, учитель химии
МБОУ «Николькинская СОШ»
Предмет: Химия
УМК: Химия 11класс,
Уровень обучения: базовый
Урок №2
Тема: Состояние электронов в атоме
Цели урока: Образовательная: закрепить знание понятий «электронное облако», «орбиталь», «энергетический уровень», «энергетический подуровень»; сформировать представления о квантовых числах, характеризующих энергию электрона в атоме, формы орбиталей, их количество и расположение в пространстве около ядра; научить описывать состояние электрона в атоме, используя квантовые числа.
Развивающая: развитие интеллектуальных способностей при выполнении мыслительных операций: анализа, синтеза, оценки, сравнения, логики при выполнении различных разноуровневых дидактических заданий;
Воспитательная: продолжить формирование личной заинтересованности учеников в процессе обучения как главной форме познания и проявления индивидуальных качеств личности; продолжить формировать новые и развивать уже существующие группы интересов учащихся на теоретическом и практическом материале урока, конструируя элементы будущей картины мира глазами школьников.
Методы обучения: словесные, наглядные, репродуктивные, самостоятельные.
Основные понятия: электронное облако, орбиталь, энергетический уровень, энергетический подуровень, квантовые числа — главное, орбитальное (побочное), магнитное, спимовое (при 2 часах химии в неделю ознакомить учащихся только с главным квантовым числом и научить использовать его для характеристики состояния электрона в атоме; однако если есть возможность ознакомить учащихся со всеми квантовыми числами, следует ее использовать, это поможет более правильно и намного понятнее в дальнейшем объяснять учащимся электронные конфигурации атомов).
Оборудование: ПСХЭ .
Ход урока
I. Организационный момент
Учитель вместе с учащимися проверяет правильность выполнения домашнего задания.
С остальными учащимися проводится фронтальный опрос по следующим вопросам:
1. Перечислите все открытия физики конца XIX—начала XX века, подтверждающие сложность строения атома.
2. Какие модели строения атома вам известны? В чем их несостоятельность?
3. Какие постулаты предложил Н. Бор? Почему его теория считается важнейшим этапом в развитии представлении о строении атома?
4. Объяснить двойственную природу частиц микромира.
5. В чем суть протонно-нейтронной теории ядра атома?
6. Указать элементарные частицы атома, их массу и заряд.
7. Как на основании положения элемента в ПСХЭ определить состав атома, заряд его ядра?
Данные вопросы можно написать на кодотранспоранте либо в распечатанном виде выдать учащимся. Все зависит от наличия TCO в школе.
Далее осуществляется проверка домашнего задания, выполненного учащимися.
II. Изучение нового материала
План изложения
1. Движение электрона в атоме. Электронное облако. Электронная орбиталь s-, р-, d-,f-.
2. Энергия электрона. Квантовые числа: главное, орбитальное (побочное), магнитное, спиновое. Характеристика состояния электрона в атоме квантовыми числами.
3. Энергетический уровень, энергетический подуровень. Физический смысл номера периода.
4. Характеристика состояния электронов в атоме элемента № 8.
Повторяем то, что уже известно:
— теория, занимающаяся изучением движения микрочастиц, называется квантовой механикой;
— электрон проявляет одновременно свойства и частицы, и волны;
— в соответствии с квантовой механикой движение электрона вокруг ядра атома нельзя рассматривать просто как механическое перемещение.
Согласно этой теории электрон может находиться в любой точке вблизи ядра атома, но вероятность его пребывания в различных точках неодинакова. Таким образом, если бы можно было наблюдать электрон в атоме, то увидели бы, что в одних местах он бывает чаше, а в других — реже. Поэтому электрон, двигаясь в атоме, образует так называемое электронное облако. Электронное облако — это объем пространства относительно ядра, в котором сосредоточена вся масса и весь заряд электрона. Электронная плотность электронного облака распределена неравномерно. У ядра она равна нулю. По мере удаления от ядра она увеличивается, а затем снижается. Объем пространства относительно ядра, в котором сосредоточено около 90 % электронной плотности, называется атомной орбиталью (АО). Расстояние от ядра до максимальной электронной плотности называется атомным радиусом. Энергия атомной орбитали зависит от ее радиуса. Чем больше радиус атомной орбитали, тем больше энергия. Атомные орбитали, имеющие одинаковый запас энергии и одинаковый радиус, образуют энергетический уровень в атоме. Номер периода химического элемента в ПСХЭ соответствует количеству энергетических уровней в атоме.
