Вісім електронів. Електронна оболонка атома. Квантова теорія електропровідності металів. Рівень фермі. Елементи зонної теорії кристалів

Тема урока:Алкени. Отримання, Хімічні властивостіта застосування алкенів.

Цілі та завдання уроку:

• розглянути конкретні хімічні властивості етилену та загальні властивостіалкенів;
• поглибити та конкретизувати поняття про?-зв'язок, про механізми хімічних реакцій;
• дати початкові уявлення про реакції полімеризації та будову полімерів;
• розібрати лабораторні та загальні промислові способи одержання алкенів;
• продовжити формування вміння працювати з підручником.

Обладнання:прилад для отримання газів, розчин КМnO 4 етиловий спирт концентрована сірчана кислота, сірники, спиртування, пісок, таблиці «Будова молекула етилену», «Основні хімічні властивості алкенів», демонстраційні зразки «Полімери».

ХІД УРОКУ

I. Організаційний момент

Ми продовжуємо вивчення гомологічного ряду алкенів. Сьогодні ми маємо розглянути способи отримання, хімічні властивості та застосування алкенів. Ми повинні охарактеризувати хімічні властивості, зумовлені подвійним зв'язком, отримати початкові уявлення про реакції полімеризації, розглянути лабораторні та промислові методиодержання алкенів.

ІІ. Активізація знань учнів

1. Які вуглеводні називають алкенами?

1. Які особливості їхньої будови?

1. У якому гібридному стані знаходяться атоми вуглецю, що утворюють подвійний зв'язок у молекулі алкену?

Підсумок: алкени відрізняються від алканів наявністю в молекулах одного подвійного зв'язку, який зумовлює особливості хімічних властивостей алкенів, способів їх одержання та застосування.

ІІІ. Вивчення нового матеріалу

1. Способи одержання алкенів

Скласти рівняння реакцій, що підтверджують способи одержання алкенів

– крекінг алканів C 8 H 18 ––> C 4 H 8 + C 4 H 10; (Термічний крекінг при 400-700 o С)
октан бутен бутан
– дегідрування алканів C 4 H 10 ––> C 4 H 8 + H 2 ; (t, Ni)
бутан бутен водень
– дегідрогалогенування галогеналканів C 4 H 9 Cl + KOH ––> C 4 H 8 + KCl + H 2 O;
хлорбутан гідроксид бутен хлорид вода
калію калію
– дегідрогалогенування дигалогеналканів
– дегідратація спиртів С 2 Н 5 ОН ––> С 2 Н 4 + Н 2 О (при нагріванні у присутності концентрованої сірчаної кислоти)
Запам'ятайте! При реакціях дегідрування, дегідратації, дегідрогалогенування та дегалогенування слід пам'ятати, що водень переважно відривається від менш гідрогенізованих атомів вуглецю (правило Зайцева, 1875)

2. Хімічні властивості алкенів

Характер вуглець - вуглецевий зв'язок визначає тип хімічних реакцій, в які вступають органічні речовини. Наявність у молекулах етиленових вуглеводнів подвійний вуглець – вуглецевого зв'язку зумовлює такі особливості цих сполук:
– наявність подвійного зв'язку дозволяє віднести алкени до ненасичених сполук. Перетворення їх у насичені можливе лише внаслідок реакцій приєднання, що є основною рисою хімічної поведінки олефінів;
– подвійний зв'язок є значною концентрацією електронної щільності, тому реакції приєднання носять електрофільний характер;
- подвійний зв'язок складається з одного - і одного зв'язку, який досить легко поляризується.

Рівняння реакцій, що характеризують хімічні властивості алкенів

а) Реакції приєднання

Запам'ятайте! Реакції заміщення властиві алканам і вищим циклоалканам, які мають лише одинарні зв'язки, реакції приєднання – алкенам, дієнам та алкінам, що мають подвійні та потрійні зв'язки.

Запам'ятай! Можливі наступні механізми розриву зв'язку:

а) якщо алкени та реагент – неполярні сполуки, то зв'язок розривається з утворенням вільного радикала:

H 2 C = CH 2 + H: H - -> + +

б) якщо алкен і реагент – полярні сполуки, то розрив зв'язку призводить до утворення іонів:

в) при з'єднанні за місцем розриву зв'язку реагентів, що містять у складі молекули атоми водню, водень завжди приєднується до більш гідрованого атома вуглецю (правило Морковникова, 1869).

