Конспект урока Строение атома

Конспект урока «Строение атома». Механизация с/х и Прикладная информатика

Цель: На основе межпредметных связей с физикой обсудить модели строения атома, атомного ядра и свойства элементарных частиц. Рассмотреть на более высоком теоретическом уровне понятие «изотопы», формы существования химического элемента и электронные конфигурации атомов.

Из курса физики вы знаете, что атомы имеют сложное строение. Атом делим, это доказали явления фотоэффекта, радиоактивности, электролиза. Данные явления помогли физикам предложить различные модели строения атома как сложной частицы.

Планетарная модель атома Э. Резерфорда, согласно которой атом состоит из положительного заряженного ядра и электронов, движущихся вокруг ядра по замкнутым орбиталям подобно планетам, движущимся вокруг Солнца, не смогла объяснить излучение и поглощение энергии атомом.

Квантовая модель Бора основа на постулатах, которые внесли новые представления в модель Реерфорда.

В 1932 г. была разработана протонно-нейтронная теория ядра согласно которой ядра атомов состоят из протонов и нейтронов.

о

Атомное ядро каждого химического элемента характеризуется строго определенным числом протонов в нем, которое совпадает с порядковым номером элемента в Периодической таблице. А вот число нейтронов в атоме одного и того же элемента может быть различным. Следовательно различными будут и относительные атомные массы. Такие разновидности атомов называют изотопами.

Изотопы – это разновидности атомов одного и того же элемента, имеющий одинаковый заряд ядра, но разную относительную атомную массу.

Свойства изотопов одного и того же элемента одинаковы, т.к. ядра содержат одинаковое количество протонов, т.е. одинаковый заряд.

Например, в природе встречаются изотопы химического элемента кислорода с массовыми числами 16,17 и 18 (¹⁶О, ¹⁷О и ¹⁸О), хлора – ³⁵Cl и ³⁷Cl, калия – ³⁹К и⁴⁰К.

Для химии большой интерес представляет строение электронной оболочки атома. Под электронной оболочкой понимают совокупность всех электронов атоме.

Важнейшей характеристикой электрона является энергии его связи с атомом. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слой.

Наименьшей энергией обладают электроны первого электронного слоя, наиболее близкого к атомному ядру. По сравнению с электронами первого слоя электроны последующих слоев будут характеризоваться большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внешнего слоя.

В атомах химических элементов первому слою соответствует одна s-орбиталь, на которой могут находится два s-электрона. Второй слой имеет s-орбиталь, запас энергии электронов на ней выше, чем у электронов первого слоя. Кроме того, второй слой имеет три р-орбитали. Третий слой, помимо s и p-орбиталей, имеет пять d-орбиталей. Каждую орбиталь могут занимать два электрона. Следовательно, максимальное число электронов, которые могут поместиться на первом слое, равно 2, на втором 8 (2 на одной s-орбитали и 6 – на трех р-орбиталях), на третьем слое – 18 (2 – на s-орбитали, 6 – на р-орбитали и 10 на d-орбиталях).

В зависимости от того, на какой орбитали находится последний электрон, химические элементы можно разделить на семейства:s, p, d и f.

К s-элементам относятся элементы главных подгрупп I и II групп Периодической системы Д.И. Менделеева.

К р-элементам относятся элементы главных подгрупп III-VIII групп Периодической системы Д.И. Менделеева.

К d и f-элементам относятся элементы побочных подгрупп Периодической системы Д.И. Менделеева.

Чтобы верно записать электронную формулу, нужно помнить ряд правил:

1. Число электронных слоев в атоме определяется номером периода, в котором находится элемент.

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

3. У атомов элементов побочных подгрупп заполняется не внешний слой, а предвнешний, а затем снова внешний.

Принадлежность химического элемента к тому или иному электронному семейству можно определить по электронной формуле, которая показывает расположение электронов на электронных слоях и орбиталях атомов. Например, сера, химический элемент №16, расположенный в 3 периоде, главной подгруппе VI группы Периодической системы. Следовательно, ядро имеет заряд +16, на электронной оболочке располагается 16 электронов: на первом слое – 2 электрона на 1s-орбитали, на втором – 8 (2 – на 2s-орбитали и 6 – на 2р-орбиталях) и на третьем – 6 электронов (2 – на 3s-орбитали 4 на 3р-орбиталях). Отсюда электронная конфигурация атома серы: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

Сера – это р-элемент, так как последний электрон располагается на 3р-орбитали.

Для элементов побочных подгрупп следует учитывать тот факт, что у атомов этих элементов заполняется не внешний слой (на нем, как правило, будут находится два s-электрона), а d-орбитали предвнешнего слоя.

Рассмотрим, например, строение электронной оболочки элемента №23 – ванадия, расположенного в 4 периоде, побочной подгруппе V группы. Следовательно, ядро имеет заряд +23, на электронной оболочке располагается 23 электрона: на первом слое – 2 электрона на 1s-орбитали, на втором – 8 (2 – на 2s-орбитали и 6 – на 2р-орбиталях), на внешнем, четвертом – 2 s-электрона, как у элемента побочной подгруппы, и на третьем – 11 электронов (2 – на 3s-орбитали 6 на 3р-орбиталях и 3 на 3d-орбиталях). Отсюда электронная конфигурация атома ванадия: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d³4s²

Ванадий – это d-элемент, так как последний электрон в его атоме располагается на 3d-орбитали.