Пример: Элементы VI периода в атоме имеют шесть энергетических уровней. Однако электроны одного энергетического уровня могут отличаться друг от друга энергией связи с ядром атома. На энергетическом уровне возникают подуровни. Количество подуровней на энергетическом уровне соответствует номеру энергетического уровня.
Пример: Номер энергетического уровня III, следовательно, возможно открытие трех подуровней.
Важным следствием из квантовой механики является то. что вся совокупность сложных движений электрона в атоме характеризуется энергетическими числами, которые называются квантовыми числами.
n — главное квантовое число, определяет общую энергию электрона данного энергетического уровня, принимает значения целых чисел натурального ряда — 1, 2, 3, ..., ∞.
Далее возможно объяснение состояния электрона в атоме учитывая только главное квантовое число. Необходима работа с таблицей учебника № 1. Данная таблица дает возможность определять в атоме химического элемента, учитывая только главное квантовое число, количество энергетических уровней, подуровней; вычислять число орбиталей в уровне и подуровне, а также рассчитывать максимальное число электронов на энергетическом уровне и подуровне.
Пример: n = 3; на третьем энергетическом уровне — подуровней — 3: 3s, 3p, 3d; число орбиталей в уровне: n2 — 9: в подуровнях: 3s — 1, 2р — 3, 3d — 5; максимальное число электронов в уровне 2n2— 18; на подуровнях: s — 2, р — 6, d — 10.
Учитывая то, что при дальнейшем изучении темы, особенно вопроса, связанного с электронными конфигурациями атомов химических элементов, невозможно обойтись только главным квантовым числом, на этом уроке необходимо ознакомить учащихся и с другими квантовыми числами. Тем более что многие вопросы тестов ЕГЭ требуют дать ответ, применяя знание квантовых чисел.
Итак, состояние электрона в атоме характеризуется квантовыми числами:
n — главное квантовое число (его характеристика нам уже известна);
l — побочное (орбитальное) квантовое число. Подуровни энергетического уровня характеризуются побочным квантовым числом. Оно зависимо от главного квантового числа и принимает значения от 0 до n - I.
Побочное квантовое число характеризует форму атомной орбитали и уточняет ее энергию по формуле E = n + l.
1. При l = 0 открывается подуровень s с s-орбиталыо, форма которой сферическая.
2. При l = 1 открывается подуровень р с р-орбйталями, форма которых напоминает объемную восьмерку.
3. При l = 2 открывается подуровень d с d-орбиталями, форма которых напоминает объемный лепесток и более сложную объемную восьмерку.
4. При l = 3 открывается подуровень f с f-орбиталями, имеющими более сложную форму.
Номер энергетического уровня соответствует количеству подуровней. При n = 3 — три подуровня; при n = 2 — два подуровня.
Количество орбиталей на подуровне определяется m — магнитным квантовым числом. Магнитное квантовое число определяет распределение орбиталей в магнитном поле ядра, оно зависимо от орбитального квантового числа и принимает значения от 0 до l - 1; m = 2l + 1.
Пример: при l = 0, ml = 0, орбиталь одна; при l = 1, m = -1, 0, +1, три орбитали.
Следует отметить, что все орбитали располагаются симметрично в пространстве:
Атомные орбитали можно изображать ячейками или пунктирами:
Ячейкой 
или пунктиром 
s-подуровень: 
или 
р-подуровень: 
или 
d-подуровень: 
или 
f-подуровень: 
или 
Спиновое квантовое число s — независимое. Это число — квантовое свойство электрона, не имеющее классических аналогов. Спин — это собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве. Для всех электронов абсолютное значение спина 1/2. Проекция спина на ось (магнитное спиновое число ms может иметь лишь два значения: +1/2 или -1/2, т. к. спин электрона — величина постоянная.)