– реакція полімеризації nCH 2 = CH 2 ––> n – CH 2 – CH 2 –– > (– CH 2 – CH 2 –)n
етен поліетилен

б) реакція окиснення

Лабораторний досвід.Отримати етилен та вивчити його властивості (інструкція на столах учнів)

Інструкція з отримання етилену та дослідів з ним

1. Помістіть у пробірку 2 мл концентрованої сірчаної кислоти, 1 мл спирту та невелику кількість піску.
2. Закрийте пробкою з газовідвідною трубкою і нагрійте в полум'ї спиртування.
3. Газ, що виділяється, пропустіть через розчин з перманганатом калію. Зверніть увагу на зміну кольору розчину.
4. Підпаліть газ у кінці газовідвідної трубки. Зверніть увагу на колір полум'я.

- Алкени горять полум'ям, що світиться. (Чому?)

C 2 H 4 + 3O 2 ––> 2CO 2 + 2H 2 O (при повному окисленні продуктами реакції є вуглекислий газта вода)

Якісна реакція: «м'яке окиснення (у водному розчині)»

- Алкени знебарвлюють розчин перманганату калію (реакція Вагнера)

За більш жорстких умов у кислому середовищі продуктами реакції можуть бути карбонові кислоти, наприклад (у присутності кислот):

CH 3 - CH = CH 2 + 4 [O] - -> CH 3 COOH + HCOOH

- Каталічне окислення

Запам'ятайте головне!

1. Ненасичені вуглеводніактивно вступають у реакції приєднання.
2. Реакційна активність алкенів пов'язана з тим, що зв'язок під дією реагентів легко розривається.
3. В результаті приєднання відбувається перехід атомів вуглецю з sp 2 - sp 3 - гібридний стан. Продукт реакції має граничний характер.
4. При нагріванні етилену, пропілену та інших алкенів під тиск або у присутності каталізатора їх окремі молекули з'єднуються у довгі ланцюжки – полімери. Полімери (поліетилен, поліпропілен) мають велике практичне значення.

3. Застосування алкенів(повідомлення учня за наступним планом).

1 – отримання пального з високим октановим числом;
2 – пластмас;
3 – вибухових речовин;
4 – антифризів;
5 – розчинників;
6 – для прискорення дозрівання плодів;
7 – одержання ацетальдегіду;
8 – синтетичного каучуку.

ІІІ. Закріплення вивченого матеріалу

Домашнє завдання:§§ 15, 16, упр. 1, 2, 3 стор. 90, упр. 4, 5 стор. 95.

Видатний датський фізик Нільс Бор (Рис. 1) припустив, що електрони в атомі можуть рухатися не за будь-якими, а за певними орбітами.

При цьому електрони в атомі відрізняються своєю енергією. Як показують досліди, одні з них притягуються до ядра сильніше, інші – слабші. Головна причинацього полягає у різному видаленні електронів від ядра атома. Що ближче електрони до ядра, то вони міцніше пов'язані з ним і їх важче вирвати з електронної оболонки. Таким чином, у міру віддалення від ядра атома запас енергії електрона збільшується.

Електрони, що рухаються поблизу ядра, як би загороджують (екранують) ядро ​​від інших електронів, які притягуються до ядра слабше і рухаються на більшій відстані від нього. Так утворюються електронні верстви.

Кожен електронний шар складається з електронів із близькими значеннями енергії; тому електронні верстви називають ще енергетичними рівнями.

Ядро знаходиться у центрі атома кожного елемента, а електрони, що утворюють електронну оболонку, розміщуються навколо ядра шарами.

Число електронних шарів в атомі елемента дорівнює номеру періоду, в якому знаходиться елемент.

Наприклад, натрій Na - елемент 3-го періоду, отже, його електронна оболонка включає 3 енергетичні рівні. В атомі брому Br - 4 енергетичні рівні, тому що бром розташований у 4-му періоді (Рис. 2).

Модель атома натрію: Модель атома брому:

Максимальне число електронів на енергетичному рівні розраховується за формулою: 2n 2 де n - номер енергетичного рівня.

Таким чином, максимальна кількість електронів на:

3 шарі - 18 і т.д.

У елементів головних підгруп номер групи, до якої належить елемент, дорівнює числузовнішні електрони атома.

