1

Проверьте правильность выполнения задания (Слайды 19-21). Поставьте себе оценку.

7. Рефлексия.

Вспомните, какую цель мы поставили перед собой в начале урока. Сделайте вывод, выполнена ли она. Представьте, что наш класс — атом. Вы являетесь элементарными частицами. Давайте посмотрим, выполнили ли мы задачи, которые поставили перед собой в начале урока. Для этого у вас на столах лежат жетоны разных цветов. Слайд 22.

Красный жетон — протоны — это значит, что я все понял, могу объяснить другому. Зеленый — нейтроны — по данной теме у меня остались вопросы.

Желтый — электроны — недостаточно понял тему, сам ошибаюсь.

Покажите, насколько вы достигли поставленную цель?

8. Подведение итогов урока

  • Какие трудности вы испытывали при выполнении заданий?(Обоснование отдельных учащихся оценки своей деятельности.)

  • Попробуйте составить электронные формулы атомов элементов 4 периода К и Са?

  • Слайд 17.

  • Какие данные об особенностях строения атома отражает электронная формула?

  • В чем заключается причина сходства элементов, расположенных в одной группе?

  • Слайд 23-24.

Поставьте себе общую оценку за работу на уроке.

9.Домашнее задание: Слайд 25

Учебник стр.32-33 задание 3 письменно

Инд задания. Заполните графы в таблице в соответствии с приведенными данными. Сумма цифр третьего, четвертого и пятого столбцов равна относительной молекулярной массе азотной кислоты.

Название химического элемента

Найдите в учебнике формулу этой кислоты, вычислите ее относительную массу и проверьте себя.

Слайд 26.

Вы сегодня хорошо потрудились. Молодцы!

5


Вариант 1

Вариант 2

1. По данным определить, какой это элемент

а)2e 8e 3e

б)2e 1e

в)2e 8e 8e

а)2e 4e

б)2e 8e 7e

в)1e

2. Определить элемент по его положению в ПСХЭ

а)2период 3 группа главная подгруппа

б)5 период 1 группа побочная подгруппа

а)4 период 3 группа побочная подгруппа

б)2 период 6 группа главная подгруппа

Ответы

Задание 1

а)____ б)_____ в) ____

Задание 2

а)____ б)_____

1s²2s1

1s²2s²2p6 3s1

1s²2s²2p²

1s²2s²2p6 3s²

1s²2s²2p4

1s²2s²2p5

1s²2s²2p3

1s²

1s²2s22p4

1s1

1s²2s²2p6

1s²2s1

1s²2s²2p1

1s²2s²2p63s1

1s²2s²2p5

1s²2s²2p3

1s²

1s²2s²2p2

1s²2s²2p5

1s²2s2

1s²2s²2p4

1s²2s²2p6

1s²2s²2p3

1s²2s²2p1

Электронные формулы

Порядковый номер

Номер периода

Номер группы

4

1s²2s²2p3

2

4

1s²2s²2p6 3s²3р6

Электронная оболочка атома 8 класс онлайн-подготовка на Ростелеком Лицей

Состояние электронов в атоме

 

Выдающийся датский физик Нильс Бор (рис. 1) предположил, что электроны в атоме могут двигаться не по любым, а по строго определенным орбитам.

 

Рис. 1. Бор Нильс Хендрих Давид (1885–1962)

При этом электроны в атоме различаются своей энергией. Как показывают опыты, одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие – слабее. Главная причина этого заключается в разном удалении электронов от ядра атома. Чем ближе электроны к ядру, тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки. Таким образом, по мере удаления от ядра атома запас энергии электрона увеличивается.

Электроны, движущиеся вблизи ядра, как бы загораживают (экранируют) ядро от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Так образуются электронные слои.

Каждый электронный слой состоит из электронов с близкими значениями энергии; поэтому электронные слои называют еще энергетическими уровнями.

 

Правила распределения электронов

 

 

Ядро находится в центре атома каждого элемента, а электроны, образующие электронную оболочку, размещаются вокруг ядра слоями.

 

Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором находится данный элемент.

Например, натрий Na – элемент 3-го периода, значит, его электронная оболочка включает 3 энергетических уровня. В атоме брома Br – 4 энергетических уровня, т. к. бром расположен в 4-м периоде (рис. 2).

Модель атома натрия: Модель атома брома:
Рис. 2. Модели строения электронных оболочек атомов натрия и брома

Максимальное число электронов на энергетическом уровне рассчитывается по формуле: 2n2, где n – номер энергетического уровня.

Таким образом, максимальное число электронов на:

1 слое – 2

2 слое – 8

3 слое – 18 и т. д.

У элементов главных подгрупп номер группы, к которой относится элемент, равен числу внешних электронов атома.

Внешними называют электроны последнего электронного слоя.

Например, в атоме натрия – 1 внешний электрон (т. к. это элемент IА подгруппы). В атоме брома – 7 электронов на последнем электронном слое (это элемент VIIА подгруппы).

 

Строение электронных оболочек элементов 1-4 периодов

 

 

Строение электронных оболочек элементов 1–3 периодов

 

В атоме водорода заряд ядра равен +1, и этот заряд нейтрализуется единственным электроном (рис. 3).

Рис. 3. Схема строения атома водорода

Следующий за водородом элемент – гелий, тоже элемент 1-го периода. Следовательно, в атоме гелия 1 энергетический уровень, на котором размещаются два электрона (рис.

4). Это максимально возможное число электронов для первого энергетического уровня.

Рис 4. Схема строения атома гелия

Элемент № 3 – это литий. В атоме лития 2 электронных слоя, т. к. это элемент 2-го периода. На 1 слое в атоме лития находится 2 электрона (этот слой завершен), а на 2 слое –1 электрон. В атоме бериллия на 1 электрон больше, чем в атоме лития (рис. 5).

Рис. 5. Схемы строения атомов лития и бериллия

Аналогично можно изобразить схемы строения атомов остальных элементов второго периода (рис. 6).

Рис. 6. Схемы строения атомов некоторых элементов второго периода

В атоме последнего элемента второго периода – неона – последний энергетический уровень является завершенным (на нем 8 электронов, что соответствует максимальному значению для 2-го слоя). Неон – инертный газ, который не вступает в химические реакции, следовательно, его электронная оболочка очень устойчива.

Американский химик Гилберт Льюис дал объяснение этому и выдвинул правило октета, в соответствии с которым устойчивым является восьмиэлектронный слой (за исключением 1 слоя: т. к. на нем может находиться не более 2 электронов, устойчивым для него будет двухэлектронное состояние).

После неона следует элемент 3-го периода – натрий. В атоме натрия – 3 электронных слоя, на которых расположены 11 электронов (рис. 7).

Na

Рис. 7. Схема строения атома натрия

Натрий находится в 1 группе, его валентность в соединениях равна I, как и у лития. Это связано с тем, что на внешнем электронном слое атомов натрия и лития находится 1 электрон.

Свойства элементов периодически повторяются потому, что у атомов элементов периодически повторяется число электронов на внешнем электронном слое.

Строение атомов остальных элементов третьего периода можно представить по аналогии со строением атомов элементов 2-го периода.

 


Строение электронных оболочек элементов 4 периода

Четвертый период включает в себя 18 элементов, среди них есть элементы как главной (А), так и побочной (В) подгрупп. Особенностью строения атомов элементов побочных подгрупп является то, что у них последовательно заполняются предвнешние (внутренние), а не внешние электронные слои.

Четвертый период начинается с калия. Калий – щелочной металл, проявляющий в соединениях валентность I. Это вполне согласуется со следующим строением его атома. Как элемент 4-го периода, атом калия имеет 4 электронных слоя. На последнем (четвертом) электронном слое калия находится 1 электрон, общее количество электронов в атоме калия равно 19 (порядковому номеру этого элемента) (рис. 8).

Рис. 8. Схема строения атома калия

За калием следует кальций. У атома кальция на внешнем электронном слое будут располагаться 2 электрона, как и у бериллия с магнием (они тоже являются элементами II А подгруппы).

Следующий за кальцием элемент – скандий. Это элемент побочной (В) подгруппы. Все элементы побочных подгрупп – это металлы. Особенностью строения их атомов является наличие не более 2-х электронов на последнем электронном слое, т. е. последовательно заполняться электронами будет предпоследний электронный слой.

Так, для скандия можно представить следующую модель строения атома (рис. 9):

Рис. 9. Схема строения атома скандия

Такое распределение электронов возможно, т. к. на третьем слое максимально допустимое количество электронов – 18, т. е. восемь электронов на 3-м слое – это устойчивое, но не завершенное состояние слоя.

У десяти элементов побочных подгрупп 4-го периода от скандия до цинка последовательно заполняется третий электронный слой.

Схему строения атома цинка можно представить так: на внешнем электронном слое – два электрона, на предвнешнем – 18 (рис. 10).

Рис. 10. Схема строения атома цинка

Следующие за цинком элементы относятся к элементам главной подгруппы: галлий, германий и т. д. до криптона. В атомах этих элементов последовательно заполняется 4-й (т. е. внешний) электронный слой. В атоме инертного газа криптона будет октет на внешней оболочке, т. е. устойчивое состояние. 


     

    Подведение итога урока

     

     

    На этом уроке вы узнали, как устроена электронная оболочка атома и как объяснить явление периодичности. Познакомились с моделями строения электронных оболочек атомов, с помощью которых можно предсказать и объяснить свойства химических элементов и их соединений.

     

     

    Список литературы

    1. Оржековский П. А. Химия: 8-й класс: учеб для общеобр. учрежд. / П. А. Оржековский, Л. М. Мещерякова, М. М. Шалашова. – М.: Астрель, 2013. (§44)
    2. Рудзитис Г. Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г. Е. Рудзитис, Ф. Г. Фельдман. – М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§37)
    3. Хомченко И. Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы.
      – М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с. 37–38)
    4. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В. А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. – М.: Аванта+, 2003. (с. 38–41)

     

    Дополнительные рекомендованные ссылки на ресурсы сети Интернет

    1. Интернет-портал «chem.msu.su» (Источник).
    2. Интернет-портал «dic.academic.ru» (Источник).
    3. Интернет-портал «krugosvet.ru» (Источник).

     

    Домашнее задание

    1. с. 250 №№ 2–4 из учебника П. А. Оржековского «Химия: 8-й класс» / П. А. Оржековский, Л. М. Мещерякова, М. М. Шалашова. – М.: Астрель, 2013.
    2. Запишите распределение электронов по слоям в атоме аргона и криптона. Объясните, почему атомы этих элементов с большим трудом вступают в химическое взаимодействие.

     

    «Строение электронных оболочек атомов химических элементов №1-20»

    Открытый урок по теме: «Строение электронных оболочек атомов химических элементов №1-20»

    Цель: сформировать у учащихся представления об электронной оболочке атома и энергетических уровнях;

    рассмотреть электронное строение атомов элементов первых трех периодов.

    Задачи:

    Образовательные:

    1. Изучить планетарную модель атома.

    2. Познакомить учащихся с гипотезой Томсона и фундаментальным опытом Резерфорда.

    Развивающие:

    1. Отработать навыки определения состава атома, состава ядра атома по периодической системе химических элементов.

    2. Продолжить развитие навыков работы с опорным конспектом, таблицами и схемами.

    3. Развивать интеллектуальные и творческие способности учащихся.