Вывод: Состояние электрона в атоме характеризуется квантовыми числами: n — главное квантовое число, l — побочное квантовое число, ml — магнитное орбитальное квантовое число, ms — магнитное спиновое квантовое число.
Зная квантовые числа у электрона, можно описать энергию, количество орбиталей, их форму и расположение в пространстве.
III. Закрепление изученного материала
Задание: Описать состояние электронов в атоме химического элемента № 8, используя все квантовые числа.
Ответ: Элемент № 8 — кислород, заряд ядра атома +8, в атоме 8 электронов. Кислород расположен во II периоде, n = 2. следовательно, в атоме кислорода электроны распределены по запасу энергии на двух энергетических уровнях.
Первый энергетический уровень, n = 1.
l = 0; s-подуровень; 1s
ml = 0: одна s-орбиталь. 
Второй энергетический уровень; n = 2; l = 0, 1;
l = 0; s-подуровень; 2s
ml = 0 ⇒ одна орбиталь. 
l = 1; подуровень; 2р
ml = +1, 0, -1 ⇒ три орбитали; 
IV. Домашнее задание
Описать состояние электронов и атоме химических элементов № 3, 16, 5, 14, 2; вопросы 1, 2, 4, 5, 6 (устно).
. Урок-семинар по теме «Электронное строение атома»
Цели урока: обобщить знания об электронном строении атомов химических элементов; закрепить умения и навыки в составлении электронных формул атомов химических элементов, а также их графических изображений; отработать основные понятия: элементарные частицы микромира, двойственная природа микрочастиц, электронное облако, атомная орбиталь, радиус АО, квантовые числа и их характеристика, семейство элементов, электронная формула, графическое изображение электронной формулы; симметричность атома.
Оборудование: ПСХЭ ; вопросы семинара (теории и практики) на кодотранспоранте или в распечатанном виде.
Ход урока
I. Организационный момент
Обсуждение вопросов теории можно организовать работой в группах. Следует отметить, что вопросы теории включают узловые вопросы темы, а также вопросы домашнего задания. В каждой группе (не более 5 учащихся) разного уровня успеваемости по предмету совместно обсуждаются вопросы, даются ответы в устной форме. Старший в группе фиксирует работу каждого учащегося.
Учитель может распределить вопросы теории (по два) на каждую группу, а затем дается устный ответ. Подготовка ответа — не более 5—7 минут. Обсуждение вопросов теории не более 1,5 минут.
В дальнейшем выполняются вопросы практической части (желательно в каждой группе выполнить все задания). На выполнение и обсуждение вопросов практики 10—15 минут.
В оставшиеся 10 мин урока учащемуся необходимо выполнить самостоятельную работу по вариантам I—II. Учитель регулирует время обсуждения вопросов и ответов. 45 минут урока вполне достаточно для решения всех целей и задач семинара.
Теоретическая часть
1. Какие модели строения атома известны?
2. Какова современная модель строения атома?
3. Состав ядра атома. Изотопы.
4. Объяснить «двойственную природу» частиц микромира.
5. Дать определение понятиям «электронное облако», «атомная орбиталь», «радиус АО».
6. Квантовые числа и их использование для характеристики состояния электрона в атоме.
7. Какие принципы и правила заполнения электронных оболочек атомов известны? Что было бы, если бы не соблюдался принцип Паули? Правило Хунда?
8. На какие электронные семейства распределены все химические элементы? Почему?
9. Что такое электронная формула и ее графическое изображение?
10. Что такое «провал» электрона?
Пример химического элемента, у которого такое явление наблюдается. В чем причина «провала» электрона?
Практическая часть
1. Каков состав атомов химических элементов?
а) № 37; б) № 50; в) № 74; г) № 56; д) № 80.