Зовнішні називають електрони останнього електронного шару.

Наприклад, в атомі натрію - 1 зовнішній електрон (бо це елемент ІА підгрупи). В атомі брому – 7 електронів на останньому електронному шарі (це елемент VIIА підгрупи).

Будова електронних оболонокелементів 1-3 періодів

У атомі водню заряд ядра дорівнює +1, і це заряд нейтралізується єдиним електроном (Рис. 3).

Наступний за воднем елемент - гелій, також елемент 1-го періоду. Отже, в атомі гелію 1 енергетичний рівень, на якому розміщуються два електрони (Рис. 4). Це максимально можливе число електронів першого енергетичного рівня.

Елемент №3 – це літій. В атомі літію 2 електронних шари, тому що це елемент 2-го періоду. На 1 шарі в атомі літію знаходиться 2 електрони (цей шар завершений), а на 2 шарі -1 електрон. В атомі берилію на 1 електрон більше, ніж в атомі літію (Рис. 5).

Аналогічно можна зобразити схеми будови атомів інших елементів другого періоду (рис. 6).

В атомі останнього елемента другого періоду – неона – останній енергетичний рівень є завершеним (на ньому 8 електронів, що відповідає максимальному значенню для 2-го шару). Неон - інертний газ, який не входить у хімічні реакціїОтже, його електронна оболонка дуже стійка.

Американський хімік Гілберт Льюїсдав пояснення цьому та висунув правило октету, відповідно до якого стійким є восьмиелектронний шар(за винятком 1 шару: т. до. на ньому може бути не більше 2 електронів, стійким для нього буде двоелектронний стан).

Після неону слідує елемент 3-го періоду - натрій. В атомі натрію - 3 електронні шари, на яких розташовані 11 електронів (Рис. 7).

Мал. 7. Схема будови атома натрію

Натрій знаходиться в 1 групі, його валентність у сполуках дорівнює I, як і у літію. Це з тим, що у зовнішньому електронному шарі атомів натрію і літію перебуває 1 електрон.

Властивості елементів періодично повторюються тому, що атоми елементів періодично повторюють число електронів на зовнішньому електронному шарі.

Будова атомів інших елементів третього періоду можна по аналогії з будовою атомів елементів 2-го періоду.

Будова електронних оболонок елементів 4 періоду

Четвертий період включає 18 елементів, серед них є елементи як головної (А), так і побічної (В) підгруп. Особливістю будови атомів елементів побічних підгрупє те, що у них послідовно заповнюються зовнішні (внутрішні), а не зовнішні електронні шари.

Четвертий період починається з калію. Калій - лужний метал, що виявляє у з'єднаннях валентність I. Це цілком узгоджується з наступною будовою його атома. Як елемент 4-го періоду атом калію має 4 електронних шари. На останньому (четвертому) електронному шарі калію знаходиться 1 електрон, загальна кількість електронів в атомі калію дорівнює 19 (порядковий номер цього елемента) (Рис. 8).

Мал. 8. Схема будови атома калію

За калієм слідує кальцій. У атома кальцію на зовнішньому електронному шарі будуть розташовуватися 2 електрони, як і у берилію з магнієм (вони також є елементами II А підгрупи).

Наступний за кальцієм елемент – скандій. Це елемент побічної (В) підгрупи. Усі елементи побічних підгруп – це метали. Особливістю будови їх атомів є не більше 2-х електронів на останньому електронному шарі, тобто. послідовно заповнюватись електронами буде передостанній електронний шар.

Так, для скандію можна уявити таку модель будови атома (Рис. 9):

Мал. 9. Схема будови атома скандію

Такий розподіл електронів можливий, тому що на третьому шарі максимально допустима кількість електронів - 18, тобто вісім електронів на 3-му шарі - це стійкий, але не завершений стан шару.

У десяти елементів побічних підгруп 4-го періоду від скандію до цинку послідовно заповнюється третій електронний шар.

Схему будови атома цинку можна так: на зовнішньому електронному шарі - два електрони, на передньому - 18 (Рис. 10).

Мал. 10. Схема будови атома цинку

Наступні за цинком елементи відносяться до елементів головної підгрупи: галій, германій тощо до криптону. В атомах цих елементів послідовно заповнюється 4-й (тобто зовнішній) електронний шар. В атомі інертного газу криптону буде октет на зовнішній оболонці, тобто стійкий стан.