    Воспитательные:

    1. Развивать познавательный интерес к предметам.

    2. Показать значение опытных фактов.

    Тип урока.

    Учебное занятие по изучению и первичному закреплению новых знаний и способов деятельности.

    Планируемые образовательные результаты:

    l предметные: научиться составлять электронные формулы атомов элементов первых трех периодов ПСХЭ; объяснять зависимость и закономерные изменения свойств химических элементов от электронного строения их атомов; анализировать, делать выводы, обобщать полученные знания; самостоятельно использовать материалы учебника и справочные таблицы, прменять ранее полученные знания;

    l метапредметные:

    -регулятивные: следовать определенному алгоритму при составлении электронных формул; проводить рефлексию своих действий по выполнению заданий самостоятельно и при помощи одноклассников, вносить необходимые изменения в свои действия на основе принятых правил;

    -познавательные: выделять информацию из текста учебника; высказывать суждения, обосновывать и доказывать свой выбор, приводя факты, взятые из материалов учебника; использовать знаки, символы, схемы для выполнения заданий; находить закономерности, устанавливать причинно- следственные связи между реальными объектами и явлениями; осуществлять поиск информации в соответствии с поставленной задачей, используя различные ресурсы информационной среды;

    -коммуникативные:уметь слушать собеседника, понимать и /или принимать его точку зрения; оценивать высказывания и действия партнера, сравнивать их со своими высказываниями;формулировать высказывания, задавать вопросы, адекватные ситуации и учебной задаче; проявлять инициативу в ситуации общения;

    l личностные: проявлять интерес к предлагаемой деятельности и с учетом собственных интересов; оценивать свою деятельность, определяя по заданным критериям ее успешность или неуспешность и способы ее корректировки, бережно и уважительно относиться к людям и результатам их деятельности; руководствоваться этическими нормами (сотрудничество, взаимопомощь, ответственность) при выполнении групповой работы.

    Формы и методы работы на уроке, используемые технологии: самостоятельная работа, беседа, метод демонстраций, развивающее обучение, элементы игрового метода, информационно-коммуникационные технологии.

    Ресурсы и оборудование:

    l источники информации: учебник Габриелян, Химия 8 класс, рабочая проограмма, технологическая карта урока, презентация к уроку;

    l оборудование: компьютер, проектор,

    l дидактическое сопровождение: ПСХЭ

    Ход урока

    1. Организационный момент

    Здравствуйте! Сегодня у нас новая серьезная тема урока. Для того, чтобы с ней справится нужно не так уж и много: не отвлекаться, быть активными и внимательными. На уроке останемся только мы и химия. Давайте в очередной раз окунемся в волшебный мир этой науки!

    2. Актуализация знаний. Проверка домашнего задания.

    Что мы изучали на прошлых уроках? Вспомним основные понятия .

    1. Фронтальный опрос.

    1. Чему равно общее количество электронов в атоме? (Порядковому номеру элемента)

    2. Что такое энергетический уровень? (Слой, на котором располагаются электроны с определенным запасом энергии)

    3. Как определить число энергетических уровней? (По номеру периода)

    4.Как определить число электронов на внешнем уровне? (На внешнем уровне число электронов равно номеру группы, в которой расположен элемент)

    5.. Определите элемент по его положению в ПСХЭ а)2период 3 группа главная подгруппа б)5 период 1 группа побочная подгруппа а)4 период 3 группа побочная подгруппа б)2 период 6 группа главная подгруппа

    Самоопределение к деятельности

    Мы с вами знаем, что в химии, как и в любой другой науке существует свой язык, с помощью которого мы можем описать состав веществ, их свойства.

    Например, качественный и количественный состав веществ можно записать в виде … (химических формул). Как вы думаете, можно ли записать особенности расположения электронов в атоме, используя специальные обозначения? Как бы вы назвали такую запись? (Электронная формула).

    Вот о них и пойдет речь сегодня на уроке. Давайте сформулируем тему нашего урока (постановка темы урока).

    Давайте поставим себе цель, которую мы должны достичь на уроке (Научиться составлять электронные формулы атомов химических элементов). Сегодня на уроке вы научитесь описывать особенности расположения электронов в атоме с помощью электронных формул.

    Работа по теме урока

    Беседа. Электрон вращается вокруг ядра атома с невообразимой скоростью. Так, за 1 с он делает столько оборотов вокруг ядра атома, сколько оборотов делает пропеллер самолета вокруг оси за 5–5,5 лет непрерывной работы двигателя. Но пропеллер самолета образует «облако», находящееся в одной плоскости, а электрон образует объемное облако, форма и размер которого зависят от энергии электрона. Слайд 3-4.

    Их называют электронные облака или орбитали.

    Орбитали могут иметь разную форму. Каждый новый энергетический уровень начинается с одной s-орбитали, которая имеет сферическую форму. На втором и последующих уровнях после одной s-орбитали появляются три р-орбитали гантелеобразной формы. Слайд 5.

    Любую орбиталь занимают не более двух электроов. Следовательно, на s-орбитали их может быть не более двух, а на трех р-орбиталях — не более шести электронов. Слайд 6-12

    Проверьте себя.

    1.Записываем знак химического элемента и заряд ядра его атома — он равен порядковому номеру элемента.

    2. Определяем количество энергетических уровней — оно равно номеру периода.

    3. Определяем количество электронов на каждом уровне.

    3. Составляем электронную формулу, учитывая порядок заполнения электронами каждого энергетического уровня — сначала s-электроны, затем р-электроны. Записываем номер уровня, затем вид орбитали и количество электронов на ней, учитывая их общее количество на энергетическом уровне.

    Какие затруднения вы испытывали при составлении электронных формул?

    6.Закрепление изученного материала

    Игра в «Крестики- нолики». (работа в парах)

    Выигрышный путь составляют формулы электронных слоев атомов элементов:

    а)одного и того же периода,

    1s²2s² 1s²2s1 1s²2s²2p6 3s1

    1s²2s²2p² 1s²2s²2p6 3s² 1s²2s²2p4

    1s²2s²2p5 1s²2s²2p3 1s²

    б)одной и той же главной подгруппы,

    1s²2s² 1s²2s22p4 1s1

    1s²2s²2p6 1s²2s1 1s²2s²2p1

    1s²2s²2p63s1 1s²2s²2p5 1s²2s²2p3

    в)расположенных рядом в таблице периодической системы

    1s²2s1 1s² 1s²2s²2p2

    1s²2s²2p5 1s²2s2 1s²2s²2p4

    1s²2s²2p6 1s²2s²2p3 1s²2s²2p1 Слайд 13-15.

    8. Подведение итогов урока

    Какие трудности вы испытывали при выполнении заданий?(Обоснование отдельных учащихся оценки своей деятельности.)

    Попробуйте составить электронные формулы атомов элементов 4 периода К и Са?

    Какие данные об особенностях строения атома отражает электронная формула?

    В чем заключается причина сходства элементов, расположенных в одной группе?

    9.Домашнее задание:

    Учебник § 8стр. упр 1-2

    Слайд 1

    Слайд 2

    Слайд 3

    Слайд 4

    Слайд 5


    Слайд 6

    Слайд 7

    Слайд 8

    Слайд 9

    Слайд 10

    Слайд 11

    Слайд12

    Слайд 13

    Слайд 14

    Слайд 15

    Слайд 16

    Состояние электронов в атоме.

    Строение электронных оболочек атомов. Энергетические уровни и подуровни

    Состояние электронов в атоме. Строение электронных оболочек атомов. Энергетические уровни и подуровни

    Тип урока: изучение нового материала.

    Методы обучения. Методы организации учебно-познавательной деятельности – словесные (эвристическая беседа), наглядные (таблицы, рисунки), практические (выполнение упражнений).

    Оборудование: Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева, классная доска, презентация “Составление электронных формул строения атомов”.

    Цель урока:

    Обучающая: Научить школьников записывать электронные конфигурации атомов элементов I-IV периодов.

    Развивающая: сформировать у учащихся личностную мотивацию, познавательный интерес к данной теме; развить интеллектуальные и творческие способности учащихся, диалектическое мышление; углубить знания о взаимосвязи строения атома и структурой.

    Воспитательная: содействовать воспитанию учащихся, умения организовывать взаимопомощь при работе в парах, духа соревновательности при выполнении упражнений; развить познавательный интерес к устройству окружающего мира.

    Ход урока.

    I. Организационный момент

    Отметить отсутствующих, объяснить цели урока и познакомить учащихся с его планом.

     ІІ. Объяснение нового материала

    Вам уже известно, что все вещества состоят из атомов. В химических реакциях атомы не изменяются, а только переходят из одного вещества в другое. То есть атом является химически неделимой частичкой.

    Определение сложного строения атома

     Первые экспериментальные подтверждения сложного строения атомов появились в конце Х1Х столетия, когда выяснилось, что некоторые вещества при определенных обстоятельствах испускают лучи, представляющие собой поток электронов – отрицательно заряженных элементарных частиц. Атомы других веществ могли излучать и другие частички. Это однозначно свидетельствовало о том, что атом имеет сложное строение и внутри есть меньшие частички, в частности, электроны.

     У атома нет электрического заряда, значит, кроме электронов, в нем должны содержаться и положительно заряженные частички.

     Наибольших успехов в изучении атома достиг английский ученный Эрнест Резерфорд. В 1909 году он провел свой знаменательный эксперимент, в котором бомбардировал очень тонкую золотую фольгу положительно заряженными альфа-частицами. Большинство из них, проходя через фольгу, отклонялись от первоначального направления, некоторые сильно изменяли траекторию движения, а отдельные отражались от фольги и летели в обратном направлении. На основании этого эксперимента он доказал, что положительный заряд в атоме не распределен равномерно, а сконцентрирован в центре атома в очень небольшом объеме, который он назвал ядром.

    Ядро— тяжелейшая, но одновременно и наименьшая часть атома.

    Атомэлектронейтральная и химически неделимая частица, состоящая из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него отрицательно заряженных электронов.

    Электрон – это частичка, масса покоя которой me=9,1*10-31 кг, заряд — qe=-1,6*10-19 Кл.

    Электрон имеет элементарный электрический заряд, которому условно приписывают значение 1 и знак «ми­нус». Знак заряда ядра отличается от знака заряда элек­трона, условно считают, что заряд ядра имеет знак «плюс».

    В начале XX века была принята планетарная модель строения атома, предложенная Резерфордом, согласно которой вокруг очень малого по размерам положительно заряженного ядра движутся электроны, как планеты вокруг Солнца. Следовательно, в атоме есть траектории, по которым движется электрон. Однако дальнейшие исследования показали, что в атоме не существует траекторий движения электронов. Движение без траектории означает, что мы не знаем, как электрон движется в атоме, но можем установить область, где чаще всего встречается электрон. Это уже не орбита, а орбиталь. Двигаясь вокруг атома, электроны образуют в совокупности его электронную оболочку.

    Давайте выясним, как движутся электроны вокруг ядра?

     Беспорядочно или в определенном порядке?

     Исследования Нильса Бора – основоположника современной атомной физики, а также ряда других ученых позволили сделать вывод: электроны в атомах располагаются определенными слоями – оболочками и в определенном порядке.

