Періодичний закон, періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Хімічний зв’язок, будова речовини

ВСТУП

Урок 2

Тема уроку. Періодичний закон, періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва. Хімічний зв’язок, будова речовини

Цілі уроку: узагальнити й систематизувати знання учнів про періодичне повторення властивостей хімічних елементів і речовин, утворених цими елементами; розширити уявлення учнів про будову атома, зв’язок між будовою атомів та їх положенням у періодичній системі; повторити види хімічного зв’язку, типи кристалічних граток, зв’язок між будовою атомів, хімічним зв’язком і будовою

речовини.

Тип уроку: узагальнення й систематизації знань.

Форми роботи: фронтальна, групова, індивідуальна.

Обладнання: Періодична система хімічних елементів Д. І. Менделєєва, картки із завданнями.

ХІД УРОКУ

I. Організація класу

II. Перевірка домашнього завдання.

Актуалізація опорних знань

Фронтальна бесіда

1) Наведіть формулювання періодичного закону Д. І. Менделєєва.

2) Наведіть сучасне формулювання періодичного закону.

3) Зобразіть будову атома та іона:

А) Хлору;

Б) Натрію.

4) Зобразіть електронну схему утворення молекули між цими атомами, укажіть тип

хімічного зв’язку.

5) Укажіть положення в періодичній системі найсильнішого металу. Обгрунтуйте свою думку.

6) Укажіть положення в періодичній системі найсильнішого неметалу. Обгрунтуйте свою думку.

7) Яке місце в періодичній системі займають інертні елементи?

III. Узагальнення й систематизація вивченого матеріалу

1. Будова атома. Квантові числа. Принцип заповнення електронних орбіталей

У хімічних реакціях ядра атомів залишаються без змін, змінюється лише будова електронних оболонок унаслідок перерозподілу електронів між атомами. Здатністю атомів віддавати або приєднувати електрони визначаються їх хімічні властивості.

Як визначається положення електронів у атомі?

Електрон має подвійну (корпускулярно-хвильову) природу. Електрони в атомі можуть мати лише чітко визначені значення енергії, які залежать від відстані до ядра. Електрони, що мають близькі значення енергії, утворюють енергетичний рівень. Він містить певну кількість електронів – максимально 2n2. Енергетичні рівні поділяються на s-,p-, d – і f-підрівні; їх число дорівнює номеру рівня.

Квантові числа електронів

Стан кожного електрона в атомі зазвичай описують з допомогою чотирьох квантових чисел: головного (n), орбітального (l), магнітного (m) і спінового (s). Перші три характеризують рух електрона в просторі, а четверте – навколо своєї осі.

Головне квантове число (n). Визначає енергетичний рівень електрона, віддаленість рівня від ядра, розмір електронної хмарини. Має цілі значення (n = 1, 2, 3…) і відповідає номеру періоду. З періодичної системи для будь-якого елемента за номером періоду можна визначити число енергетичних рівнів атома й зовнішній енергетичний рівень.

Завдання 1 (робота по ланцюжку). Назвіть число енергетичних рівнів у атомі елемента: Ферум, Натрій, Сульфур, Силіцій, Бром, Радій.

Що таке електронна орбіталь?

Яких форм можуть набувати електронні орбіталі?

Орбітальне квантове число (l) характеризує геометричну форму орбіталі. Має значення цілих чисел від 0 до (n-1). Незалежно від номера енергетичного рівня кожному значенню орбітального квантового числа відповідає орбіталь особливої форми. Набір орбіталей з однаковими значеннями п називається енергетичним рівнем, з однаковими n і l – підрівнем.

Для l = 0 s-підрівень, s-орбіталь – орбіталь сфера;

L = 1 р-підрівень, р-орбіталь – орбіталь гантель;

L = 2 d-підрівень, d-орбіталь – орбіталь складної форми;

L = 3 f-підрівень, f-орбіталь – орбіталь ще більш складної форми.

Згадайте, які електрони можуть розташовуватися на першому рівні; на другому рівні; на третьому рівні. (Заповнюємо таблицю.)

Номер рівня	Максимальна кількість електронів	Підрівні
1	2	S
2	8	S, р
3	18	S, р, d
4	32	S, р, d, f
5	50	S, р, d, f, g

Магнітне квантове число (m) характеризує положення електронної орбіталі в просторі.

Для s-орбіталі (l = 0 таке положення одне й відповідає m = 0. Сфера не може мати різні орієнтації в просторі.

Для р-орбіталі (l = 1 – три рівноцінні орієнтації в просторі. Для d-орбіталі (l = 2) – п’ять рівноцінних орієнтацій у просторі.

Отже, на s-підрівні – одна, на р-підрівні – три, на d-підрівні – п’ять, на f-підрівні – сім орбіталей.

Що таке “спін”?

Спінове квантове число (s) характеризує магнітний момент, що виникає під час обертання електрона навколо своєї осі. Може мати лише два значення: +1/2 та -1/2, що відповідають протилежним напрямкам обертання.

Принципи заповнення орбіталей

1. Принцип Паулі. В атомі не може бути двох електронів, у яких значення всіх квантових чисел (n, l, m, s) були б однаковими, тобто на кожній орбіталі може знаходитися не більш ніж два електрони (з протилежними спінами).

2. Енергія орбіталей зростає в ряді:

1s < 2s < 2р < 3s < 3р < 4s < 3d < 4р < 5s < 4d < 5р < 6s < 5d” < 4f < 6р < 7s.

3. Правило Хунда. Атом в основному стані повинен мати максимально можливе число неспарених електронів у межах певного підрівня.

