методическая разработка
план-конспект занятия по химии (11 класс)

ПРОФЕССИОНАЛЬНОЕ ОБРАЗОВАТЕЛЬНОЕ ЧАСТНОЕ УЧРЕЖДЕНИЕ 
«КАМЧАТСКИЙ КООПЕРАТИВНЫЙ ТЕХНИКУМ» 
КАМЧАТСКОГО КРАЕВОГО СОЮЗА ПОТРЕБИТЕЛЬСКИХ КООПЕРАТИВОВ  

                УТВЕРЖДАЮ

                                                       Зам. директора   по   учебно-методической

                                                       и орг.работе______________Л.И. Иванова

                       Методическая  разработка

                                         теоретического занятия

                                             для преподавателя

Учебная дисциплина____ ______Химия____________

Раздел______    Теоретические основы химии________

Тема__ Строение  атомов химических элементов_____

              Периодический закон Д.И. Менделеева_______

Курс_____I______

Специальность     Технология продукции общественного питания

Преподаватель      Лаврентьева  Наталья   Анатольевна

                                                                                                                       ОДОБРЕНО

                                                                                                    Кафедрой общеобразовательных и

                                                                                                    социально-гуманитарных дисциплин

                                                                                                    Протокол № 5

                                                                                                    « 21 »   января 2019 г.

                                                                    2019 год

          Тема:  «Строение  атомов химических элементов.

                          Периодический закон  Д.И.Менделеева.»

Учебная цель:  обобщить и расширить знания о строении атома,

    Периодическом законе  и  Периодической системе

    химических элементов Д.И.Менделеева.

Воспитательная цель:  воспитывать качества личности,  обеспечи-

                                           вающие социальную мобильность, способ-

                                           ность принимать самостоятельные решения.

Развивающая цель:  развивать познавательный интерес студента,

                                      естественнонаучное мышление и мировоззрение.

Студент должен

у м е т ь:

• составлять электронные и графические формулы строения        

          электронных оболочек атомов;

• прогнозировать химические свойства элементов, исходя  из их    положения в периодической системе химических элементов;
• составлять химические формулы соединений в соответствии

 со степенью окисления  химических элементов.

з н а т ь:

• Периодический закон Д.И. Менделеева в свете учения о

строении атома, принципы построения Периодической системы;

• квантово-механические представления о строении атомов;
• общую характеристику s-, p-, d-элементов, их биологическую

роль  и применение  в  медицине.

                               МОТИВАЦИЯ

          Химия занимает важное  место в подготовке технологов общественного питания, являясь  той  основной  дисциплиной, на которой  строится  преподавания  профильных  дисциплин. Знание неорганической химии необходимо для плодотворной творческой деятельности техника-технолога.

          Тема «Строения атомов химических элементов»  является фундаментальной темой общей химии, знание которой позволяет студентам не только понять  суть химических явлений, но и  сформировать  диалектико-материалистическое  мышление и способность к  познанию общих законов  окружающего мира  и  общественного развития.

Периодический закон и Периодическая  система химических элементов Д.И. Менделеева – основа современной химии. Они  относятся  к  таким научным закономерностям, которые отражают

явления,  реально  существующие  в  природе и  поэтому никогда  не  потеряют  своего значения.

           В  методической разработке рассмотрены теоретические вопросы: современные представления о строении атома на основе квантовой механики, Периодический закон  и Периодическая система  химических элементов Д.И. Менделеева в свете учения о строении атома.

            Занятие происходит в форме лекции с  монологическими

ответами студентов. Для настройки студентов на восприятие  и на включение их в работу актуализация знаний проводится в игровой форме.

                             П Л А Н

1. Организационный момент

Ознакомить студентов  с  планом  работы на уроке, его целями  и  задачами.

2.  Актуализация  знаний (разминка)

В  игровой   форме  настроить студентов  на восприятие, включить их в работу.