2. Могут ли существовать такие орбитали?
a) 1d; б) 5f; в) 3р; г) 2dd; д) 6d.
Дать обоснованный ответ.
3. Могут ли электроны атомов следующих элементов находиться на следующих орбиталях?
а) Са — 2р; 1р; 4р; 3d; 3s;
б) Si — 4s; 2р; 3р; 2d; 3s;
в) Br — 1р; 2d; 2р; 4s; 3d;
г) Mn — 1s; 2р; 2d; 4р; 4s;
д) Sr — 6s; 3d; 4d; 4p; 2p.
Дать обоснованный ответ.
4. Определить, какие элементы представлены формулами:
a) 3s2; б) 4s23d6; в) 4s24p3; г) 5s24d1, д) 3s23p5.
Дать обоснованный ответ.
II. Самостоятельная работа
Вариант I | Вариант II |
Составить электронные и электронно-графические формулы элемента. | |
№ 56 | № 39 |
Определить элемент, которому соответствует формула. | |
а) 6s1 б) 4s23d2 | a) 5s24d5 б) 3s23p2 |
Дать обоснованный ответ. |
Урок-семинар заканчивается подведением итогов работы учащихся в группах, используя отчет старших в группе, и выставлением поурочного балла.
Желательно на проверку взять рабочие тетради учащихся, имеющих некоторые проблемы в изучении предмета, а также тетради учащихся, желающих сдать их.
Следует сделать анализ выполнения не только практической части семинара, но и выполнения домашних заданий.
III. Домашнее задание
Повторить § 1—3, записи в тетрадях, № 4 § 3.
Ответы
Теоретическая часть
1. Известны следующие модели строения атома:
«Пудинге изюмом» (1902—1904 г. Дж. Томсон);
«Планетарная» (1907 г. Э. Резерфорд);
«Модель Бора» (1913 г.)
2. Современная модель строения атома: атом — электронейтральная частица; ядро атома — положительно заряженное и электроны, которые вращаются вокруг ядра с определенной скоростью, имеющие двойственную природу, отрицательно заряженные.
3. Ядро атома состоит из протонов, имеющих массу 1, заряд +1, 4 нейтронов, имеющих массу I и заряд 0, заряд ядра определяется количеством протонов. Количество протонов соответствует порядковому номеру элемента в ПСХЭ .
Изотопы — совокупность атомов, имеющих одинаковое число протонов в ядре атома, но различающихся количеством нейтронов в ядре атома. Изотопы различны атомной массой (А). Число нейтронов определяется по формуле N = А - Z.
Z — порядковый номер элемента.
4. Частицы микромира: электроны, нейтроны, протоны — обладают свойствами, которые нельзя описывать законами механики для тел макромира. Наука квантовая механика дает объяснение двойственных свойств частиц микромира: электрон — это частица, имеющая определенную массу ml = 9 · 10-28, скорость движения 108 см/сек, заряд -1, а также проявляющая волновые свойства; эксперименты группы английских ученых в 1927 г. подтвердили явления дифракции и интерогеренции.
5. У частиц микромира, обладающих двойственными свойствами, можно лишь вычислить вероятность нахождения частицы в определенном объеме пространства, т. к. волновое движение есть движение по всему объему пространства, занимаемому волнами, для микрочастиц всегда имеются неопределенности в координате и импульсе, электронное облако — пространство около ядра атома, где сосредоточена вся масса электрона и электронная плотность. Атомная орбиталь — часть электронного облака, где сосредоточено более 90 % электронной плотности; радиус АО — расстояние от ядра атома до максимальной электронной плотности.
6. Известны энергетические — квантовые — числа, которые описывают состояние электрона в атоме:
n — главное квантовое число, характеризует общую энергию электрона данного энергетического уровня, номер периода ПСХЭ соответствует количеству энергетических уровней в атоме, я принимает целые значения;
l — побочное квантовое число; уточняет запас энергии электрона на энергетическом уровне, характеризует энергию связи е с ядром, а также форму АО. Принимает значения от 0 до n - 1;
l = 0 — подуровень s, форма орбитали сферическая;
l = 1— подуровень р, объемная форма орбитали;
l = 2 — подуровень d, более сложная форма орбитали;
l = 3 — подуровень f более сложная форма орбитали.