Підбиття підсумку уроку

На цьому уроці ви дізналися, як влаштовано електронну оболонку атома і як пояснити явище періодичності. Познайомилися з моделями будови електронних оболонок атомів, за допомогою яких можна передбачити та пояснити властивості хімічних елементівта їх з'єднань.

Список літератури

1. Оржековський П.А. Хімія: 8-й клас: навчань для загальнообр. учред. / П.А. Оржековський, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М.: Астрель, 2013. (§ 44)
2. Рудзітіс Г.Є. Хімія: неорган. хімія. Орган. хімія: навч. для 9 кл. / Г.Є. Рудзітіс, Ф.Г. Фельдман. - М: Просвітництво, ВАТ «Московські підручники», 2009. (§37)
3. Хомченко І.Д. Збірник завдань та вправ з хімії для середньої школи. - М: РІА « Нова хвиля»: Видавець Умеренків, 2008. (с. 37-38)
4. Енциклопедія для дітей Том 17. Хімія/Голов. ред. В.А. Володін, вед. наук. ред. І. Леєнсон. - М: Аванта +, 2003. (С. 38-41)

1. Chem.msu.su().
2. Dic.academic.ru ().
3. Krugosvet.ru ().

Домашнє завдання

1. с. 250 №№ 2-4із підручника П.А. Оржековського "Хімія: 8-й клас" / П.А. Оржековський, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М: Астрель, 2013.
2. Запишіть розподіл електронів за шарами в атомі аргону та криптону. Поясніть, чому атоми цих елементів насилу вступають у хімічну взаємодію.

Атом – найдрібніша частка речовини, що складається з ядра та електронів. Будова електронних оболонок атомів визначається положенням елемента в періодичній системі хімічних елементів Д. І. Менделєєва.

Електрон та електронна оболонка атома

Атом, який загалом є нейтральним, складається з позитивно зарядженого ядра та негативно зарядженої електронної оболонки (електронна хмара), при цьому сумарні позитивні та негативні заряди рівні по абсолютній величині. При обчисленні відносної атомної масимасу електронів не враховують, оскільки вона мізерно мала й у 1840 разів менше маси протона чи нейтрону.

Мал. 1. Атом.

Електрон - унікальна частка, яка має двоїсту природу: він має одночасно властивості хвилі і частинки. Вони безперервно рухаються навколо ядра.

Простір навколо ядра, де ймовірність знаходження електрона найбільш ймовірна, називають електронною орбіталлю, або електронною хмарою. Цей простір має певну форму, яка позначається літерами s-, p-, d-і f-. S-електронна орбіталь має кулясту форму, p-орбіталь має форму гантелі або об'ємної вісімки, форми d- та f-орбіталей значно складніші.

Мал. 2. Форми електронних орбіталей.

Навколо ядра електрони розташовані на електронних шарах. Кожен шар характеризується відстанню від ядра та енергією, тому електронні шари часто називають електронними енергетичними рівнями. Чим ближче рівень до ядра, тим менша енергія електронів у ньому. Один елемент відрізняється від іншого числом протонів у ядрі атома і відповідно до числа електронів. Отже, число електронів в електронній оболонці нейтрального атома дорівнює кількості протонів, що містяться в ядрі цього атома. Кожен наступний елемент має в ядрі на один протон більше, а в електронній оболонці на один електрон більше.

Новий електрон займає орбіталь з найменшою енергією. Однак максимальна кількість електронів на рівні визначається формулою:

де N – максимальна кількість електронів, а n – номер енергетичного рівня.

На першому рівні може бути лише 2 електрони, на другому – 8 електронів, на третьому – 18 електронів, а на четвертому рівні – 32 електрони. На зовнішньому рівні атома не може бути більше 8 електронів: як тільки число електронів досягає 8, починає заповнюватися наступний, більш далекий від ядра рівень.

Будова електронних оболонок атомів

Кожен елемент стоїть у певному періоді. Період – це горизонтальна сукупність елементів, розташованих у порядку зростання заряду ядер їх атомів, що починається лужним металом, а закінчується інертним газом. Перші три періоди у таблиці – малі, а наступні, починаючи з четвертого періоду- Великі, складаються з двох рядів. Номер періоду, в якому знаходиться елемент фізичний сенс. Він означає, скільки електронних енергетичних рівнівє в атомі будь-якого елемента цього періоду. Так, елемент хлор Cl знаходиться у 3 періоді, тобто його електронна оболонка має три електронні шари. Хлор стоїть у VII групі таблиці, причому у головній підгрупі. Головною підгрупоюназивається стовпець усередині кожної групи, що починається з 1 або 2 періоду.