3. Объяснение нового материала

1. Строение атома.
2. Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева в свете учения о строении атома.
3. Обобщения  и  выводы.

4.  Закрепление

 Выполнить задания 1-2.    

5.  Домашнее задание:

Лекция преподавателя

                    Л И Т Е Р А Т У Р А

1. Габриелян О.С. Химия:уч./ О.С. Габриелян . –  М.: Дрофа, 2018.
2. Ерохин  Ю.М. Химия: уч./ Ю.М. Ерохин. – М.: Мастерство, 2018.
3. Чернобельская Г.М. Химия: уч./ Г.М. Чернобельская. – М.: Медицина, 2016.

Актуализация  знаний (разминка)

          В качестве разминки предлагается  игра «крестики и нолики» .  Студенты делятся на группы  ( 1 ряд, 2 ряд, 3 ряд). Каждой группе дается  задание показать выигрышный путь, который составляют:

         а)  элементы, расположенные в порядке ослабления        неметаллических свойств

        б)   элементы, расположенные в  порядке   усиления         металлических свойств

        в)   элементы, расположенные в порядке  уменьшения

              их атомных радиусов

          На основании  полученных ответов  студентов и анализе допущенных ошибок определяется их уровень знаний о строении атома, Периодическом законе, Периодической системе химических элементов Д.И.Менделеева, приобретенных в курсе химии средней школы.  Для более углубленного изучения темы «Строение атома» студентам предлагаются вопросы, которые обсуждаются вместе с преподавателем.

1. Какое строение имеет атом?
2. Дайте определение химического элемента.
3. Дайте определение степени с отрицательным показателем.

                    Изложение  нового материала

                                План изложения

1.   Строение атома.
2.  Периодический закон и Периодическая система химических                               элементов Д.И.Менделеева в свете учения о строении атома.
3.   Обобщения и выводы.

СТРОЕНИЕ  АТОМА.

         Атом является сложной системой, в состав которой входят определенные частицы. Английский физик Э. Резерфорд  в  1911г.  предложил ядерную (планетарную) модель строения атома.

 Основные положения ядерной модели атома.
1. Атом имеет форму шара, в центре которого находится ядро.
2. Ядро имеет очень маленький размер (диаметр атома 10-10 м, диаметр ядра  ~10-15 м).
3. Ядро имеет положительный заряд.
4. Почти вся масса атома находится в ядре.
5. Вокруг ядра движутся электроны.
6. Электроны движутся вокруг ядра, как планеты вокруг Солнца.

         Все положения модели Резерфорда, кроме последнего — шестого, современная наука считает правильными. Г. Мозли (Англия) установил, что положительный  заряд  ядра  атома (в условных единицах) равен  порядковому номеру  элемента в периодической системе Менделеева. Каждый протон имеет заряд +1, поэтому заряд  ядра  равен  числу  протонов.   Атом — это электронейтральная частица,  поэтому  положительный  заряд  ядра численно равен  сумме  отрицательных  зарядов  всех  электронов, или числу  электронов (т. к. заряд электрона равен —1) Следовательно: Порядковый номер элемента = Заряд  ядра  атома = Число протонов в ядре = Число электронов в атоме.

Например, элемент железо Fe имеет порядковый номер 26. Следовательно, заряд  ядра  атома железа равен +26, т. е. ядро содержит 26 протонов, а вокруг ядра движутся 26 электронов.

Элементарные частицы имеют следующие абсолютные и относительные массы:

           Масса протона, как и масса нейтрона, приблизительно в 1840 раз больше массы электрона. Протоны и нейтроны находятся в ядре, поэтому масса атома почти равна массе ядра. Масса ядра, как и масса атома, определяется суммой числа протонов и числа нейтронов. Эта сумма называется массовым числом атома. Массовое число атома (A) = Число протонов (Z) + Число нейтронов (N)   A=Z+N                            

Модель Резерфорда не могла объяснить явления излучения и поглощения энергии атомом. В 1900г. М.Планк, в 1905г. А. Эйнштейн и Н. Бор внесли теоретические идеи  и  квантовые представления в планетарную модель  Э. Резерфорда – постулаты (постулат – утверждение, принимаемое   без  доказательства).