     Строение электронных оболочек атомов имеют важную роль для химии, так как именно электроны обуславливают химические свойства веществ. Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. Электроны в атоме различаются определенной энергией, и, как показывают опыты, одни притягиваются к ядру сильнее, другие слабее. Объясняется это удаленностью электронов от ядра. Чем ближе электроны к ядру, тем больше связь их с ядром, но меньше запас энергии. По мере удаления от ядра атома сила притяжения электрона к ядру уменьшается, а запас энергии увеличивается. Так образуются электронные слои в электронной оболочке атома. Электроны, обладающие близкими значениями энергии образуют единый электронный слой, или энергетический уровень. Энергия электронов в атоме и энергетический уровень определяется главным квантовым числом n и принимает целочисленные значения 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7. Чем больше значение n, тем больше энергия электрона в атоме. Максимальное число электронов, которое может находиться на том или ином энергетическом уровне, определяется по формуле:

    N = 2n2

    Где N – максимальное число электронов на уровне;

    n – номер энергетического уровня.

     Установлено, что на первой оболочке располагается не более двух электронов, на второй – не более восьми, на третьей – не более 18, на четвертой – не более 32. Заполнение более далеких оболочек мы рассматривать не будем. Известно, что на внешнем энергетическом уровне может находиться не более восьми электронов, его называют завершенным. Электронные слои, не содержащие максимального числа электронов, называют незавершенными.

     Число электронов на внешнем энергетическом уровне электронной оболочки атома равно номеру группы для химических элементов главных подгрупп.

    Номер уровня

    Максимальное количество электронов

    подуровни

    1

    2

    s

    2

    8

    s,p

    3

    18

    s,p,d

    4

    32

    s,p,d,f

    5

    50

    s,p,d,f,g

    Как ранее было сказано, электрон движется не по орбите, а по орбитали и не имеет траектории.

     Пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение данного электрона, называется орбиталью этого электрона, или электронным облаком.

     Орбитали, или подуровни, как их еще называют, могут иметь разную форму, и их количество соответствует номеру уровня, но не превышает четырех. Первый энергетический уровень имеет один подуровень (s), второй – два (s,p), третий – три (s,p,d) и т.д. Электроны разных подуровней одного и того же уровня имеют разную форму электронного облака: сферическую (s), гантелеобразную (p) и более сложную конфигурацию (d) и (f). Сферическую атомную орбиталь ученые договорились называть s-орбиталью. Она самая устойчивая и располагается довольно близко к ядру.

     Чем больше энергия электрона в атоме, тем быстрее он вращается, тем сильнее вытягивается область его пребывания, и, наконец, превращается в гантелеобразную p-орбиталь:

     Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства x, y и z. Это легко объяснимо: ведь все электроны заряжены отрицательно, поэтому электронные облака взаимно отталкиваются и стремятся разместиться как можно дальше друг от друга.

    Энергия их, конечно, одинакова, а расположение в пространстве – разное.

    Составить схему последовательного заполнения электронами энергетических уровней

    Теперь мы можем составить схему строения электронных оболочек атомов:

    1. Определяем общее число электронов на оболочке по порядковому номеру элемента.
    2. Определяем число энергетических уровней в электронной оболочке. Их число равно номеру периода в таблице Д. И. Менделеева, в котором находится элемент.
    3. Определяем число электронов на каждом энергетическом уровне.
    4. Используя для обозначения уровня арабские цифры и обозначая орбитали буквами s и p, а число электронов данной орбитали арабской цифрой вверху справа над буквой, изображаем строение атомов более полными электронными формулами.

     Ученые условились обозначать каждую атомную орбиталь квантовой ячейкой – квадратиком на энергетической диаграмме:

    На s-подуровне может находиться одна атомная орбиталь:

    а на pподуровне их может быть уже три:

    (в соответствии с тремя осями координат)

    Орбиталей dи fподуровня в атоме может быть уже пять и семь соответственно:

     Каждая квантовая ячейка может может разместить лишь два электрона. Кроме движения вокруг ядра, электрон имеет еще и собственное вращательное движение вокруг своей оси. Это движение описывается спиновым квантовым числом – два значения: +½; -½. Для написания используют условные обозначения электронов или

    Распределение электронов по уровням можно записать с помощью ячеек Хунда:

     

    Порядок заполнения ячеек.

    1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p

     При заполнении ячеек следует учитывать то,что ячейки подуровней заполняются вначале по одному электрону, затем к ним помещают другие электроны.

    Пример:

     Ядро атома водорода имеет заряд +1, поэтому вокруг его ядра движется только один электрон на единственном энергетическом уровне. Запишем электронную конфигурацию атома водорода

      Чтобы установить связь между строением атома химического элемента и его свойствами, рассмотрим еще несколько химических элементов.

     Следующий за водородом элемент-гелий. Ядро атома гелия имеет заряд +2, поэтому атом гелия содержит два электрона на первом энергетическом уровне:

     Так как на первом энергетическом уровне может находиться не более двух электронов, то он считается завершенным.

     Элемент № 3 – литий. Ядро лития имеет заряд +3, следовательно, в атоме лития три электрона. Два из них находятся на первом энергетическом уровне, а третий электрон начинает заполнять второй энергетический уровень. Сначала заполняется s-орбиталь первого уровня, потом s-орбиталь второго уровня. Электрон, находящийся на втором уровне слабее связан с ядром, чем два других.

     

    III. Закрепление нового материала.

    Задание для класса:

     1. Постройте схему строения атомов Н, Ne, Be, C, N,O, напишите электронную формулу, распределение электронов по ячейкам.

     2. Число электронов в атоме натрия равно….

     

     3. По данным о распределении валентных электронов найдите элемент:

    а) 2s1

    б) 2s22p4

    в) 3s23p6

    г) 3d104s1

    д) 4s24p3

    е) 4s24p5

    ж) 3s23p4

     Найдите в периодической системе химический знак лития, от лития до неона Ne закономерно возрастает заряд ядер атомов. Постепенно заполняется электронами второй слой. С ростом числа электронов на втором слое металлические свойства элементов постепенно ослабевают и сменяются неметаллическими.

     Третий период, подобно второму, начинается с двух элементов (Na, Mg), у которых электроны размещаются на s-подуровне внешнего электронного слоя. Затем следуют шесть элементов (от Al до Ar), у которых происходит формирование p-подуровня внешнего электронного слоя. Структура внешнего электронного слоя соответствующих элементов второго и третьего периодов оказывается аналогичной. Иначе говоря, с увеличением заряда ядра электронная структура внешних слоев атомов периодически повторяется. Если элементы имеют одинаково устроенные внешние энергетические уровни, то и свойства этих элементов подобны. Скажем, аргон и неон содержат на внешнем уровне по восемь электронов, и потому они инертны, то есть почти не вступают в химические реакции. В свободном виде аргон и неон – газы, которые имеют одноатомные молекулы.

     Атомы лития, натрия и калия содержат на внешнем уровне по одному электрону и обладают сходными свойствами, поэтому они помещены в одну и ту же группу периодической системы.

    IV. Выводы.

    1. Свойства химических элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра, периодически повторяются, так как периодически повторяется строение внешних энергетических уровней атомов элементов.

    2. Плавное изменение свойств химических элементов в пределах одного периода можно объяснить постепенным увеличением числа электронов на внешнем энергетическом уровне.

    3. Причина сходства свойств химических элементов, принадлежащих к одному семейству, заключается в одинаковом строении внешних энергетических уровней их атомов.

    Домашнее задание: Постройте схему строения атомов С, O, N, Na, Br; напишите электронную формулу, распределение электронов по ячейкам.

    Презентация урока по химии 8 класс с элементами ЦОР на тему Строение электронных оболочек атомов доклад, проект

    • Главная
    • Разное
    • Образование
    • Спорт
    • Естествознание
    • Природоведение
    • Религиоведение
    • Французский язык
    • Черчение
    • Английский язык
    • Астрономия
    • Алгебра
    • Биология
    • География
    • Геометрия
    • Детские презентации
    • Информатика
    • История
    • Литература
    • Математика
    • Музыка
    • МХК
    • Немецкий язык
    • ОБЖ
    • Обществознание
    • Окружающий мир
    • Педагогика
    • Русский язык
    • Технология
    • Физика
    • Философия
    • Химия
    • Шаблоны, фоны, картинки для презентаций
    • Экология
    • Экономика

    Презентация на тему Презентация урока по химии 8 класс с элементами ЦОР на тему Строение электронных оболочек атомов, предмет презентации: Химия.  Этот материал в формате pptx (PowerPoint) содержит 25 слайдов, для просмотра воспользуйтесь проигрывателем. Презентацию на заданную тему можно скачать внизу страницы, поделившись ссылкой в социальных сетях! Презентации взяты из открытого доступа или загружены их авторами, администрация сайта не отвечает за достоверность информации в них, все права принадлежат авторам презентаций и могут быть удалены по их требованию.

    Слайд 1
    Текст слайда:

    8 класс

    Тема урока: Строение электронных оболочек атомов

    Выполнила: Зуева Екатерина Васильевна учитель химии, магистр 1 курса факультета БГХ.

    Красноярск 2018


    Слайд 2
    Текст слайда:

    Цель урока: развитие химической компетентности учащихся в области современного представления о строении атома


    Слайд 3
    Текст слайда:

    Образовательные:
    Актуализировать знания о планетарной модели атома, гипотезе Томсона и фундаментальном опыте Резерфорда.
    Сформировать представления об электронной оболочке атома и энергетических уровнях, рассмотрение электронного строения некоторых элементов, развить умения по составлению электронных формул атомов, определению элементов по их электронным формулам, определение состава атома.
    Развивающие: 
    Сформировать навыки определения состава атома, состава ядра атома по периодической системе химических элементов
    Продолжить развитие навыков работы с опорным конспектом, таблицами и схемами
    Развивать интеллектуальные и творческие способности учащихся
    Воспитательные: 
    Воспитать интерес к предмету химии при знакомстве с историей развития науки, быть внимательным на уроке, оценивать свои знания и стремиться к развитию их.

    Задачи:


    Слайд 4
    Текст слайда:

    Источники информации: учебник О.С. Габриелян, Химия 8 класс, М., Дрофа, 2009; рабочая программа, технологическая карта урока, презентация к уроку;
    Оборудование: компьютер, проектор,
    Дидактическое сопровождение: ПСХЭ, индикаторы обратной связи, презентация к уроку.

    Ресурсы и оборудование:


    Слайд 5
    Текст слайда:

    Вспомни!


    Слайд 6
    Текст слайда:

    1. Чему равно общее количество электронов в атоме?

    Назад


    Слайд 7
    Текст слайда:

    2. Что такое энергетический уровень?

    Назад


    Слайд 8
    Текст слайда:

    3. Определите число протонов, электронов и нейтронов в данном атоме.
     

    Назад


    Слайд 9
    Текст слайда:

    4.   Определите число протонов, электронов и нейтронов в данном атоме.

    Назад


    Слайд 10
    Текст слайда:

    Актуализация знаний

    На «3»
    Дайте определения понятиям: сложное вещество, простое вещество, атом.
    Определите число протонов, электронов и нейтронов в атомах элементов: натрия, фосфора, золота.
    На «4»
    1. Порядковый номер элемента в таблице Д. И. Менделеева равен 35. Какой это элемент? Чему равен заряд ядра этого атома? Сколько протонов, электронов, нейтронов в его атоме?
    На «5»
    Дайте полную характеристику глюкозы С6h22O6, используя пример описания углекислого газа CO2 (см.стр 42)


    Слайд 11
    Текст слайда:

    Ребята, мы с вами знаем что у каждого из нас есть свой дом. А как думаете у электронов есть свои домики? А комнаты?