Номер энергетического уровня соответствует количеству подуровней на данном энергетическом уровне.
ml — магнитное орбитальное квантовое число, соответствует распределению АО в пространстве около ядра, определяет количество АО, принимает значения от -1, 0, +1;
ms — магнитное спиновое квантовое число характеризует чисто квантовое свойство электрона; это собственный момент импульса электрона; абсолютное значение спина 1/2, проекция спина на ось (магнитное спиновое число) может иметь лишь два значения ms = +1/2; ms = -1/2.
7. Принцип минимальной энергии:
принцип Паули, правило Хунда, правило Клечковского.
При несоблюдении принципа Паули на АО в атоме были бы электроны с одинаковыми значениями всех квантовых чисел, т. е. в ячейки могут попасть электроны с параллельными спинами. При несоблюдении правила Хунда суммарный спин будет не максимальным, а это соответствует большему значению энергии атома. Такое состояние считается неустойчивым, что соответствует возбужденному состоянию атома.
8. Электронные семейства:
s-элементы, если заполняется s-подуровень;
p-элементы, если заполняется p-подуровень;
d-элементы, если заполняется d-подуровень;
f-элементы, если заполняется f-подуровень.
9. Электронная формула атома химического элемента показывает, как распределяются электроны в атоме, учитывая их характеристику квантовыми числами.
В электронной формуле указывается номер энергетического уровня, подуровни и количество электронов на подуровнях. Электронно-графическая формула показывает количество АО открытых на энергетических уровнях, подуровнях в виде ячеек, а также векторами в ячейках записываются электроны либо неспаренные, либо спаренные.
10. В атомах некоторых элементов электрон с s-подуровня внешнего энергетического уровня переходит на d-подуровень предвнешнего энергетического уровня. Идет выигрыш в энергии. Атом считается симметричным, т. е. либо большинство электронов становятся неспаренными, либо — спаренными.
Практическая часть
1.
Хим. элемент | Заряд | ||||
№ | название | ядра | протонов | нейтронов | электронов |
37 | рубидий | + 37 | 37 | 85 - 37 = 38 | 37 |
50 | олово | + 50 | 50 | 119 - 50 = 69 | 50 |
74 | вольфрам | + 74 | 74 | 184 - 74 = 110 | 74 |
56 | барий | + 56 | 56 | 137 - 56 = 81 | 56 |
80 | ртуть | + 80 | 80 | 201 - 80 = 121 | 80 |
2. а) 1d — нет, так как n = 1, l = 0 — может быть открыт s-подуровень;
б) 5f — да, т. к. n = 5, l = 0, 1, 2, 3, 4 при l = 4 — f-подуровень;
в) 3р — да, т. к. n = 3; l = 0, 1, 2 при l = 1, р-подуровень;
г) 2d — нет, т. к. n = 2; l = 0, 1 могут быть открыты s-подуровень, p-подуровень;
д) 6d — да, т. к. n = 6, l = 0, 1, 2, 3, 4, 5 при l = 4, f-подуровень.
3. Са — 2p, 1p, 4p, 3d, 3s;
могут: 2р, 3s, 4s; нет: 1р, 4р, 3d;
Si — 4s, 2p, 3p, 2d, 3s;
2p, 3s, 3p — могут; не могут — 2d, 4s;
Вr — 1p, 2d, 2p, 4s, 3d;
могут — 2p, 4s, 3d; нет — 1p; 2d;
Mn — 1s, 2p, 3d, 4p, 4s;
могут — 1s, 2p, 3d, 4s; нет — 4p;
Sr — 6s, 3d, 4d, 4p, 2p;
могут — 2p, 3d, 4p; нет — 4d, 6s.
4. a) 3s2; n = 3 ⇒ элемент III периода; 2 e - — II группа; открыт s-подуровень — главная подгруппа. Это — Mg (магний).