Первый постулат: электрон может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по некоторым определенным круговым орбитам. Эти орбиты получили название стационарных. При этом энергия атомом не поглощается и не излучается.

Второй постулат: излучение или поглощение энергии атомом происходит при скачкообразном переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую. При этом испускается или поглощается отдельная порция энергии – квант.

        Важным следствием из квантовой механики является то, что вся совокупность сложных действий 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, …...,∞

        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 – 1.

Побочное квантовое число характеризует форму атомной орбитали и уточняет ее энергию по формуле  Е = n + l.

1. При l = 0 открывается подуровень s  с  s – орбиталью, форма которой сферическая. 

2. При l = 1 открывается подуровень р  с  р – орбиталями, 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, имеющую более сложную форму.

           Номер энергетического уровня соответствует количеству подуровней. При n = 3 – три подуровня; при n = 2 – два подуровня.

           m   –   магнитное  квантовое  число , определяет  количество   орбиталей на подуровне. Магнитное квантовое число определяет распределение орбиталей  в магнитном поле ядра, оно зависимо от орбитального квантового числа и принимает значение 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

            s  -  спиновое квантовое число, независимое.  Спин – это собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве. Для всех электронов абсолютное значение спина ½. Проекция спина на ось (магнитное спиновое число ms =  может иметь 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.

          Электронная формула – запись строения атома посредством      электронных   уровней,   подуровней.

Для правильного заполнения электронами АО необходимо знать следующее: электрон занимает тот энергетический уровень, тот  подуровень или ту АО, которым  соответствует  минимальный запас энергии.

          Это – принцип минимальной энергии.

Устойчивому (невозбужденному) состоянию многоэлектронного  атома отвечает  такое распределение  электронов  по атомным орбиталям, при котором энергия атома минимальна. Поэтому они заполняются  в порядке последовательного возрастания их энергий. Этот порядок заполнения определяется  правилом  Клечковского  (правило  n+l):

         -   заполнение электронных подуровней с увеличением порядкового номера атома элемента происходит от меньшего значения (n+l) к большему значению (n+l);

         -    при  равных  значениях (n+l) заполняются сначала энергетические подуровни с меньшим значением  n.

           Принцип Паули. В атоме не может быть более е- (электронов), у которых все четыре квантовых числа охарактеризованы одинаковыми значениями. Хотя бы одним значением квантового числа электроны  должны отличаться. Из этого принципа следует следствие: в одной АО могут находиться не более двух электронов, охарактеризованных различными значениями  спинового  квантового  числа.

Орбиталь  рисуем  ячейкой, электрон -  вектором  

-+         -       по принципу Паули

                    -       вопреки  принципу Паули

            Правило Хунда (Гунда). При распределении электронов в подуровнях р- , d - , f- следует помнить, что суммарный спин был максимальным.

                                      П р и м е р:

                                            2р2         ++    }  +     

                                            2р2         -+    }    0

                                            2р2         - +    }    0    

           Следствие из правила  Хунда:  электроны сначала  по одному занимают     все  АО, а  потом  идут  на спаривание.

В зависимости от того, какой заполняется подуровень последним   (s-,p-,d-,f-) элементы делятся на семейства: s – элементы,  р – элементы, d – элементы, f – элементы.

Следует помнить, что для правильного дополнения АО необходимо принять принцип минимальной энергии, принципы Паули и Хунда, правило Клечковского.

Однако есть некоторые исключения для 10 элементов: Cu, Ag, Au, Cr, Md, Nb, Ru, Rh, Pb, Pt. В атомах данных элементов происходит самопроизвольный   переход  одного  электрона      (у Pt – двух)     с

s – подуровня внешнего энергетического уровня в  d – подуровень предвнешнего  энергетического уровня. Такое явление называется провалом электрона   или  проскоком.     Оно связано с выигрышем в энергии, с симметрией АО.