    Слайд 12

    Слайд 13
    Текст слайда:

    Слайд 14
    Текст слайда:

    Электронная оболочка – это совокупность всех электронов в атоме, окружающих ядро

    Электроны расположены на различном расстоянии от ядра: чем ближе электрон к ядру, тем он прочнее с ним связан, его труднее вырвать из электронной оболочки
    По мере удаления от ядра запас энергии электрона увеличивается, а связь с ядром становится слабее


    Слайд 15
    Текст слайда:

    Подуровни состоят из орбиталей. Число орбиталей на уровне — n2

    Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле 2n2

    1

    2

    3

    Е1

    Электронные слои (энергетические уровни — n) – совокупность электронов на одной оболочке, имеют одинаковый запас энергии

    Число энергетических уровней в атоме равно номеру периода, в котором располагается атом

    Сколько энергетических уровней у атомов:
    углерода, натрия, золота, водорода, железа?

    Энергетические уровни состоят из подуровней: S, p, d, f
    Число подуровней на уровне равно номеру уровня

    Е

    n=1

    n=2

    n=3

    n=4

    n=5

    n=6

    n=7

    S

    p

    d

    f

    S

    S

    S

    p

    p

    d

    ядро


    Слайд 16
    Текст слайда:

    Энергетические уровни, содержащие максимальное число электронов, называются завершенными. Они обладают повышенной устойчивостью и стабильностью
    Энергетические уровни, содержащие меньшее число электронов, называются незавершенными
    n=1 – 1 подуровень (S), 2 электрона
    n=2 – 2 подуровня (S, р), 8 электронов
    n=3 – 3 подуровня (S, р, d), 18 электронов
    n=4 – 4 подуровня (S, р, d, f), 32 электрона


    Слайд 17
    Текст слайда:

    ЗАПОМНИТЕ!

    Электроны, расположенные на последней электронной оболочке, называются внешними.
    Число внешних электронов для химических элементов главных подгрупп равно номеру группы, в которой находится элемент


    Слайд 18
    Текст слайда:

    Форма электронных облаков (орбиталей)

    Область наиболее вероятного местонахождения электрона в пространстве

    S – облако р – облака d — облака

    f – облако


    Слайд 19
    Текст слайда:

    1 период

    Н + 1

    1

    n=1

    S

    1 S1

    Нe + 2

    2

    n=1

    S

    1 S2

    Одиночный электрон на незавершенной оболочке

    2 спаренных электрона на завершенной оболочке

    S — элементы

    +

    +


    Слайд 20
    Текст слайда:

    Электронные облака

    С

    6

    Схема построена

    Для построения схемы нажимайте на клавишу «ПРОБЕЛ»

    Следующий слайд


    Слайд 21
    Текст слайда:

    Электронные облака

    O

    8

    Схема построена

    Для построения схемы нажимайте на клавишу «ПРОБЕЛ»

    Следующий слайд


    Слайд 22
    Текст слайда:

    2 период

    Li + 3

    2 1

    n=1

    n=2

    1 S2 2 S1

    Be + 4

    2 2

    n=1

    n=2

    1 S2 2 S2

    B + 5

    2 3

    n=1

    n=2

    1 S2 2 S2 2p1

    S — элементы

    р — элемент

    S

    S

    S

    S

    S

    S

    p

    p

    p

    +

    +

    +

    +


    Слайд 23
    Текст слайда:

    2 период

    С + 6

    2 4

    n=1

    n=2

    N + 7

    2 5

    n=1

    n=2

    O + 8

    2 6

    n=1

    n=2

    1 S2 2 S2 2p4

    р — элементы

    1 S2 2 S2 2p2

    1 S2 2 S2 2p3

    S

    S

    S

    S

    S

    S

    p

    p

    p


    Слайд 24
    Текст слайда:

    § 9 Упр. 2,4

    Домашнее задание


    Слайд 25
    Текст слайда:

    Спасибо за внимание!


    Скачать презентацию

    Что такое shareslide.ru?

    Это сайт презентаций, где можно хранить и обмениваться своими презентациями, докладами, проектами, шаблонами в формате PowerPoint с другими пользователями. Мы помогаем школьникам, студентам, учителям, преподавателям хранить и обмениваться учебными материалами.


    Для правообладателей

    Обратная связь

    Email: Нажмите что бы посмотреть 

    2.5: Расположение электрона (модель оболочки)

    1. Последнее обновление
    2. Сохранить как PDF
  1. Идентификатор страницы
    15564
  2. Электронная оболочка – это внешняя часть атома вокруг атомного ядра. Это группа атомных орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа \(n\). Электронные оболочки имеют одну или несколько электронных подоболочек или подуровней. Название электронных оболочек происходит от модели Бора, в которой считалось, что группы электронов движутся вокруг ядра на определенных расстояниях, так что их орбиты образуют «оболочки».

    Введение

    Что еще мы хотели бы знать о структуре атома? Мы знаем, что атомы содержат положительно и отрицательно заряженные частицы и что количество этих зарядов в каждом атоме различно для каждого элемента. Мы также знаем, что положительные заряды сосредоточены в крошечном ядре и что электроны движутся вокруг ядра в пространстве, которое намного больше, чем само ядро.

    Однако некоторые из наиболее важных вопросов, которые мы задавали в ходе предыдущего исследования по разработке концепции, до сих пор остаются без ответа. Помните, мы видели, что углерод и азот имеют очень похожие атомные массы. Теперь мы можем добавить, что эти элементы имеют очень похожие атомные номера, поэтому их атомы имеют одинаковое количество протонов и электронов. Но углерод и азот в большинстве химических и физических аспектов очень разные. Точно так же некоторые элементы, такие как натрий и калий, имеют очень разные атомные номера, но имеют очень похожие химические и физические свойства. Кажется, что сравнение свойств двух разных атомов не очень легко понять, просто сравнивая количество протонов и электронов, содержащихся в атомах.

    Чтобы продолжить понимать ответы на эти вопросы, нам нужно еще больше подробностей о структуре каждого типа атома. Знание электронной конфигурации различных атомов полезно для понимания структуры периодической таблицы элементов. Эта концепция также полезна для описания химических связей, удерживающих атомы вместе.

    Оболочки

    Электронную оболочку можно представить как орбиту, по которой следуют электроны вокруг ядра атома. Поскольку каждая оболочка может содержать только фиксированное число электронов, каждая оболочка связана с определенным диапазоном энергии электронов, и поэтому каждая оболочка должна полностью заполниться, прежде чем электроны могут быть добавлены к внешней оболочке. Электроны на самой внешней оболочке определяют химические свойства атома (см. Валентную оболочку). Для объяснения того, почему электроны существуют в этих оболочках, см. электронную конфигурацию.


    Рисунок \(\PageIndex{1}\) : Схема оболочки лития (слева) и натрия (справа)

    Электронные оболочки обозначены K, L, M, N, O, Р и Q; или 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7; идущий от самой внутренней оболочки наружу. Электроны во внешних оболочках имеют более высокую среднюю энергию и перемещаются дальше от ядра, чем электроны во внутренних оболочках. Это делает их более важными для определения того, как атом реагирует химически и ведет себя как проводник, потому что притяжение ядра атома к ним слабее и его легче сломать. Таким образом, реакционная способность данного элемента сильно зависит от его электронной конфигурации.

    Валентные электроны

    Валентная оболочка — это самая внешняя оболочка атома в его несвязанном состоянии, которая содержит электроны, которые, скорее всего, объясняют характер любых реакций с участием атома и связывающих взаимодействий, которые он имеет с другими атомами. Валентные электроны — это электроны, связанные с атомом и способные участвовать в образовании химической связи; в одинарной ковалентной связи оба атома в связи вносят один валентный электрон, чтобы сформировать общую пару. Наличие валентных электронов может определять химические свойства элемента и возможность его связи с другими элементами: для элемента основной группы валентный электрон может находиться только в самой внешней электронной оболочке.

    Атом с замкнутой оболочкой валентных электронов имеет тенденцию быть химически инертным. Атом с одним или двумя валентными электронами больше, чем в закрытой оболочке, очень реактивен, потому что лишние валентные электроны легко удаляются, образуя положительный ион. Атом с одним или двумя валентными электронами меньше, чем в закрытой оболочке, также очень реактивен из-за тенденции либо приобретать недостающие валентные электроны (таким образом образуя отрицательный ион), либо делиться валентными электронами (таким образом образуя ковалентную связь).

    Подобно электрону во внутренней оболочке, валентный электрон обладает способностью поглощать или выделять энергию в виде фотона. Прирост энергии может заставить электрон двигаться (прыгать) на внешнюю оболочку; это известно как атомное возбуждение. Или электрон может даже освободиться от валентной оболочки связанного с ним атома; это ионизация с образованием положительного иона. Когда электрон теряет энергию (тем самым вызывая испускание фотона), он может перейти на внутреннюю оболочку, которая не полностью занята.

    Количество валентных электронов элемента можно определить по группе периодической таблицы (вертикальный столбец), к которой относится элемент. За исключением групп 3–12 (переходные металлы), цифра единиц в номере группы указывает, сколько валентных электронов связано с нейтральным атомом элемента, указанного в этом конкретном столбце.

    * Общий метод подсчета валентных электронов обычно непригоден для переходных металлов.

    ** За исключением гелия, имеющего только два валентных электрона.

    Авторы

    • Связи (Джон Хатчинсон)
    • Википедия

    1. Наверх
    • Была ли эта статья полезной?
    1. Тип изделия
      Раздел или страница
      Лицензия
      CC BY-NC-SA
      Программа OER или Publisher
      Издатель, имя которого нельзя называть
      Показать страницу TOC
      № на стр.
    2. Теги
        На этой странице нет тегов.

    Структура атома | Протоны, нейтроны, электроны

    Учебные пособия

    • Сообщение от Мелани Кац

    27 Январь

    Основные понятия:

    Что такое атом? В этом уроке по атомной структуре вы узнаете о различных частях атома, а также о субатомных частицах, обнаруженных в каждой области. Вы также узнаете о свойствах, которые можно найти в субатомных частицах. Эти свойства включают атомный номер , атомная масса и чистый заряд . Вы также узнаете определения атомов — что такое электрон, что такое протон и что такое нейтрон.

    Описано в других статьях:

    • Количественное определение протонов, нейтронов и электронов
    • Ионные/ковалентные связи
    • Как записывать конфигурации электронов
    • Периодические тренды
    • Как был открыт 19 периодическая таблица
    • Как читать Периодическую таблицу 900
    • Модель атома Бора
    • Модель атома Дальтона
    • Ядерные реакции

    Что такое атом?

    Итак, , каково определение атома ? Атом — это строительный блок материи, используемый для определения характеристик элемента. Изучите определение элемента.

    Атомы способны взаимодействовать друг с другом посредством связывания, образуя более сложные вещества, также известные как молекулы. Эти взаимодействия определяют состояние вещества, в котором находятся атомы, поскольку они могут быть твердыми, жидкими или газообразными.

    Из каких частей состоит атом?