б) 4s23d6; n = 4 ⇒ элемент IV периода; сумма электронов s + d = 8 ⇒ элемент VIII группы, d-подуровень заполняется, элемент побочной подгруппы. Это — Fe (железо).
в) 4s24p3; n = 4 ⇒ элемент IV периода; сумма s - и p-электронов 2 + 3 = 5 ⇒ V группа заполняется, p-подуровень — главная подгруппа. Это — As (мышьяк).
г) 5s24d1; n = 5 ⇒ элемент V периода, сумма электронов s и d 2 + 1 = 3 ⇒ элемент III группы, заполняется d-подуровень — побочная подгруппа. Это Y (иттрий).
д) 3s23р5; n = 3 ⇒ элемент III периода, сумма электронов s и р 2 + 5 = 7 ⇒ элемент VII группы, заполняется p-подуровень — главная подгруппа. Это — Cl (хлор).
Самостоятельная работа
Вариант I
1. № 56, барий Ва:
заряд ядра +56; в атоме 56 е-.
n = 6, шесть энергетических уровней.
(повторяется структура ксенона)
2. a) 6s1; n = 6 ⇒ элемент IV периода, один электрон на внешнем уровне — элемент I группы;
заполняется s-подуровень ⇒ главная подгруппа.
Это — Cs (цезий);
б) 4s23d2; n = 4 ⇒ элемент IV периода; сумма s - и d-электронов 2 + 2 = 4 ⇒ элемент IV группы, так как заполняется d-подуровень — побочная подгруппа. Это — Ti (титан).
Вариант II
1. № 39 иттрий Y;
заряд ядра +39; в атоме 56 е-.
n = 5, шесть энергетических уровней.
2. a) 5s24d5; n = 5 ⇒ элемент пятого периода.
Сумма электронов s и d: 2 + 5 = 7 ⇒ это VII группа, заполняется d-подуровень ⇒побочная подгруппа. Это — Тс (технеций).
б) 3s23p2; n = 3 ⇒ элемент III периода; сумма электронов s и р; 2 + 2 = 4 ⇒ IV группа; заполняется р-подуровень ⇒ главная подгруппа. Это — Si (кремний).
Тема: Состояние электронов в атоме.
Цели:
1. Дать представление о распределении з в атомах по энергетическим уровням. Дать понятия об электронном облаке, электронной орбитали, энергетические уровни и подуровни. Раскрыть сущность формы орбиталей, взаимосвязи номера уровня и энергии з.
2. Развивать внимание, память, речь, аналитическое мышление, способность делать выводы.
3. Воспитывать любовь к предмету.
Тип урока: комбинированный
Метод: рассказ с элементами беседы
План урока:
Электронное облако. Энергетические уровни и подуровни. Главное квантовое число и его значение.Ход урока:
I. Орг. момент.
II. Опрос:
Назовите те явления, которые прямо или косвенно доказывают, что атом – сложная частица. Как развивалась классическая теория строения атома? Какие модели атомов вам известны? В чём их суть? Приведите примеры явлений, доказывающих двойственную (дуалистическую) природу частиц микромира. Поясните. каково значение открытия радиоактивности в развитии химической науки? Какие изменения происходят с атомами при яд. реакциях? Какие элементарные частицы вам известны? Что такое изотопы? Чем изотопы одного хим. эл-та отличаются друг от друга? Почему изотопы водорода сильно отличаются друг от друга по св-вам?III. Изучение нового материала:
Ядро атома любого элемента окружено электронами. з движется вокруг ядра со скоростью, близкой к скорости света ≈ 300000 км/с. →нельзя указать какую-то определённую точку его местонахождения, можно лишь указать область, где его пребывание наиболее вероятно. область вероятности обнаружения з не имеет чётких границ. Однако можно выделить пространство, где вероятность нахождения з будет максимальной.
Совокупность точек в пространстве, где пребывание з наиболее вероятно называют электронным облаком или атомной орбиталью.