            Атом считается симметричным, если большинство электронов либо спаренные, либо    неспаренные.

Основные положения современной теории строения атома:

1. Электрон  имеет  двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может  вести себя и как частица, и как волна, подобно  частице, электрон обладает  определенной  массой и зарядом; в то же время, движущийся электрон  проявляет  волновые  свойства, например, характеризуется способностью к дифракции. Длина волны электрона λ  и  его скорость  v связаны  соотношением  де Бройля:

λ = h / mv,                                                                     

где m — масса электрона.

2. Для  электрона  невозможно  одновременно точно, измерить  координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем  больше  неопределенность в координате, и  наоборот. Математическим  выражением  принципа неопределенности служит соотношение

∆x∙m∙∆v > ћ/2,                                                                

где ∆х — неопределенность положения координаты, ∆v — погрешность измерения скорости.

3. Электрон в атоме не движется по определенным  траекториям, а может находиться в любой части  около  ядерного пространства, однако  вероятность его нахождения в разных  частях этого пространства  неодинакова. Пространство вокруг ядра, в  котором  вероятность  нахождения  электрона достаточно  велика, называют  орбиталью.

4. Ядра  атомов  состоят из  протонов и нейтронов (общее название — нуклоны). Число  протонов  в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма  чисел  протонов и  нейтронов  соответствует его массовому числу.

Последнее положение было сформулировано после того, как в 1920 г. Э.Резерфорд открыл протон, а  в 1932 г. Дж.Чедвик — нейтрон.

Расположение  валентных  электронов  элементов  разных  семейств

Периодический закон и Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева в свете учения о строении атома.

                                                    «Периодическому закону не грозит

                                                    разрушения, а только надстройки

                                      и развитие обещает……»

                                                                                      Д.И. Менделеев

Мир сложен.

Он полон событий, сомнений,

И тайн бесконечных, и смелых догадок.

Как чудо Природы

Является гений

И в хаосе этом

Находит порядок…

        Периодический закон Менделеева  открыт Д. И. Менделевым в 1869  при  сопоставлении  свойств  всех  известных  в то  время  элементов  и величин  их  атомных  весов. Термин  "периодический закон"  Менделеев впервые  употребил  в  ноябре  1870, а  в  октябре  1871  дал  окончательную формулировку  Периодического  закона: "... свойства элементов, а  потому  и свойства  образуемых  ими  простых  и  сложных  тел, стоят  в периодической зависимости  от  их  атомного веса" .

         Гениальность Д.И. Менделеева, проявление им научной интуиции состоит в том,  что он предпочел расположить по сходству в свойства, тем самым предугадав истинный порядок размещения химических элементов по возрастанию зарядов их атомных ядер, хотя о строении их атомов ничего не знал. Теоретически Ван-де Брук (Голландия) и экспериментально Г. Мозли (Германия) доказано, что  заряд атома соответствует его порядковому номеру  соответствующего элемента в периодической системе, то есть числу протонов в ядре, в свою очередь равному числу электронов соответствующего нейтрального атома. Химические свойства атомов определяются  структурой  их  внешних электронных оболочек, периодически  изменяющейся  с  увеличением  заряда  ядра, и, следовательно, в  основе Периодического закона лежит представление об изменении заряда ядра атомов, а не атомной массы элементов.

          Графическим (табличным) выражением Периодического  закона явилась  разработанная  Менделеевым   периодическая  система  элементов. 

Атомы одного элемента, которые имеют разные массовые числа, называются изотопами. Атомы изотопов одного элемента имеют одинаковое число протонов (Z) и отличаются друг от друга числом нейтронов (N).

            Открытия изотопов и соответствие заряда ядра порядковому номеру химического элемента позволили дать современное определение Периодического закона.