    Атомы состоят из 3 основных компонентов, известных как субатомные частицы, состоящих из протонов (положительно заряженных), нейтронов (без заряда) и электронов (отрицательно заряженных). Это части атома.

    Атомная структура этих строительных блоков очень интересна. Протоны и нейтроны расположены в центре атома, а электроны довольно далеко от центра. Рассмотрим эти атомарные частицы более подробно.

    Важные понятия:

    • Атомы состоят из очень маленьких частиц, называемых протонами, нейтронами и электронами – частями атома.
    • Протоны и нейтроны находятся в центре атома и составляют ядро.
    • Протоны имеют положительный заряд.
    • Нейтроны имеют нейтральный заряд (без заряда).
    • Электроны имеют отрицательный заряд и находятся далеко от ядра.
    • Заряды протона и электрона абсолютно одинаковы по величине, но противоположны по знаку.
    • Протоны и электроны притягиваются друг к другу, поскольку имеют противоположные заряды.

    Что такое протоны?

    Протон Определение: Протоны — это положительно заряженные субатомные частицы, находящиеся в ядрах всех атомов. Заряд протона +1. Атомный номер элемента равен количеству протонов в ядре. Протоны состоят из двух верхних кварков и одного нижнего кварка. Он имеет массу 1,007277 а.е.м. (атомные единицы массы).

    Что такое нейтроны?

    Определение нейтрона: Так что же такое нейтрон? Нейтрон — это нейтрально заряженная субатомная частица, присутствующая в ядре всех атомов, кроме водорода. Нейтрон имеет массу чуть больше массы протона.

    Нейтрон — это тип адрона, который состоит из одного верхнего кварка и двух нижних кварков. Он имеет массу 1,008665 а.е.м. (атомные единицы массы). При бета-распаде нейтрон может превратиться в протон, электрон и антинейтрино. Протоны и нейтроны называются нуклонами .

    Нейтроны важны, потому что они определяют изотоп элемента. Например, углерод с 6 нейтронами — это углерод-12, но добавьте еще два нейтрона, и вы получите углерод-14, присутствие которого в органическом материале используется при радиоуглеродном датировании, известном как датирование по углероду-14.

    Что такое электроны?

    Определение электрона: Электроны — это субатомные частицы, вращающиеся вокруг ядра атома. Они имеют отрицательный заряд и намного меньше, чем протоны или нейтроны. На самом деле они в 1800 раз меньше. Они также несут электричество. Заряд электрона равен -1. Электрон несет заряд 1,6 х 10-19кулоны. У них нет известных компонентов или подструктуры. Они имеют массу 0,000549 а.е.м.

    Что такое ядро ​​

    Поговорим подробнее об атомной структуре. Центр атома называется ядром и состоит из протонов и нейтронов. Эта часть атома способна определять широкий спектр свойств, таких как атомный номер и атомная масса .

    Атомный номер элемента определяется по количеству протонов, присутствующих в ядре. Пример: углерод имеет 6 протонов в ядре, что делает его также шестым элементом в периодической таблице.

    Как найти атомную массу

    Самый простой способ найти атомную массу элемента — посмотреть в периодическую таблицу. Атомная масса также может быть рассчитана путем сложения количества нейтронов и протонов. Это связано с тем, что электроны имеют очень маленькую массу, поэтому не вносят существенного вклада в атомную массу. Пример: Атом кислорода, содержащий 8 протонов и 8 нейтронов, имеет атомную массу 16 а.е.м. (протоны и нейтроны имеют массу примерно 1 а. е.м.). Вы также можете рассчитать среднюю атомную массу, известную как атомный вес, если вы знаете распространенность каждого изотопа.

    Вы можете узнать о том, как было открыто ядро.

    Что такое электронные оболочки

    электронные оболочки расположены в самой внешней области атома, окружающей ядро. Эта область содержит только электроны и способна определить суммарный заряд атома.

    Суммарный заряд атома определяется разностью общего числа электронов и протонов. Если атом содержит больше протонов, чем электронов, суммарный заряд положительный, и наоборот. Пример: атом, содержащий 5 протонов и 3 электрона, имеет суммарный заряд +2.

    Части атома – словарь Определения:

    Протоны : Положительно заряженные субатомные частицы, находящиеся в ядре.

    Нейтроны : Нейтрально заряженные субатомные частицы, находящиеся в ядре.

    Электроны : Отрицательно заряженные субатомные частицы, обнаруженные в электронных оболочках, окружающих ядро.

    Ядро : Область, расположенная в центре атома, содержащая как протоны, так и нейтроны.

    Электронные оболочки : Область, расположенная на самой внешней части атома, содержащая только электроны.

    Атомная структура: Как протоны, нейтроны и электроны расположены в атоме

    Что такое атом? Определение и структура

    По

    • Бен Луткевич, Технический писатель

    Что такое атом?

    Атом — это частица вещества, однозначно определяющая химический элемент. Атом состоит из центрального ядра, окруженного одним или несколькими отрицательно заряженными электронами. Ядро заряжено положительно и содержит одну или несколько относительно тяжелых частиц, известных как протоны и нейтроны.

    Атомы являются основными строительными блоками материи. Все, что занимает пространство, и все, что имеет массу, состоит из атомов.

    Что такое протоны и нейтроны?

    Протоны и нейтроны — субатомные частицы, составляющие центр атома или его атомное ядро.

    • протон заряжен положительно. Число протонов в ядре атома является атомным номером химического элемента. Атомные номера различных элементов можно найти в Периодической таблице элементов. Например, у натрия 11 протонов, а его атомный номер равен 11. Протон имеет массу покоя, обозначаемую m p , приблизительно 1,673 x 10 -27 килограммов (кг).
    • Нейтрон электрически нейтрален и имеет массу покоя, обозначенную m n , приблизительно 1,675 x 10 -27 .

    Масса протона или нейтрона увеличивается, когда частица достигает предельной скорости, например, в циклотроне или линейном ускорителе.

    Структура атома

    Полная масса атома, включая протоны, нейтроны и электроны, является атомной массой или атомным весом. Атомная масса или вес измеряется в атомных единицах массы.

    Протоны и нейтроны составляют ядро ​​атома и орбиту электронов.

    Электроны составляют лишь крошечную часть массы атомной структуры, однако они играют важную роль в химических реакциях, в результате которых образуются молекулы. Для большинства целей атомный вес можно рассматривать как количество протонов плюс количество нейтронов. Поскольку количество нейтронов в атоме может варьироваться, для большинства элементов может быть несколько различных атомных весов.

    Протоны и электроны имеют одинаковые и противоположные заряды. Протоны имеют положительный заряд, а электроны — отрицательный. Обычно атомы имеют одинаковое количество протонов и электронов, что придает им нейтральный заряд.

    Ион — это атом с другим числом электронов, чем у протонов, и он электрически заряжен. Ион с дополнительными электронами имеет отрицательный заряд и называется анионом , а ион с недостатком электронов имеет положительный заряд и называется катионом .

    Атомы, имеющие одинаковое количество протонов, но разное количество нейтронов, представляют один и тот же элемент и известны как изотопы этого элемента. Изотоп элемента определяется суммой количества протонов и нейтронов. Например, следующие два изотопа атома углерода:

    • Углерод-12 — наиболее распространенный нерадиоактивный изотоп углерода.
    • Углерод-14 — менее распространенный радиоактивный изотоп углерода.

    Единственный нейтральный атом без нейтронов — это атом водорода. Он имеет один электрон и один протон.

    История атома

    По данным CERN, Европейского совета по ядерным исследованиям, атомы были созданы 13,7 миллиарда лет назад в первые несколько минут после Большого взрыва. Новая Вселенная остыла и расширилась, создав условия для образования электронов и кварков — меньших частиц, из которых состоят протоны и нейтроны. Миллионные доли секунды спустя кварки объединились, чтобы сформировать протоны и нейтроны, которые объединились, чтобы сформировать ядра атомов.

    В модели атома Нильса Бора электроны вращаются вокруг ядра в оболочках, окружающих ядро. К-оболочка может содержать два электрона; оболочка M может вместить восемь человек; а L-оболочка может содержать до 32 электронов.

    Физик Эрнест Резерфорд разработал раннюю модель атома в 1912 году. Он был первым, кто предположил, что атомы подобны миниатюрным солнечным системам, за исключением того, что вместо гравитации, действующей как сила притяжения, эту функцию выполняют противоположные электрические заряды. В резерфордовском атоме атомной теории электроны вращаются вокруг ядра по круговым траекториям.

    Другой физик, Нильс Бор, пересмотрел модель атома Резерфорда в 1913 году. Атом Бора включал отрицательно заряженные электроны, вращающиеся вокруг ядра на определенных срединных расстояниях. Эти расстояния представлены сферами, называемыми оболочками , окружающими ядро. Электроны могут переходить с оболочки на оболочку. Когда электрон поглощает достаточно энергии, он перемещается на большую или более высокую оболочку. Когда он теряет определенное количество энергии, он падает на меньшую, более низкую оболочку.

    Константа радиуса Бора основана на модели атома Бора.

    Атомная энергия

    Сильное ядерное взаимодействие удерживает вместе протоны и нейтроны в ядре атома. Эта сила преодолевает силу отталкивания между положительно заряженными частицами. Сильное ядерное взаимодействие, иногда называемое сильным взаимодействием или сильным взаимодействием, действует только на очень близких расстояниях. Сильное взаимодействие является самым сильным из четырех фундаментальных сил в природе; остальные три — гравитационное, электромагнитное и слабое ядерное взаимодействие.

    Когда связь между частицами в ядре разрывается, высвобождается большое количество энергии. Процесс разрыва этих связей известен как деление ядра. Атомные электростанции используют деление для расщепления атомов урана и выработки электроэнергии. Уран используется для деления, потому что его атомы относительно легко расщепляются.

    Атомная энергетика считается чистым источником энергии, поскольку при делении не образуются парниковые газы. Это возможный источник энергии для ИТ-центров обработки данных, стремящихся уменьшить свой углеродный след.

    Узнайте о роли атомной физики в квантовых вычислениях и о том, почему вам следует обратить внимание на эти разработки.

    Последнее обновление: август 2022 г.

    Продолжить чтение об атоме
    • Каково текущее состояние квантовых вычислений?
    • 5 терминов для быстрого изучения квантовых вычислений
    • Устойчивое развитие в деловой практике: Что следует знать ИТ-специалистам
    • Глобальное состояние устойчивого развития центров обработки данных
    • Ключевая роль ИТ-директора в обеспечении экологической устойчивости
    Копните глубже в цифровую трансформацию
    • электрон

      Автор: Роберт Шелдон

    • атомная единица массы (АМД или а.е.м.)

      Автор: Рахул Авати

    • материя

      Автор: Рахул Авати

    • твердый

      Автор: Эндрю Зола

    SearchCloudComputing

    • Инструменты управления затратами Azure для контроля расходов на облако

      Благодаря оповещениям, панелям мониторинга затрат и другим функциям инструменты управления затратами Azure могут помочь администраторам более четко . ..