Таким чином, стан електронних оболонок атома хлору такий: порядковий номер елемента хлору - 17, що означає, що атом має в ядрі 17 протонів, а в електронній оболонці - 17 електронів. На 1 рівні може бути лише 2 електрони, на 3 рівні – 7 електронів, тому що хлор знаходиться в головній групі VII групи. Тоді на 2 рівні знаходиться: 17-2-7 = 8 електронів.

В атомі число електронів дорівнює заряду ядра. Заряд ядра є порядковим номером елемента в Періодичній системі. Отже, атоми кожного наступного хімічного елемента в періодичній системі мають на один електрон більше, ніж попереднього.

При описі електронної будови атома вказують, як його електрони розподілені за енергетичними рівнями. Електрони спочатку займають рівні з меншою енергією, потім із більшою. Так спочатку заповнюється перший енергетичний рівень, якщо є ще електрони, потім другий, третій і т. д. Кількість енергетичних рівнів в атомах визначається номером періоду, в якому розташований хімічний елемент, до якого належить атом.

На першому енергетичному рівні може бути лише два електрони. Тому в першому періоді лише два хімічні елементи - водень та гелій. Коли на якомусь рівні розташовано лише максимально можливу для нього кількість електронів, то кажуть, що цей рівень завершено. Так перший енергетичний рівень завершено у всіх елементів, крім водню.

У елементів другого періоду поступово заповнюється другий енергетичний рівень. На другому енергетичному рівні максимально може бути 8 електронів. Тому у другому періоді вісім хімічних елементів.

На третьому енергетичному рівні максимально може бути 18 електронів. Однак у третьому періоді цей рівень є зовнішнім. На будь-якому зовнішньому рівні не може бути більше 8 електронів. Тому в третьому періоді третій енергетичний рівень заповнюється тільки до 8 включно електронів, і, отже, третій період, як і другий містить тільки 8 хімічних елементів.

У четвертому періоді третій енергетичний рівень не є зовнішнім, тому заповнюється до 18 електронів включно. У перші два елементи 4-го періоду (K, Ca) заповнюється зовнішній енергетичний рівень. Так, у калію на нього йде один електрон, а у кальцію 2. Далі у елементів зі скандію (Sc) до цинку (Zn) заповнюється третій енергетичний рівень, а на зовнішньому залишається 2 електрони. Після цинку з галію (Ga) знову заповнюється четвертий енергетичний рівень до 8 електронів криптону (Kr).

Взагалі максимальна кількістьелектронів кожному енергетичному рівні визначається за такою формулою 2n2, де n - номер рівня. Так, якщо рівень другий, то 2*22=8, а якщо 3-й, то 2*32=18.

Електрони з найбільшою енергієювизначають хімічні властивості атомів і називаються валентними. У основних підгрупах валентними є електрони зовнішнього рівня, які число визначається номером групи. Саме тому властивості елементів однієї підгрупи подібні.

Від кількості валентних електронів залежить властивості атомів. У металів їх мало, а у неметалів багато.

Ми з'ясували, що серце атома – це його ядро. Навколо нього розташовуються електрони. Вони не можуть бути нерухомими, тому що негайно впали на ядро.

На початку XX ст. була прийнята планетарна модель будови атома, згідно з якою навколо дуже малого за розмірами позитивного ядра рухаються електрони, подібно до того, як обертаються планети навколо Сонця. Подальші дослідження показали, що будова атома значно складніша. Проблема будови атома залишається актуальною й у сучасної науки.

Елементарні частинки, атом, молекула - все це об'єкти мікросвіту, який ми не спостерігаємо. У ньому діють інші закони, ніж у макросвіті, об'єкти якого ми можемо спостерігати чи безпосередньо, чи з допомогою приладів (мікроскоп, телескоп тощо. буд.). Тому, обговорюючи далі будову електронних оболонок атомів, будемо розуміти, що ми створюємо своє уявлення (модель), яке значною мірою відповідає сучасним поглядам, хоч і не є таким самим, як у вченого-хіміка. Наша модель спрощена.

