​Презентація до уроку з хімії для 8 класу з теми "Електронні оболонки атомів"

«Спіймай помилку» Уважно прочитайте твердження та виправте можливі помилки.

Електрон в атомі має місце, яке можна визначити. Електрон в атомі не має місця, яке можна визначити.

2. Число енергетичних рівнів в атомі дорівнює номеру групи, в якій він розташований. Число енергетичних рівнів в атомі дорівнює номеру періоду, в якому він розташований.

3. Максимально можлива кількість електронів на ІІ енергетичному рівні дорівнює 10. Максимально можлива кількість електронів на ІІ енергетичному рівні дорівнює 8.

4. На І та ІІ енергетичних рівнях міститься однакова кількість електронів. На І та ІІ енергетичних рівнях міститься різна кількість електронів.

5. Завершений рівень містить максимальну кількість електронних підрівнів (s, p, d, f) Завершений рівень містить максимальну кількість електронів.

6. В утворенні хімічного зв’язку приймають участь електрони зовнішнього енергетичного рівня. В утворенні хімічного зв’язку приймають участь електрони зовнішнього енергетичного рівня.

«Завдання на засипку» Знайдіть в таблиці Менделєєва елемент № 18. Вкажіть загальну кількість його електронів. Скільки енергетичних рівнів є в атомі Ar? Скільки електронів може вмістити ІІІ рівень? Чи можемо ми вважати, що ІІІ рівень в Ar завершений?

Тема. Будова електронних оболонок атомів елементів І – ІІІ періодів.

Мета уроку: закріпити поняття про стан електронів в атомі; розширити поняття енергетичних рівнів і підрівнів, спіну; навчитись складати електронні формули атомів І – ІІІ періодів та показувати розподіл електронів за енергетичними комірками.

План: Розташування орбіталей у просторі. Спін електрону. Порядок заповнення рівнів та підрівнів електронами в атомі. Порядок складання електронної формули елементу. Особливості поведінки електронів на зовнішніх оболонках атомів.

Розташування орбіталей у просторі. Наш світ трьохвимірний. Тому орбіталі розташовуються навколо ядра певним чином та мають обмежену кількість положень. Тому на одному рівні (на одній відстані від ядра) може бути: 1 s орбіталь 3 p орбіталі 5 d орбіталей 7 f орбіталей

Електрони З паралельними спінами З антипаралель- ними спінами ↑ ↑↓ ↑ Спін електрону. Електрон, як і більшість мікрочасток, постійно обертається навколо своєї вісі. Спін – рух електрона навколо власної вісі.

Порядок заповнення рівнів та підрівнів електронами в атомі. 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f →

Порядок складання електронної формули атомів. Визначаємо загальне число електронів (за порядковим номером елементу) Наприклад: флуор F - 9

2. Визначаємо кількість енергетичних рівнів. Флуор – в ІІ періоді, тому в нього 2 енергетичні рівні.

3. Рівні розподіляють на підрівні та орбіталі (кількість підрівнів дорівнює номеру енергетичного рівня) F – 9 1s 2s 2p 2s 2p 1s

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ 4. Розподіляємо електрони по орбіталях, памятаючи, що одна орбіталь містить не більше двох електронів, і заповнюються спочатку всі вільні комірки. 1s22s22p5 2s2 2p5 1s2

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 5. Електрони на зовнішньому енергетичному рівні – це валентні електрони, що приймають участь в утворенні хімічних зв'язків. 2s2 2p5 Валентність F – І HF F2O

6. Всі елементи поділяються на s-, p-, d-, f-елементи, в залежності від того, який підрівень є зовнішнім. Флуор– це р-елемент, бо в нього зовнішнім є р-підрівень.

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ Завдання для груп: скласти електронну формулу з комірками хлору 1s22s22p33s23p53d0 3s2 3p5 3d0 2s2 2p6 1s2 Пригадайте, яку валентність в сполуках має Cl:, HCl, Cl2О7

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ Чому хлор може мати валентність VІІ, а флуор – тільки І? F: 2s2 2p5 Cl : 3s2 3p5 3d0 Атом може переходити у збуджений стан, якщо має незаповнені орбіталі 3s1 3p3 3d3

↑↓ Атом може втратити або прийняти електрон. Як ви вважаєте, які наслідки для нього це буде мати? Він перетворюється на заряджену частинку – йон та набуває електронної конфігурації іншого елементу. Гідроген: Н+ 1s0 ; H- 1s2

Завдання групам Складіть електронні формули з комірками йонів 1. Na+ 2.F- 3.Li+ 4.Al3+ 5.Mg2+ 6.Cl-

↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ Завдання групам Результати: 1. Na+ 2s2 2p6 3s0 2.F- 2s2 2p6 3.Li+ 1s2 2s0 2p0 4.Al3+ 2s2 2p6 3s0 3p0 3d0 5.Mg2+ 2s2 2p6 3s0 3p0 3d0 6.Cl- 3s2 3p6 3d0

Що спільного між всіми формулами? Йони приймають конфігурацію інертного газу з завершеними електронними структурами. Такий стан електронної структури найбільш стабільний (пригадайте хімічні властивості інертних газів).

Домашнє завдання: Опрацювати § 11-14, скласти електронну формулу з комірками елемента №35* (письмово).