    • Сравните Фабрику данных Azure и SSIS

      Узнайте о различиях между Фабрикой данных Azure и SSIS, двумя инструментами ETL. Эти отличия включают ключевые функции управления данными…

    • Упростите управление пакетами с помощью этого руководства по Azure Artifacts

      Расширение службы Azure DevOps, Azure Artifacts, может помочь разработчикам управлять пакетами и обмениваться ими, чтобы оптимизировать общую…

    SearchMobileComputing

    • Apple преследует растущий премиальный рынок с iPhone 14

      Apple переключила свое внимание на смартфоны премиум-класса в новейшей линейке iPhone 14 с такими функциями, как режим блокировки, который IT …

    • Предотвращение атак на мобильные приложения на предприятии

      По мере того, как мобильные устройства становятся все более популярными в качестве корпоративных устройств, мобильные приложения становятся все большей мишенью для хакеров. Понимание рисков…

    • Лучшие мобильные приложения для малого и среднего бизнеса

      Хотя существует множество вариантов мобильных приложений, которые могут помочь организациям достичь бизнес-целей, некоторые …

    SearchDataCenter

    • Платформа ServiceNow Now «Токио» обеспечивает искусственный интеллект и автоматизацию

      ServiceNow удвоила свою приверженность делу упрощения проектов цифровой трансформации, выпустив новую версию своей…

    • Дорожная карта Arm Neoverse нацелена на корпоративную инфраструктуру, облако Дорожная карта

      Arm для ядра Neoverse V2 предназначена для работы с 5G, высокопроизводительными вычислениями и периферийными рабочими нагрузками. Nvidia включит это предложение в свою …

    • IBM нацеливает энергосберегающие мейнфреймы на пользователей Linux

      Новое поколение мейнфреймов IBM на базе Linux может значительно снизить энергопотребление для компаний, желающих заменить серверы x86 . ..

    Расположение электронов в атомах

    Электронная конфигурация элемента описывает, как электроны распределены по своим атомным орбиталям. Они следуют стандартным обозначениям, в которых все содержащие электроны атомные подоболочки расположены в последовательности. Этот метод был предложен Бором и Бери. При записи числа электронов на различных энергетических уровнях или оболочках соблюдаются следующие правила: 

    1. Максимальное количество электронов в оболочке определяется формулой 2n 2 , где n — номер орбиты, т.е. 1,2,3 и так далее. Следовательно, максимальное количество электронов на разных оболочках следующее:
      1. Первая орбита или K-оболочка: 2 × 1 2 = 2
      2. Вторая орбита или L-оболочка: 2 × 2 2 = 8
      3. Третья орбита или М-оболочка: 2 × 3 2 = 18
      4. Четвертая орбита или N-оболочка: 2 × 4 2 = 32
    2. не помещаются в данную оболочку, если внутренние оболочки не заполнены. То есть оболочки заполняются ступенчато.

    Орбита

    Максимальное количество электронов

    K

    2

    L

    8

    M

    18

    N

    32

    Электронные конфигурации полезны для:

    • Определение валентности элемента.
    • Предсказание свойств группы элементов.
    • Интерпретация атомных спектров.

    Электроны в оболочке

    Электроны занимают разные энергетические уровни или оболочки. Каждая оболочка может содержать максимальное количество электронов. Перемещаясь по элементам в периодической таблице, каждый атом имеет на один электрон больше, чем последний, потому что количество электронов совпадает с атомным номером. Электроны занимают оболочки по порядку, начиная с оболочки, ближайшей к ядру. Они начинают занимать следующую оболочку только тогда, когда эта оболочка заполняется.

    Предсказание электронного расположения

    Электронное расположение атома можно определить по его атомному номеру. Например, атомный номер натрия равен 11, что означает, что атом натрия имеет 11 протонов и 11 электронов, где:

    • 2 электрона занимают первую оболочку,
    • 8 электронов занимают вторую оболочку и
    • 1 электрон занимает третью оболочку. .

    Это расположение электронов можно записать как 2, 8, 1. The electronic arrangement of the first 18 elements is listed below:

    7777777777777777777777777777777777777777777777777777а

    7777777777777777777777777777777777777777777777777777777777777н0572

    18

    Name of Element Symbol Atomic Number K L M N Valency

    Hydrogen

    H

    1

    1

    1

    Helium

    He

    2

    2

    2

    Lithium

    Li

    3

    2

    1

    1

    Beryllium

    Be

    4

    2

    2

    2

    Boron

    B

    5

    2

    3

    3

    Carbon

    C

    6

    2

    4

    4

    Nitrogen

    N

    7

    2

    5

    3

    Oxygen

    O

    8

    2

    6

    2

    Fluorine

    F

    9

    2

    7

    1

    Neon

    Ne

    10

    2

    8

    0

    Sodium

    Na

    11

    2

    8

    1

    1

    Magnesium

    Mg

    12

    2

    8

    2

    2

    Aluminium

    Al

    13

    2

    8

    3

    3

    Silicon

    Si

    14

    2

    8

    4

    4

    Phosphorus

    P

    15

    2

    8

    5

    3 & 5

    Sulphur

    S

    16

    2

    8

    6

    2

    Chlorine

    Cl

    17

    2

    8

    7

    1

    ARGON

    ARGON 77

    2

    8

    8

    0

    Valency

    The electrons present in the outermost shell of an atom are known как валентные электроны.

    Из схемы Бора-Бери мы узнаем, что самая внешняя оболочка атома может вместить максимум 8 электронов, и, таким образом, было замечено, что элементы, имеющие полностью заполненную внешнюю оболочку (имея в виду нулевые валентности), проявляют мало химических свойств. Мероприятия. Из этих инертных элементов атом гелия имеет два электрона на внешней оболочке, в то время как другие элементы имеют восемь электронов на самой внешней оболочке. Самая внешняя оболочка, в которой было восемь электронов, обладает октетом, и поэтому атомы будут реагировать, чтобы получить октет в самой внешней оболочке. Октет может быть получен путем обмена, получения или потери электронов. Количество электронов, полученных, потерянных или общих для завершения октета электронов в самой внешней оболочке, дает нам его валентность.

    Некоторые примеры валентности

    1. Атомы водорода (H), лития (Li), натрия (Na) содержат по одному электрону на внешней оболочке, что означает, что каждый из них может потерять один электрон. Таким образом, все они имеют валентность один.
    2. Точно так же магний (Mg) и алюминий (Al) имеют валентность два и три соответственно, так как у них два и три электрона на внешней оболочке.
    3. Если число электронов в самой внешней оболочке атома близко к его полной емкости, то валентность определяется по-другому. Например, фтор (F) имеет 7 электронов на внешней оболочке, и его валентность может быть равна 7, но фтору легче получить один электрон, чем потерять семь электронов. Таким образом, его валентность определяется вычитанием семи электронов из октета, что делает его валентным как один.
    4. Аналогичную процедуру можно выполнить для кислорода (O), который сделает свою валентность равной двум.

    Примеры вопросов

    Вопрос 1: Каковы правила записи количества электронов на различных энергетических уровнях или оболочках?

    Ответ:

    При записи числа электронов на различных энергетических уровнях или оболочках соблюдаются следующие правила:

    1. Максимальное число электронов на оболочке определяется формулой 2n 2 , где n — номер орбиты, т. е. 1,2,3 и так далее.
    2. Максимальное количество электронов, которые могут разместиться на самой внешней орбите, равно 8.
    3. Электроны не размещаются на данной оболочке, если внутренние оболочки не заполнены. То есть оболочки заполняются ступенчато.

    Вопрос 2: Чем полезны электронные конфигурации?

    Ответ:

    Электронные конфигурации полезны для:

    1. Определение валентности элемента.
    2. Прогнозирование свойств группы элементов.
    3. Интерпретация атомных спектров.

    Вопрос 3: Предсказать электронное расположение магния.

    Ответ:

    Электронное расположение атома можно определить по его атомному номеру. Атомный номер магния 12, что означает, что он имеет 12 протонов и 12 электронов, где-

    1. 2 электрона занимают первую оболочку
    2. 8 электронов занимают вторую оболочку
    3. 2 электрона занимают третью оболочку

    Это расположение электронов можно записать как 2,8,2 .

    Вопрос 4: Предсказать электронное устройство Sulphur.

    Ответ:

    Электронное расположение атома можно определить по его атомному номеру. Атомный номер серы равен 16, что означает, что она имеет 16 протонов и 16 электронов, где-

    1. 2 электрона занимают первую оболочку
    2. 8 электронов занимают вторую оболочку
    3. 6 электронов занимают третью оболочку

    Это расположение электронов можно записать как 2,8,6

    3 9 Напишите вопрос 5: короткая заметка о валентных электронах и октетах .

    Ответ:

    Электроны, присутствующие во внешней оболочке атома, известны как валентные электроны.

    Из схемы Бора-Бери мы узнаем, что самая внешняя оболочка атома может вместить максимум 8 электронов, и, таким образом, было замечено, что элементы, имеющие полностью заполненную внешнюю оболочку (что означает нулевую валентность), проявляют небольшую химическую активность. Из этих инертных элементов атом гелия имеет два электрона на внешней оболочке, в то время как другие элементы имеют восемь электронов на самой внешней оболочке. Самая внешняя оболочка, в которой было восемь электронов, обладает октетом, и, таким образом, атомы будут реагировать, чтобы получить октет в самой внешней оболочке. Октет может быть получен путем обмена, получения или потери электронов.


    Атомы, молекулы и соединения | manoa.hawaii.edu/ExploringOurFluidEarth

    Химические структуры

    Свойства элементов и соединений определяются их структурой. Простейшей структурной единицей элемента является атом. Атомы очень малы. Сто миллионов (100 000 000) атомов водорода, поставленных рядом, составляют всего один сантиметр!

     

    Некоторые элементы являются одноатомными , то есть состоят из одного ( мон-) атом (-атомный ) в их молекулярной форме. Гелий (He, см. рис. 2.8) является примером одноатомного элемента. Другие элементы содержат два или более атомов в своей молекулярной форме (рис. 2.8). Например, молекулы водорода (H 2 ), кислорода (O 2 ) и хлора (Cl 2 ) содержат по два атома. Другая форма кислорода, озон (O 3 ), состоит из трех атомов, а сера (S 8 ) состоит из восьми атомов. Все элементарные молекулы состоят из атомов одного элемента.


     

    Молекулы соединений содержат атомы двух или более различных элементов. Например, вода (H 2 O) имеет три атома, два атома водорода (H) и один атом кислорода (O). Метан (CH 4 ), распространенный парниковый газ, имеет пять атомов, один атом углерода (C) и четыре атома водорода (H, см. рис. 2.9).


     

    Электростатические силы

    Электростатические силы удерживают атомы в молекулах. Электростатические силы, которые удерживают атомы вместе в молекулах, относятся к тому же типу сил, которые вызывают статическое электричество. Типичными примерами статического электричества являются случаи, когда кто-то получает удар током, когда тянется к дверной ручке, или когда волосы ребенка поднимаются дыбом при спуске с пластиковой горки (рис. 2.10).


    Деятельность

    Определить, как взаимодействует заряженная материя.

    Части атомов

    Частицы, из которых состоит атом, называются субатомными частицами ( sub — означает «меньший размер»). Эти частицы представляют собой

    • протон (p + ), который заряжен положительно (+);
    • электрон (e ), который заряжен отрицательно (–); и
    • нейтрон (n 0 ), который не имеет заряда, он нейтрален (0).

     

    Протоны и нейтроны занимают ядро ​​ , или центр атома. Электроны существуют в областях, называемых оболочками , вне ядра атома (рис. 2.11).