Електрони, рухаючись навколо ядра атома, утворюють разом його електронну оболонку. Число електронів в оболонці атома дорівнює, як ви вже знаєте, числу протонів в ядрі атома йому відповідає порядковий, або атомний, номер елемента в таблиці Д. І. Менделєєва. Так, електронна оболонка атома водню складається з одного електрона, хлору - із сімнадцяти, золота - із сімдесяти дев'яти.

Як же рухаються електрони? Хаотично, подібно до мошок навколо лампочки, що горить? Чи в якомусь певному порядку? Виявляється, саме у певному порядку.

Електрони в атомі відрізняються своєю енергією. Як показують досліди, одні з них притягуються до ядра сильніше, інші – слабші. Головна причина цього полягає у різному видаленні електронів від ядра атома. Чим ближче електрони до ядра, тим вони міцніше пов'язані з ним та їх важче вирвати з електронної оболонки, а ось чим далі вони від ядер, тим легше їх відірвати. Вочевидь, що з віддалення від ядра атома запас енергії електрона (Е) збільшується (рис. 38).

Мал. 38.
Максимальна кількість електронів на енергетичному рівні

Електрони, що рухаються поблизу ядра, як би загороджують (екранують) ядро ​​від інших електронів, які притягуються до ядра слабше і рухаються на більшій відстані від нього. Так утворюються електронні шари електронної оболонці атома. Кожен електронний шар складається з електронів із близькими значеннями енергії,

тому електронні верстви називають ще енергетичними рівнями. Далі ми так і говоритимемо: "Електрон знаходиться на певному енергетичному рівні".

Число заповнюваних електронами енергетичних рівнів в атомі дорівнює номеру періоду в таблиці Д. І. Менделєєва, в якому знаходиться хімічний елемент. Отже, електронна оболонка атомів 1-го періоду містить один енергетичний рівень, 2-го періоду - два, 3-го - три тощо. буд. Наприклад, в атомі азоту вона складається з двох енергетичних рівнів, а в атомі магнію - з трьох :

Максимальне (найбільше) число електронів, що знаходяться на енергетичному рівні, можна визначити за формулою: 2n 2 де n - номер рівня. Отже, перший енергетичний рівень заповнений за наявності ньому двох електронів (2×1 2 = 2); другий – за наявності восьми електронів (2×2 2 = 8); третій - вісімнадцяти (2×З 2 = 18) тощо. буд. У курсі хімії 8-9 класів ми розглядатимемо елементи лише перших трьох періодів, тому із завершеним третім енергетичним рівнем в атомів ми зустрінемося.

Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні електронної оболонки атома для хімічних елементів головних підгруп дорівнює номеру групи.

Тепер ми можемо скласти схеми будови електронних оболонок атомів, керуючись планом:

1. визначимо загальне числоелектронів на оболонці за порядковим номером елемента;
2. визначимо кількість енергетичних рівнів, що заповнюються електронами, в електронній оболонці за номером періоду;
3. визначимо число електронів кожному енергетичному рівні (на 1-му - не більше двох; на 2-му - не більше восьми, на зовнішньому рівні число електронів дорівнює номеру групи - для елементів головних підгруп).

Ядро атома водню має заряд +1, тобто містить лише один протон, відповідно лише один електрон на єдиному енергетичному рівні:

Це записують за допомогою електронної формули так:

Наступний елемент 1-го періоду гелію. Ядро атома гелію має заряд +2. У нього на першому енергетичному рівні є вже два електрони:

На першому енергетичному рівні можуть поміститися лише два електрони і ніяк не більше – він повністю завершений. Тому перший період таблиці Д. І. Менделєєва і складається з двох елементів.

У атома літію, елемента 2-го періоду, з'являється ще один енергетичний рівень, на який і «відправиться» третій електрон:

У атома берилію на другий рівень «попадає» ще один електрон:

Атом бору на зовнішньому рівні має три електрони, а атом вуглецю - чотири електрони... атом фтору - сім електронів, атом неону - вісім електронів:

Другий рівень може вмістити лише вісім електронів, тому він завершений у неону.

У атома натрію, елемента 3-го періоду, з'являється третій енергетичний рівень (зверніть увагу - атом елемента 3-го періоду містить три енергетичні рівні!), і на ньому знаходиться один електрон:

Зверніть увагу: натрій – елемент I групи, на зовнішньому енергетичному рівні має один електрон!