В состоянии з есть некоторая неопределённость. Для хар-ки этого особого состояния нем. физикВ. Гейзенберг ввёл понятие о принципе неопределённости, показав, что невозможно определить одновременно и точно энергию и местоположение з. Чем точнее определена энергия, тем неопределённее будет его положение, и наоборот. (рис.2 стр.7)
Важнейшей хар-кой движения з на определённой орбитали является энергия его связи с ядром. Т. к. з в атоме различаются своей энергией, то одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие – слабее. Главная причина – удаление от ядра атома. Чем ближе к ядру, тем они прочнее связаны с ним, и их труднее вырезать из электронной оболочки, а чем дальше они от ядер, тем легче их оторвать. Зн. по мере удаления от ядра запас энергии ↑.
Электроны, движущиеся вблизи ядра «загораживают» (экранируют) ядро от других з, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Зн. образуются электронные слоиили энергетические уровни, состоящие из з, с близкими значениями энергии. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра6 1,2,3,4,5,6 и 7. Значение энергии з в атомах задаётся главным квантовымчислом n ( совпадает с номером периода) и выражается только целым числом.
Целое число n, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом.
Оно характеризует энергию з, занимающих данный энергетич. Уровень. Наименьшей энергией обладают з первого энерг. Уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с з 1-го энерг. уровня з последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. → наименее прочно связаны с ядром з внешнего уровня.
Число энерг. уровней( электронных слоёв) в атоме равно номеру периода в ПС, к которому принадлежит хим. эл-т: у атомов элементов 1-го периода – один энерг. уровень, второго периода – 2, седьмого периода – 7.
Максимальное число з на энерг. уровне определяется по формуле:
N = 2n2 , где n – главное квантовое число.
Согласно этой формуле на первом энерг. уровне может находиться не более N = 2*12 =2з, на втором N=2*22 =8 з, на третьем N = 2*32=18, на четвёртом N = 2*42 = 32з.
Начиная со второго энерг. уровня (n=2), каждый из уровней подразделяется на подуровни(подслои)в зависимости от формы облаков, несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром.
Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энерг. уровень имеет 1 подуровень, второй – 2, третий – 3, четвёртый – 4 подуровня. Подуровни в свою очередь образованы орбиталями.
Каждому значению n соответствует число орбиталей, равное n2. Табл.1стр.9
Энерг. уровень (n)
Число подуровней, равное n
Тип обитали
Число орбиталей
Мах число з
В подуровне
В уровне, n2
На подуровне
На уровне, 2n2
K ( n=1)
1
1s
1
1
2
2
L (n=2)
2
2s
2p
1
3
4
2
6
8
M (n=3)
3
3s
3p
3d
1
3
5
9
2
6
10
18
N (n=4)
4
4s
4p
4d
4f
1
3
5
7
16
2
6
10
14
32
s-подуровень – первый, ближайший к ядру атома подуровень каждого энерг. уровня, состоит из однойsорбитали;
p-подуровень – второй поуровень каждого, кроме первого энерг. уровня, состоит из 3-х p-орбиталей;
d-подуровень – третий подуровень каждого, начиная с третьего энерг. уровня, состоит из 5 d-орбиталей;
d-подуровень – каждого, начиная с четвёртого, состоит из 7 f-орбиталей.
Число з на внеш. энерг. уровне электронной оболочки атома равно номеру группы (хар-но для гл. подгрупп).
План составления схем строения электронных оболочек атомов:
А) определить общее число з на оболочке по порядковому номеру эл-та;
Б) определить число энерг. уровней в электронной оболочке по номеру периода;
В) определить число з на каждом энерг. уровне и подуровне.
Составить схемы строения электронных оболочек следующих атомов: Na, K, Ar, Ca, Mg…
IV. Закрепление:
Что такое электронное облако? Чем отличается 1s-орбиталь от 2s-орбитали? Что такое главное квантовое число? Как оно соотносится с номером периода? Что такое подуровень и как это понятие соотносится с номером периода? Работа с ПС по распределению з по энерг. уровням и подуровням.V. Д/з: §2