     

    Электростатические силы удерживают атомы вместе в молекулах — подобно тому, как два атома водорода удерживаются вместе в газе h3. Электростатические силы также удерживают вместе электроны и протоны в атоме. Притяжение между отрицательно заряженными электронами и положительно заряженными протонами в атоме определяет структуру атома. сильное взаимодействие удерживает вместе нейтроны и протоны в ядре. Эта сила получила свое название потому, что она достаточно сильна, чтобы преодолеть силу отталкивания положительно заряженных протонов друг от друга. Количество электронов и протонов в атоме определяет его химические свойства. К химическим свойствам относятся особые способы взаимодействия атомов и молекул и энергия, которую они выделяют или используют в этих реакциях.

     

    Размер субатомных частиц

    Сто миллионов (100 000 000) атомов водорода, поставленных рядом, составляют около сантиметра. Протоны и нейтроны составляют примерно одну тысячную (1/1000) диаметра атома водорода. Это означает, что потребуется около ста миллиардов (100 000 000 000) протонов или нейтронов, положенных бок о бок, чтобы получился сантиметр. Электроны составляют примерно одну тысячную (1/1000) диаметра протона или нейтрона. Это означает, что потребуется сто триллионов (100 000 000 000 000) электронов, положенных бок о бок, чтобы получить сантиметр!

     

    Нейтральные атомы

    Элементарные частицы в атоме определяют свойства атома. Некоторые атомы существуют в природе как нейтральные или незаряженные атомы. Одиночный незаряженный атом имеет равное количество протонов (+) и электронов (–). Незаряженный атом электрически нейтрален, потому что электроны и протоны имеют противоположные заряды одинаковой величины. Когда количество протонов и электронов в атоме одинаково, заряды компенсируются или противодействуют друг другу.

     

    Протоны и нейтроны

    Каждый атом определенного элемента имеет одинаковое количество протонов. Атомный номер равен количеству протонов в элементе. В периодической таблице атомный номер обычно указывается как целое число над символом элемента (см. рис. 2.13). Например, водород (Н) имеет атомный номер один (1). Это означает, что атом водорода имеет один протон. Если атом водорода нейтрален, он также должен иметь один электрон. Атом кислорода (O) имеет атомный номер восемь (8). Это означает, что нейтральный атом кислорода имеет восемь протонов и восемь электронов. Элемент Actium (Ac) имеет атомный номер 89., поэтому в нейтральном атоме 89 протонов и 89 электронов. В таблице 2.2 показаны атомный номер, символ атома, атомная структура и количество протонов, нейтронов и электронов для первых трех элементов.

    Таблица 2.2. Первые три элемента в периодической таблице, показывающие атомные номера, атомные символы, количество протонов, количество электронов, количество нейтронов и структуру атома.
      Водород Гелий Литий
    Атомный номер 1 2 3
    Атомный символ Х Он Ли
    Число протонов 1 2 3
    Количество электронов 1 2 3
    Количество нейтронов 0 2 4
    Атомная структура

    Нейтроны влияют на массу атома и играют роль в стабильности атомов. В отличие от протонов количество нейтронов в элементах различно. Например, у большинства атомов водорода нет нейтронов, но у некоторых есть один нейтрон, а у некоторых редких атомов водорода есть два нейтрона. Большинство атомов гелия имеют два нейтрона, но некоторые имеют три нейтрона.

     

    Периоды, группы и периодическая таблица

    Периодическая таблица (рис. 2.12) — это широко используемый метод организации элементов, который предоставляет полезную информацию об элементах и ​​их поведении. На рис. 2.12 элементы синего цвета — это металлы, а элементы желтого цвета — неметаллы. На рис. 2.13 запись для водорода выделена размещением атомного номера, символа элемента, имени элемента и атомного веса.


     

    Таблица Менделеева имеет три важные особенности. Во-первых, периодическая таблица выстроена в горизонтальные ряды, которые называются периодами . Есть семь периодов. В периоде 1 есть два элемента: водород (H) и гелий (He). Второй и третий периоды содержат по восемь элементов, четвертый и пятый периоды содержат по 18 элементов, а шестой и седьмой периоды содержат по 32 элемента.

    Во-вторых, все элементы перечислены последовательно в соответствии с их атомными номерами. Атомный номер соответствует количеству протонов и находится над символом элемента. Например, на рис. 2.13 атомный номер водорода равен 1, что соответствует H.9.0024


     

    В-третьих, периодическая таблица состоит из столбцов элементов, которые реагируют одинаково. Эти столбцы называются группами . Номер группы находится в верхней части столбца. Группы 1–12 содержат только металлы, группы 13–16 содержат как металлы, так и неметаллы, а группы 17 и 18 содержат только неметаллы. Единственным исключением является водород. Хотя технически водород является неметаллом, он обладает свойствами как металлов, так и неметаллов и часто помещается в Группу 1. Два длинных ряда в нижней части периодической таблицы являются исключениями. Элементы в каждой из этих строк ведут себя одинаково, поэтому считаются группами. Эти две группы расположены в строках, а не в столбцах.

     

    Металлы и неметаллы

    Металлы — это элементы, проводящие тепло и электричество. Металлы обычно ковкие , их можно сгибать или формовать без разрушения, и блестящие , или блестящие. Большинство металлов имеют серебристый цвет (рис. 2.14 A–C), хотя некоторые из них не имеют серебристого цвета, например медь (Cu, рис. 2.14 D). Большинство металлов находятся в твердом состоянии при комнатной температуре. Единственным исключением является ртуть (Hg), которая при комнатной температуре представляет собой жидкость (рис. 2.14 А). Элементы группы 1, включая литий (Li), натрий (Na, рис. 2.14 B), калий (K, рис. 2.14 C) и рубидий (Rb), все являются металлами. Эти металлические элементы группы 1 обладают схожими реактивными свойствами. На рис. 2.12 металлы показаны синим цветом.



     

    Неметаллы  плохо проводят тепло и электричество; они не блестят и существуют в природе в виде твердых тел, жидкостей или газов. В твердом состоянии неметаллы имеют тенденцию быть хрупкими, например, сера, которая отслаивается, а не изгибается, как металл (рис. 2.15 А). Элементы группы 17, включая фтор (F 2 ), хлор (Cl 2 , рис. 2.15 Б), бром (Br 2 , рис. 2.15 В) и йод (I 2 , рис. 2.15 D), все неметаллы. Все неметаллы 17-й группы являются двухатомными (два атома) в своей элементарной форме и обладают сходными реакционными свойствами. На рис. 2.12 неметаллы показаны желтым цветом.


       


     

    См. сводку свойств металлов и неметаллов в Таблице 2.3.

    Таблица 2.3. Свойства металлов и неметаллов
      Металлы Неметаллы
    Физические свойства Хороший проводник тепла и электричества Плохой проводник тепла и электричества
    Ковкий – можно бить или деформировать без образования трещин; гибкий Хрупкий
    Ковкий — можно превратить в проволоку Непластичный
    Блестящий Не блестящий, может быть непрозрачным или прозрачным
    Твердое вещество при комнатной температуре (кроме Hg и некоторых других металлов, находящихся в жидком состоянии при комнатной температуре или близкой к ней) Твердое вещество, жидкость или газ при комнатной температуре
    Химические свойства Обычно имеют 1-3 валентных электрона Обычно имеют 4-8 валентных электронов
    Склонен к потере валентных электронов Тенденция к получению электронов

     

    Другие организационные особенности Периодической таблицы

    Существуют и другие организационные особенности периодической таблицы. Большинство периодов имеют первый элемент периода в Группе 1 и последний элемент в Группе 18. Исключением является первый период. На рис. 2.12 водород (H) находится в группе 1. Иногда водород (H) помещается в группу 17 выше фтора (F), потому что он имеет сходные свойства с неметаллами этой группы; например, в своем элементарном состоянии водород существует в виде двухатомного газа h3. Иногда водород относят и к 1-й, и к 17-й группе9.0024

     

    Группы элементов имеют схожие свойства. Свойства некоторых групп настолько уникальны или важны, что группы называются специальными именами. В последнюю группу, группу 18, входят гелий (He), неон (Ne), аргон (Ar), криптон (Kr), ксенон (Xe) и радон (Rn). Элементы этой группы называются благородными газами. Благородные газы редко реагируют с другими элементами. Благородные газы имеют множество применений, например, они используются в неоновых вывесках (рис. 2.16).

     

    Группу 1 часто называют щелочными металлами, группу 2 — щелочноземельными металлами, а группу 17 — галогенами. Две группы, расположенные в нижней части таблицы Менделеева рядами, называются рядом редкоземельных элементов лантанидов (верхний ряд) и рядом актиноидов (нижний ряд).

     

    Набор вопросов

     

    Периодическая таблица и модели уровней энергии | Глава 4: Периодическая таблица и связь

    Вам это нравится? Не нравится ? Пожалуйста, найдите время, чтобы поделиться с нами своими отзывами. Спасибо!

    Урок 4.3

    Ключевые понятия

    • Электроны, окружающие атом, расположены в областях вокруг ядра, называемых «энергетическими уровнями».
    • Энергетический уровень представляет собой трехмерное пространство, окружающее ядро, где, скорее всего, находятся электроны.
    • Первый энергетический уровень находится ближе всего к ядру. Второй энергетический уровень находится немного дальше первого. Третий чуть дальше второго, и так далее.
    • Каждый энергетический уровень может вмещать или «удерживать» различное количество электронов, прежде чем дополнительные электроны начнут переходить на следующий уровень.
    • Когда на первом энергетическом уровне есть 2 электрона, следующие электроны переходят на второй энергетический уровень, пока на втором уровне не будет 8 электронов.
    • Когда на втором энергетическом уровне 8 электронов, следующие электроны переходят на третий энергетический уровень, пока на третьем уровне не будет 8 электронов.
    • Когда на третьем энергетическом уровне 8 электронов, следующие 2 электрона переходят на четвертый энергетический уровень.
    • Электроны на энергетическом уровне, наиболее удаленном от ядра, называются валентными электронами.
    • Атомы в одном столбце (группе) периодической таблицы имеют одинаковое количество валентных электронов.

    Резюме

    Учащиеся снова сосредоточатся на первых 20 элементах. Студенты сначала рассмотрят диаграмму и анимацию, чтобы понять основную схему расположения электронов на энергетических уровнях вокруг атома. Студентам будут выданы карточки с информацией об электронах и энергетических уровнях для каждого из первых 20 атомов. Они снова попытаются правильно сопоставить карточки с каждым элементом.

    Задача

    Учащиеся смогут интерпретировать информацию, приведенную в периодической таблице, для описания расположения электронов на энергетических уровнях вокруг атома.

    Оценка

    Загрузите лист с заданиями учащегося и раздайте по одному учащемуся, если это указано в задании. Рабочий лист будет служить компонентом «Оценить» каждого плана урока 5-E.

    Об этом уроке

    Убедитесь, что по комнате развешены карточки с именами из 20 атомов. Вам понадобятся пять карточек с правой стороны каждого листа. Этот урок задуман как продолжение урока 2 главы 4.

    На уроке 4.3 учащиеся могут сыграть в Периодическую таблицу, игра №2. Это онлайн-версия карточной игры с периодической таблицей из этого урока, которую вы можете назначить в качестве классной работы или домашнего задания после того, как учащиеся поиграют в игру в классе.