            Свойства химических элементов и образуемых ими веществ находятся в периодической зависимости от зарядов их атомных ядер.

Формулировка периодического закона Менделеевым и современная формулировка не противоречат друг другу, потому что для большинства элементов при увеличении заряда ядра относительная атомная масса тоже увеличивается. Существуют  лишь  немногие  исключения  из э того правила. Например, элемент № 18 аргон Аг имеет меньшую атомную массу, чем элемент № 19 калий К.

         В чем же причины изменения свойств  химических элементов? Каковы причины периодичности? Чтобы  ответить на данные вопросы сравним атомы  элементов:

а) № 11- Na,  № 15 – P,  № 17- Cl,  № 18- Ar;

б) № 3 ,№ 19, № 37.

        1. Какой заряд ядра данных атомов, что с ним происходит?

Ответ:

а) Na - +11, P - +15, Cl- +  17, Ar - +18; заряд  ядра  возрастает  к  концу периода постепенно;

б) Li -+3;   K  - + 19; Rb - + 37; заряд ядра возрастает быстро к концу группы, главной подгруппы.

        2. Определить количество электронов на внешнем энергетическом уровне. Что наблюдается?

Ответ:

а) Na – 1e- ;  P – 5e-  ; Cl – 7e- ; Ar – 8e-.  Количество электронов на внешнем энергетическом уровне возрастает постепенно к концу периода.

б) Li – 1e- , K – 1e- , Rb – 1e-. Количество электронов на внешнем энергетическом уровне остается неизменным к концу группы, главной подгруппы.

        3. Сколько энергетических уровней в атомах данных элементов, что наблюдается?

а) Na - три,   P - три,   Cl – три ,   Ar – три. Количество энергетических уровней не изменяется, одинаково.

б) Li –два ;  K  - четыре;  Rb – пять. Количество энергетических уровней возрастает к концу группы  главной  подгруппы.

        4. Как вы считаете, что же происходит с атомом радиусов, вследствие данных изменений?

а) к концу периода;

б) к концу группы, главной подгруппы.

Ответ:

а) к концу периода атомный радиус уменьшается вследствие усиленного взаимопритяжения ядра атома и  электронов внешнего энергетического уровня (работа с таблицей).

б) к концу группы, главной подгруппы атомный радиус возрастает т.к. увеличивается количество энергетических уровней в атоме.

        5. Сказывается ли такие изменения атомных  радиусов в периодах и группах, главных подгруппах на способность атомов отдавать электроны, или их присоединениях?

Ответ:

При уменьшении атомного радиуса ослабевает способность атомов отдавать электроны, усиливается способность принимать электроны. К концу периода атомы элементов легче принимают электроны, что обеспечивает проявление неметалличности. При увеличении атомов радиуса возрастает способность атомов отдавать электроны. К концу группы, главной подгруппы атомы элементов легче отдают электроны, что обеспечивает проявление металличности.

        В малых периодах изменение свойств элементов происходит быстро, в больших периодах медленно, т.к. у атомов достраивается предвнешний энергетический уровень, а в сверхбольших периодах (VI,VII) изменения происходят еще медленнее, т.к. у лантаноидов и актиноидов достраивается не внешний или предвнешний, а третий снаружи уровень с 18е- до 32е-, вследствие чего свойства этих элементов сходны между собой, эти элементы образуют свойства семейства лантаноидов и актиноидов.

6. В чем же причина периодичностного изменения свойств элементов? Сравните строение атомов элементов № 3 , 11, 19, 37. В чем их свойство и в чем различие?

Ответ:

Это элементы Li, Na, K, Rb. Они расположены в I группе главной подгруппе, имеют одинаковое строение внешнего энергетического уровня  Li – 2s', Na – 3s', K- 4s', Rb – 5s'.