Очевидно, неважко буде записати будову енергетичних рівнів для атома сірки, елемента групи VIA 3-го періоду:

Завершує 3-й період аргону:

Атоми елементів 4-го періоду звичайно мають четвертий рівень, на якому в атома калію знаходиться один електрон, а у атома кальцію - два електрони.

Тепер, коли ми познайомилися зі спрощеними уявленнями про будову атомів елементів 1-го та 2-го періодів Періодичної системиД. І. Менделєєва, можна внести уточнення, що наближають нас до більш правильного погляду на будову атома.

Почнемо з аналогії. Подібно до того, як швидко рухається голка швейної машинки, пронизуючи тканину, вишиває на ній візерунок, так і незмірно швидше рухається в просторі навколо атомного ядра електрон «вишиває», тільки не плоский, а об'ємний малюнок електронної хмари. Так як швидкість руху електрона в сотні тисяч разів більша за швидкість руху швейної голки, то говорять про ймовірність знаходження електрона в тому чи іншому місці простору. Припустимо, що нам вдалося, як на спортивному фотофініші, встановити положення електрона в якомусь місці біля ядра і відзначити це точкою. Якщо такий «фотофініш» зробити сотні, тисячі разів, то вийде модель електронної хмари.

Іноді електронні хмари називають орбіталями. Вчинимо так і ми. Залежно від енергії електронні хмари або орбіталі відрізняються розмірами. Зрозуміло, що менше запас енергії електрона, тим сильніше притягується він до ядра і менше за розмірами його орбіталь.

Електронні хмари (орбіталі) можуть мати різну форму. Кожен енергетичний рівень в атомі починається з s-орбіталі, що має сферичну форму. На другому та наступних рівнях після однієї s-орбіталі з'являються р-орбіталі гантелеподібної форми (рис. 39). Таких орбіталей три. Будь-яку орбіталь займають трохи більше двох електронів. Отже, на s-орбіталі їх може бути лише два, а на трьох р-орбіталях – шість.

Мал. 39.
Форми s- та р-орбіталей (електронних хмар)

Використовуючи позначення рівня арабські цифри і позначаючи орбіталі літерами s і р, а число електронів даної орбіталі арабською цифрою зверху праворуч над літерою, ми можемо зобразити будову атомів повнішими електронними формулами.

Запишемо електронні формули атомів 1-го та 2-го періодів:

Якщо елементи мають подібні до будівлі зовнішні енергетичні рівні, то й властивості цих елементів подібні. Наприклад, аргон і неон містять на зовнішньому рівні по вісім електронів, і тому вони інертні, тобто майже не вступають у хімічні реакції. У вільному вигляді аргон і неон – гази, молекули яких одноатомні. Атоми літію, натрію та калію містять на зовнішньому рівні по одному електрону і мають подібні властивості, тому вони поміщені в одну і ту ж групу Періодичної системи Д. І. Менделєєва.

Зробимо узагальнення: однакова будова зовнішніх енергетичних рівнів періодично повторюється, тому періодично повторюються властивості хімічних елементів. Ця закономірність відбито у назві Періодичної системи хімічних елементів Д. І. Менделєєва.

Ключові слова та словосполучення

1. Електрони в атомах розміщуються на енергетичних рівнях.
2. На першому енергетичному рівні можуть перебувати лише два електрони, на другому - вісім. Такі рівні називають завершеними.
3. Число енергетичних рівнів, що заповнюються, дорівнює номеру періоду, в якому знаходиться елемент.
4. Число електронів на зовнішньому рівні атома хімічного елемента дорівнює номеру його групи (для елементів основних підгруп).
5. Властивості хімічних елементів періодично повторюються, оскільки періодично повторюється будова зовнішніх енергетичних рівнів у атомів.

Робота з комп'ютером

1. Зверніться до електронної програми. Вивчіть матеріал уроку та виконайте запропоновані завдання.
2. Знайдіть в Інтернеті електронні адреси, які можуть бути додатковими джерелами, які розкривають зміст ключових слів і словосполучень параграфа. Запропонуйте вчителю свою допомогу у підготовці нового уроку - зробіть повідомлення по ключовим словамта словосполученням наступного параграфа.

Запитання та завдання