    1. Познакомить учащихся с идеей о том, что электроны окружают ядро ​​атома в областях, называемых энергетическими уровнями.

      Повторите вместе с учащимися, что на втором уроке они сосредоточились на количестве протонов, нейтронов и электронов в атомах каждого элемента. На этом уроке они сосредоточатся на расположении электронов в каждом элементе.

      Спроецируйте изображение в разрезе уровня энергии.

      Объясните учащимся, что электроны окружают ядро ​​атома в трех измерениях, делая атомы сферическими. Они могут думать об электронах как о находящихся на разных энергетических уровнях, подобных концентрическим сферам вокруг ядра. Поскольку эти сферы очень трудно показать, энергетические уровни обычно изображают в двух измерениях.

      Подробнее о моделях уровней энергии читайте в разделе «Биография учителя».

      Спроецировать изображение Атом кислорода.

      Скажите учащимся, что эта модель энергетического уровня представляет собой атом. Ядро представлено точкой в ​​центре, которая содержит как протоны, так и нейтроны. Меньшие точки, окружающие ядро, представляют собой электроны на энергетических уровнях. Сообщите учащимся, что позже на этом уроке они узнают больше об электронах и энергетических уровнях.

      Предложите учащимся просмотреть Периодическую таблицу элементов 1–20, которые они использовали на уроке 2, чтобы ответить на следующий вопрос:

      Можете ли вы определить, какой атом представляет эта модель?
      Если учащиеся не могут ответить на этот вопрос, укажите, что имеется 8 электронов. Поскольку нейтральные атомы в периодической таблице имеют такое же количество электронов, как и протоны, атом должен иметь 8 протонов. Число протонов такое же, как атомный номер, поэтому атом является кислородом.
    2. Пусть группы вместе разместят каждую карту с соответствующим атомом.

      Покажите учащимся, что у вас есть 80 карточек (по 4 на каждый из первых 20 элементов). Перед раздачей карточек объясните, что каждая карточка содержит информацию об электронах и энергетических уровнях первых 20 элементов периодической таблицы. Задача учащихся — внимательно прочитать карточку, выяснить, какой элемент она описывает, и положить карточку на то место в комнате, где находится этот элемент. Напомните учащимся, что им нужно будет сосчитать электроны, чтобы идентифицировать каждый атом. Как только учащиеся поймут, в чем состоит их задание, раздайте карточки группам.

    3. Обсудите расположение карт для двух или трех атомов.

      После того, как все карты были размещены на 20 различных атомах, выберите два или три атома и проверьте, правильно ли они были размещены. Этот обзор поможет укрепить представления о структуре атомов и поможет учащимся определить количество протонов и электронов в каждом атоме.

      Раздайте каждому учащемуся лист с заданием Периодическая таблица уровней энергии. Эта таблица содержит модели уровней энергии для первых 20 элементов. Электроны включены только для атомов в начале и конце каждого периода.

    4. Спроектируйте Периодическую таблицу энергетических уровней и обсудите расположение электронов, пока учащиеся заполняют лист с заданиями.

      Проецировать изображение Периодическая таблица энергетических уровней.

      Изображение, которое вы проецируете, содержит все электроны элементов 1–20. Однако периодическая таблица на листе активности содержит электроны только для элементов в начале и в конце каждого периода. Обсудите расположение электронов на энергетических уровнях этих атомов и предложите учащимся вписать электроны других атомов.

      Примечание. На диаграммах энергетических уровней электроны распределены по уровню равномерно. В некоторых книгах они показаны разбросанными таким образом, а в некоторых — парами. Спаривание электронов предназначено для представления того, что электроны находятся на отдельных орбиталях в пределах каждого энергетического уровня. На уровне средней школы учащимся не обязательно изучать электронные орбитали. Эта информация предлагается для того, чтобы вам было понятнее, почему электроны часто изображаются парами на диаграммах энергетических уровней и на точечных диаграммах, используемых в качестве дополнения в конце этой главы. Орбиталь определяет область внутри энергетического уровня, где существует высокая вероятность обнаружения пары электронов. На каждой орбитали может находиться максимум два электрона. Вот почему электроны часто изображаются парами внутри энергетического уровня.

      Скажите учащимся, что строки периодической таблицы называются периодами.

      Период 1

      Водород
      Объясните, что водород имеет 1 протон и 1 электрон. 1 электрон находится на первом энергетическом уровне.
      Гелий
      Объясните, что у гелия 2 протона и 2 электрона. 2 электрона находятся на первом энергетическом уровне.

      Период 2

      Литий
      Объясните, что у лития 3 протона и 3 электрона. На первом энергетическом уровне находятся 2 электрона, а на втором 1 электрон. Объясните, что на первом энергетическом уровне может быть только 2 электрона, поэтому следующий электрон в литии находится на следующем (втором) уровне.
      Неон
      Объясните, что у неона 10 протонов и 10 электронов. На первом энергетическом уровне находятся 2 электрона, а на втором 8 электронов.
      Бериллий-фтор
      Помогите учащимся указать правильное количество электронов на энергетических уровнях остальных атомов в периоде 2.

      Период 3

      Натрий
      Объясните, что у натрия 11 протонов и 11 электронов. На первом энергетическом уровне находятся 2 электрона, на втором 8 электронов и 1 электрон на третьем энергетическом уровне. Объясните, что на втором энергетическом уровне может быть только 8 электронов, поэтому следующий электрон в натрии должен находиться на следующем (третьем) уровне.
      Аргон
      Объясните, что в аргоне 18 протонов и 18 электронов. На первом энергетическом уровне находятся 2 электрона, на втором 8 электронов и на третьем энергетическом уровне 8 электронов. Предложите учащимся заполнить модель энергетического уровня аргона в своей периодической таблице.
      Магний–хлор
      Помогите учащимся указать правильное количество электронов на энергетических уровнях остальных атомов в периоде 3.

      Период 4

      Калий
      Объясните, что калий имеет 19 протонов и 19 электронов. На первом энергетическом уровне находятся 2 электрона, на втором 8 электронов, на третьем энергетическом уровне 8 электронов и на четвертом энергетическом уровне 1 электрон. Объясните, что после того, как на третьем энергетическом уровне будет 8 электронов, следующий электрон переходит на четвертый уровень.
      Кальций
      Помогите учащимся указать правильное количество электронов на энергетических уровнях кальция.

      Примечание. Студенты могут задаться вопросом, почему энергетический уровень может содержать только определенное количество электронов. Ответ на этот вопрос выходит далеко за рамки изучения химии в средней школе. Это включает в себя представление об электронах как о трехмерных волнах и о том, как они будут взаимодействовать друг с другом и с ядром.

    5. Предложите учащимся найти закономерности в строках и столбцах первых 20 элементов периодической таблицы.

      Продолжайте проецировать изображение Периодической таблицы энергетических уровней для элементов 1–20 и предложите учащимся просмотреть свои рабочие листы, чтобы найти закономерности в количестве электронов на каждом энергетическом уровне.

      Предложите учащимся посмотреть на точки (пересекающиеся строки).

      Количество уровней энергии в каждом периоде

      • Атомы первого периода имеют электроны на 1 энергетическом уровне.
      • Атомы второго периода имеют электроны на 2 энергетических уровнях.
      • Атомы третьего периода имеют электроны на 3 энергетических уровнях.
      • Атомы четвертого периода имеют электроны на 4 энергетических уровнях.

      Как электроны заполняют энергетические уровни

      • Первый уровень энергии = 1, 2
      • Второй уровень энергии = 1, 2, 3, …8
      • Третий энергетический уровень = 1, 2, 3, …8
      • Четвертый энергетический уровень = 1, 2

      Узнайте больше о таблице Менделеева в разделе истории учителя.

      Определенное количество электронов переходит на уровень, прежде чем на следующем уровне могут быть электроны. После того, как первый энергетический уровень содержит 2 электрона (гелий), следующие электроны переходят на второй энергетический уровень. После того, как на втором энергетическом уровне будет 8 электронов (неон), следующие электроны переходят на третий энергетический уровень. После того, как на третьем энергетическом уровне имеется 8 электронов (аргон), следующие 2 электрона переходят на четвертый энергетический уровень.

      Примечание: Третий энергетический уровень может содержать до 18 электронов, поэтому он не заполнен, когда на нем 8 электронов. Но когда третий уровень содержит 8 электронов, следующие 2 электрона переходят на четвертый уровень. Затем, хотите верьте, хотите нет, еще 10 электронов продолжают заполнять оставшуюся часть третьего уровня. Студентам это знать не обязательно.

      Предложите учащимся посмотреть на группы (столбцы идут вниз).

      Скажите учащимся, что вертикальные столбцы периодической таблицы называются группами или семействами.

      Попросите учащихся сравнить количество электронов на внешнем энергетическом уровне атомов в группе. Студенты должны понимать, что каждый атом в группе имеет одинаковое количество электронов на внешнем энергетическом уровне. Например, водород, литий, натрий и калий имеют по одному электрону на внешнем энергетическом уровне. Сообщите учащимся, что эти электроны на внешнем энергетическом уровне называются валентными электронами. Это электроны, ответственные за образование связи, которую учащиеся будут исследовать на следующем уроке.

    6. Сравните химические реакции различных элементов и свяжите это с их положением в периодической таблице.

      Скажите учащимся, что в таблице Менделеева атомы в одном и том же столбце, называемом группой, имеют определенные общие характеристики и могут реагировать сходным образом.

      Спроектировать видео Натрий в воде и калий в воде.

      www.middleschoolchemistry.com/multimedia/chapter4/lesson3#sodium_in_water
      www.middleschoolchemistry.com/multimedia/chapter4/lesson3#potasium_in_water

      Учащиеся увидят, что, хотя калий реагирует более энергично, чем натрий, реакции аналогичны. Предложите учащимся взглянуть на периодическую таблицу, чтобы увидеть, где находятся натрий и калий по отношению друг к другу.

      Проецировать видео Кальций в воде.

      www.middleschoolchemistry.com/multimedia/chapter4/lesson3#calcium_in_water

      Студенты увидят, что эта реакция отличается от реакции натрия и калия. Попросите их найти кальций в периодической таблице и указать, что он находится в другой группе, чем натрий и калий.

      Спроецируйте видео Натрий в кислоте и калий в кислоте.

      www.middleschoolchemistry.com/multimedia/chapter4/lesson3#sodium_in_acid
      www.middleschoolchemistry.com/multimedia/chapter4/lesson3#potassium_in_acid

      Покажите, как натрий реагирует с кислотой, а затем калий реагирует с кислотой. HCl это соляная кислота. HNO3 это азотная кислота. Каждая кислота используется в двух разных концентрациях. Убедитесь, что учащиеся понимают, что натрий и калий реагируют одинаково, хотя калий реагирует более энергично.

      Спроецировать видео Кальций в кислоте.

      www.middleschoolchemistry.com//multimedia/chapter4/lesson3#calcium_in_acid

      Укажите, что кальций реагирует иначе, чем натрий и калий.

      Спросите студентов:

      Имеют ли элементы одной группы сходные свойства и реагируют ли они сходным образом?
      Учащиеся должны понимать, что натрий и калий относятся к одной группе и реагируют одинаково. Кальций находится рядом с ними в таблице Менделеева, но находится в другой группе, поэтому реагирует по-разному.

Добавить комментарий

Ваш адрес email не будет опубликован.