        Однако у каждого из данных элементов электрон внешнего энергетического уровня расположен на разном удалении  от ядра атома, вследствие чего химическая активность их разная, но свойства их сходны. Причиной периодичности и является изменение строения внешнего, а также предвнешнего энергетического уровня; повторение числа электронов внешнего (предвнешнего) энергетического уровня.

В периодах (к концу периода)

                     В группах, главных подгруппах (к концу главных подгрупп)

       Периодичность изменения свойств элементов сказывается и на свойствах простых веществ, образованных ими и на свойствах более сложных соединений: оксидов и гидроксидов.

       В периодах  характер  химических свойств высших оксидов изменяется от основного до кислотного, причина – атомный радиус иона уменьшается, С.О. – возрастает.

III период

               основный оксид  →  амфотерный оксид →  кислотный оксид

                         Na2O                              Al2O3                                   Cl2O7

      Характер  гидроксидов  изменяется  так же.

            щелочь →  основание → амфотерный гидроксид  → кислота

                               NaOH                                 AL(OH)3                              HCLO4

        Таким образом, к концу периода в сложных соединениях: оксидах и гидроксидах – наблюдается ослабление основных свойств и усиление кислотных.

        Если рассматривать группы, главные подгруппы, где наблюдается усиление металличности к концу группы, то следует сделать вывод, что происходит усиление основного характера оксида, гидроксида, от кислотного, через амфотерный.

III группа, главная подгруппа

                    кислотный   →   амфотерный  →   основный

                           В2О3                       Al2O3                      Fe2O3

       Если рассмотреть  I группу, главную подгруппу, то наблюдается усиление основного характера, так как это типичные металлы. Гидроксиды, образуемые  данными  элементами – сильнейшие основания – щелочи.

                                        ОБОБЩЕНИЯ И ВЫВОДЫ

       Таким образом, на данном занятии  мы более углубленно изучили строение атома и можем ответить на вопросы, которые предлагаются студентам.

1.       Какова современная модель строения атома?
2. Какие принципы и правила заполнения электронных оболочек атомов известны? Что было бы, если бы не соблюдался принцип Паули? Правило Хунда?

          Открытие  сложного строения атома – важнейший этап становления современной   химии, наложивший   отпечаток  на  все  ее  дальнейшее  развитие. При  химических  реакциях  ядра  атомов  остаются  без  изменений, изменяется лишь строение электронных оболочек вследствие перераспределения  электронов  между атомами. Способностью атомов отдавать или присоединять  электроны  определяются  его  химические свойства.

         Периодический закон Менделеева, фундаментальный закон, устанавливающий  периодическое  изменение  свойств химических элементов в зависимости от увеличения зарядов ядер их атомов. Он служит неисчерпаемым источником научной информации, питающим как саму химию, так и многие другие области познания природы.

         Периодический закон имеет огромное естественнонаучное и философское значение. Он позволил рассматривать все элементы в их взаимной связи и прогнозировать свойства неизвестных элементов. Благодаря  Периодическому закону многие научные поиски (например, в области изучения строения вещества — в химии, физике, геохимии, космохимии, астрофизике) получили целенаправленный характер. Периодический  закон — яркое проявление действия  общих  законов  диалектики, в  частности  закона перехода  количества  в  качество.

. 1885 год.

                                                                                                     Приложение  №1

ЗАДАНИЕ  №1

Отгадать загадки:

а)    Очень положительный,

       С массой внушительной.

       А таких, как он, отряд

       Создает в ядре заряд.

       Лучший друг его – нейтрон.

       Догадались?  Он -  ………..

  б)    Он бежит по проводам,

          Он бывает тут и там.

          Свет зажег, нагрел утюг

          ……- наш лучший друг.

  ЗАДАНИЕ  №2

   Ответить на вопросы:

1. Каков физический смысл порядкового номера элемента, номеров группы, периода?
2. Что  такое  изотопы?
3. Составьте общую  схему  строения  атома.
4. Укажите состав атома углерода.
5. Сколько электронов  может  максимально  быть  на  s-, p-, d- подуровнях?