Повна електронна формула елемента

Запис, що відбиває розподіл електронів у атомі хімічного елемента по енергетичних рівнях і підрівнях, називається електронною конфігурацією цього атома.

Завдання 2. Порівняйте схему будови атома, електронну і графічну формули будови атома:

А) Оксигену й магнію;

Б) Калію та Хлору;

В) Калію та Скандію.

2. Фізичний зміст хімічної періодичності

Періодичні зміни властивостей хімічних елементів зумовлені правильним повторенням електронної конфігурації зовнішнього енергетичного рівня (валентних електронів) їхніх атомів зі збільшенням заряду ядра.

Графічним зображенням періодичного закону є періодична таблиця.

Що таке період у періодичній системі? Скільки елементів може знаходитися в кожному періоді?

Періоди – це горизонтальні ряди елементів з однаковим максимальним значенням головного квантового числа валентних електронів. Періоди можуть складатися з 2 (перший), 8 (другий і третій), 18 (четвертий та п’ятий) або 32 (шостий) елементів, залежно від кількості електронів на зовнішньому енергетичному рівні. Останній, сьомий, період незавершений. Усі періоди (крім першого) починаються лужним металом (s-елементом), а закінчуються інертним газом (ns2nр6).

Чим визначаються металічні й неметалічні властивості елементів? металічні властивості розглядаються як здатність атомів елементів легко віддавати електрони, а неметалічні – приєднувати електрони через прагнення атомів набути стійкої конфігурації

Із заповненими підрівнями. Заповнення зовнішнього s-підрівня вказує на металічні властивості атома, а формування зовнішнього р-підрівня – на неметалічні властивості. Збільшення числа електронів на р-підрівні (від одного до п’яти) посилює неметалічні властивості атома. Атоми з повністю сформованою, енергетично стійкою конфігурацією зовнішнього електронного шару (ns2nр6) є хімічно інертними.

У великих періодах перехід властивостей від активного металу до інертного газу відбувається більш плавно, ніж у малих періодах, оскільки формується внутрішній (n-1) d-підрівень за збереження зовнішнього ns2 – шару. Великі періоди складаються з парних і непарних рядів.

В елементів парних рядів на зовнішньому шарі містяться ns2-електрони, тому переважають металічні властивості, а їх ослаблення зі зростанням заряду ядра є незначним; у непарних рядах формується nр-підрівень, що пояснює значне ослаблення металічних властивостей.

Що таке групи в періодичній системі? Які елементи об’єднуються в головні та побічні підгрупи?

Групи – вертикальні стовпці елементів з однаковим числом валентних електронів, що дорівнює номеру групи. Розрізняють головні й побічні підгрупи.

Головні підгрупи складаються з елементів малих і великих періодів, валентні електрони яких розташовані на зовнішніх ns – і nр-підрівнях.

Побічні підгрупи складаються з елементів лише великих періодів. їхні валентні електрони знаходяться на зовнішньому ns – підрівні та внутрішньому (n-1) d-підрівні (або (n-2) f-підрівні).

Залежно від того, який підрівень (s-, р-, d – чи f-) заповнюється валентними електронами, елементи періодичної системи поділяються на такі: s-елементи (елементи головної підгрупи першої та другої груп), р-елементи (елементи головних підгруп третьої – восьмої груп), d-елементи (елементи побічних підгруп), f-елементи (лантаноїди, актиноїди).

У головних підгрупах зверху вниз металічні властивості посилюються, а неметалічні слабшають. Елементи головних і побічних груп значною мірою відрізняються за властивостями.

Номер групи показує вищу валентність елемента (крім O, F, елементів підгрупи Купруму та восьмої групи).

Загальними для елементів головних і побічних підгруп є формули вищих оксидів (а також їхніх гідратів). У вищих оксидів та їхніх гідратів елементів першої – третьої груп (крім Бору) переважають основні властивості, з четвертої по восьму – кислотні. (Заповнюємо таблицю.)

Група	І	ІІ	III	IV	V	VI	VII	VIII (крім інертних газів)
Вищий оксид	E2O	ЕО	E2O3	EO2	E2O5	EO3	E2O7	EO4
Гідрат вищого оксиду	ЕОН	E(OH)2	E(OH)3	H2EO3	H3EO4	H2EO4	HEO4	H4EO4

Як змінюються металічні й неметалічні властивості в періодах? у групах?

Від положення елементів у періодичній системі залежать властивості атома, пов’язані з його електронною конфігурацією: атомний радіус – у періоді зліва направо зменшується, а в підгрупі згори вниз зростає; енергія іонізації – у періоді зростає, а в підгрупі зменшується; електронегативність – у періоді збільшується, а в підгрупі зменшується.

3. Групова робота

На підставі періодичної таблиці охарактеризуйте хімічний елемент із порядковим номером: 11, 9, 7, 17, 13, 10 за планом:

1. Положення в періодичній таблиці (порядковий номер; період, ряд; група, підгрупа; атомна маса)

2. Будова атома (заряд ядра; склад ядра – кількість протонів р11, нейтронів n01 та електронів e-; кількість енергетичних рівнів і підрівнів; формула електронної конфігурації; квантові комірки; за числом і характером валентних електронів визначити тип елемента)

3. Формули й хімічний характер сполук (вищого оксиду й гідроксиду; сполук із Гідрогеном)

4. Порівняти із сусідами (у періоді, у групі)

Учні складають звіт про виконане завдання, подають його на обговорення в класі, по черзі коментують помилки. Учитель узагальнює й оцінює відповіді.

IV. Підбиття підсумків уроку

Учитель підбиває підсумки уроку, оцінює роботу учнів.

V. Домашнє завдання

Повторити матеріал про будову атомів, хімічний зв’язок, будову речовини.