Строение энергетических уровней

Дата:

Тема урока: Строение энергетических уровней

Демонстрация №1 (1.2)

Цели урока:

- обобщить и углубить знания о строении атома;

- сформировать понятия “энергетический уровень” и “электронная орбиталь”;

- закрепление навыков написания электронно-графических формул первых 10 элементов;

- углубить понимание периодичности как основного критерия расположения элементов в ПСХЭ Д.И. Менделеева и причины повторяемости их свойств.

Задачи урока:

- дать представление о форме различных орбиталей;

- обобщив полученные знания, заполнить таблицу “Распределение электронов по энергетическим уровням”;

- продолжить формирование навыков работы с электронным учебником.

Тип урока: комбинированный.

Методы урока: словесный, наглядный.

Ход урока.

I. Организационный момент

II. Проверка домашнего задания:

1. Что такое электронное облако?

2. Что называется атомным радиусом?

3. Что такое квантовые числа?

4. Что такое орбиталь?

В конце урока сдать тетради для проверки упражнений 9,10.

III. Изучение нового материала

Вывести на доску (экран) изображение планетарной модели атома (в данном случае – гелия) Резерфорда-Бора. Задать вопрос: “Что такое состояние электрона в атоме?”

е^–

Энергия

В пространстве

- вероятность нахождения электрона в этой области пространства (W)

составляет примерно 10%

- W ≈ 20%

-W ≈ 30%

Эти различные значения вероятности нахождения электрона в пространстве вокруг ядра описываются принципом неопределённости Гейзенберга: нельзя одновременно с большой точностью определить положение электрона в пространстве и его энергию. Чем точнее определяется один из этих параметров, тем больше погрешность в определении второго. Но есть область пространства, в которой вероятность нахождения электрона максимальна, – орбиталь.

Строение энергетических уровней.

Е

7 f-орбиталей

5 d-орбиталей

три p-орбитали

4 одна s-орбиталь

5 d-орбиталей

три p-орбитали

3 одна s-орбиталь

три p-орбитали

2 одна s-орбиталь

1 одна s-орбиталь

Граничные поверхности орбиталей

Квантовые числа электронов

главное

побочное

магнитное

спиновое

Разные состояния электронов в атоме неравноценны и объясняются 4 закономерностями.

1. Правило Клечковского. Атом стремится к минимальному значению суммы главного и побочного квантовых чисел (n + ℓ →0); если для разных состояний такая сумма одинакова, то сначала заполняется состояние с меньшим значением n.

Например: ²¹Sc: заполняется сначала 3d-орбиталь (для неё n + ℓ = 3 + 2 = 5), а не 4p-орбиталь (для неё тоже n + ℓ = 4 + 1 = 5), потому что для неё значение n меньше.

2. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырёх квантовых чисел. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов: у них одинаковы все квантовые числа, кроме m_s.

Число электронов на энергетическом уровне:

N = 2n².

3. Правило Гунда. Электроны располагаются на одинаковых орбиталях так, чтобы их суммарное спиновое число было максимальным:

но НЕ так!

Например:чем объяснить то, что у атома хрома конфигурация внешнего электронного слоя …4s¹3d⁵, а не …4s²3d⁴? Здесь происходит провал электрона, то есть, согласно правилу Гунда, атом стремится к максимальному спину электронов, который и достигается в большей степени в конфигурации …4s¹3d⁵:

4s² 3d⁴ 4s¹ 3d⁵

не так а ТАК

Наиболее устойчивы конфигурации наполовину или полностью заполненные: f¹⁴, d⁵, d¹⁰.

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 p-подуровне их может быть уже три -

(в соответствии с тремя осями координат):

Орбиталей d- и f-подуровня в атоме может быть уже пять и семь соответственно:

Пример:

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

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.

IV. Закрепление изученного материала:

1. Работа учеников у доски.

Ученики пишут на доске по одной электронно-графической формуле элементов: из II, III и IV периодов: N, Na и Kr.

2. Вопрос классу (работа с ПСХЭ Д. И. Менделеева).

У каких элементов может происходить провал электрона? (у элементов побочных подгрупп I и VI групп, так как им нужен один электрон с s-подуровня для того, чтобы наполовину или полностью заполнить d-подуровень). Двойной провал электрона может происходить у платины

Тест.

1.В атоме состояние электрона определяется его:

- энергией; - спином;- характером движения; - энергией и положением в пространстве.

2. Принцип неопределённости Гейзенберга утверждает, что невозможно одновременно точно определить энергию электрона и его:

- спин;- положение в пространстве; - массу; - скорость.

3. Суммарный спин максимален у электронов атома:

- гелия; - лития; - бериллия; - бора.

4. Вероятность нахождения электрона выше в области, обозначенной цифрой:

- 1;

- 2;

- 3;

- вероятность одинакова во всех областях.

5. Утверждение о том, что в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырёх квантовых чисел – это…

- принцип Паули; - правило Клечковского; - принцип минимума энергии; - правило Гунда.

6. Тот факт, что у атома скандия сначала заполняется 3d-орбиталь, а не 4p-, объясняется:

- правилом Гунда; - правилом Клечковского;- принципом минимума энергии; - принципом неопределённости Гейзенберга.

7. p-орбиталь имеет форму:

- шара; - объёмной восьмёрки; -четырёхлепестковую; - слишком сложную для изображения.

8. Форму атомныхорбиталей характеризует:

- главное квантовое число; - побочное квантовое число; - магнитное квантовое число; - спиновое квантовое число.

9. В формуле для подсчёта числа электронов на энергетическом уровне N = 2n² символ “n” обозначает:

- № энергетического уровня; - число электронов на подуровне; - число подуровней на данном уровне;

- число неспаренных электронов.

10. Максимальное количество электронных пар, которые могут находиться на 3-м энергетическом уровне, если на нём есть одна s-, три p- и пять d-орбиталей, равно:

- 4; - 9; - 18; - 16.

11. Элемент со строением внешнего энергетического уровня в основном состоянии …3s²3p⁴ находится в ПСЭМ в группе №: - 2; - 4; - 6; - 8.

12. Число электронов на предвнешнем энергетическом уровне атома меди равно:

- 10; - 11; - 17; - 18.

13. Два электрона, находящиеся на 3s-подуровне, отличаются:

- энергией; - скоростью; - значением побочного квантового числа;- значением спинового квантового числа.

14. Облако электрона с побочным квантовым числом, равным 1, имеет форму:

- объёмной восьмёрки; - шара; - побочное квантовое число не может быть равно 1; - четырёхлепестковую.

15. Максимальное число электронов на f-подуровне равно:

- 5; - 14; - 7;- 10.

V. Домашнее задание: § 1.4 упр: 8,9.