Главная / Методические материалы / Преподавание химии

Методика преподавания темы Строение вещества в программе 11-го класса общеобразовательных школ

Автор(ы): Андреева Наталия Валериевна, учитель химии

Notice: Undefined variable: content in /home/area7ru/area7.ru/docs/metodic-material.php on line 278
УРОК №1.
Периодический закон и периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева в свете теории строения атомов. Распределение электронов по энергетическим уровням. Характеристика состояния электронов в атомах.
Цель урока: Углубить знания учащихся о состоянии электронов в атомах.
Ход урока:В начале урока учитель организует беседу, направленную на воспроизведение основных опорных знаний. В качестве плана может быть использована система следующих вопросов:

Формулировка периодического закона, данная Д.И.Менделеевым. Современная формулировка.
Периодическая система как графическое отображение периодического закона. Период. Группа. Главные и побочные подгруппы.
Характеристика частиц, входящих в состав атома.
Относительная атомная масса элемента. Понятия: изотоп (равное место) - как разновидность атомов с одинаковым зарядом ядра; изотон (равная тяжесть) - как разновидность разных атомов различных химических элементов с одинаковой атомной массой (например, изотопы аргона, калия, и кальция с относительной атомной массой 40; изобар (равное давление) - как разновидность атомов различных химических элементов с одинаковым числом нейтронов (например, изотопы ксенона, бария, лантана и церия, содержащие по 82 нейтрона)

Внимание учащихся акцентируется на взаимосвязи периодического закона и теории строения атома. Завершая беседу, учитель подводит учащихся к выводу, что при химических явлениях состав ядер атомов не изменяется, что на характер элемента и свойств его соединений решающее воздействие оказывает особенности строения его электронной оболочки.
Тезисы урока.
Урок ведется в виде лекции по следующему плану.

Определение понятия орбиталь. Графическое обозначение орбитали (ячейка Хунда).
Запас энергии - основное отличие электронов друг от друга в электронной оболочке данного элемента. Квантовые числа как характеристика запаса энергии и характера движения электрона в поле ядра.

Главное квантовое число характеризует количество энергетических уровней в электронной оболочке. Физический смысл номера периода, в котором расположен элемент. Обозначение. Расчет максимально возможного числа электронов на данном энергетическом уровне по формуле N=2n², где n - главное квантовое число (или номер периода, в котором находится элемент)
Орбитальное квантовое число как характеристика запаса энергии электронов данного энергетического уровня. Обозначение, способ расчета. Физический смысл числа как форма орбиталей.
Магнитное квантовое число определяет направленность орбиталей в пространстве. Физический смысл как количество определенного вида орбиталей. Обозначение, способ расчета.
Спиновое квантовое число как характеристика направления вращения электрона вокруг собственной оси. Принцип Паули. Обозначение; графическое изображение орбитали и электронов, находящихся на ней.

Необходимые схемы учитель заготавливает заранее и в нужное время предоставляет учащимся, давая необходимые пояснения, повторяющие в сжатом виде лекционный материал. В конце урока учащимся предлагается внести в свои тетради обобщающую таблицу по материалам лекции (ПРИЛОЖЕНИЕ №1).
Домашнее задание: работа с лекционным материалом; выучить базовые понятия.
УРОК №2.
Распределение s-,p-,d- и f - электронов по энергетическим уровням и подуровням.
Цель: закрепить и углубить знания учащихся о строении электронной оболочки атома; сформировать понятие о s-, p-,d- и f- элементах.
Ход урока: Урок начинается с фронтальной беседы, в которой повторяются базовые определения предыдущего урока и разбираются следующие вопросы:

Определение химический элемент
Каков состав ядра атома; как определить число протонов и нейтронов в ядре
Как определить количество энергетических уровней в электронной оболочке атома
Как рассчитать максимально возможное число электронов на данном энергетическом уровне?
Определение химический элемент
Каков состав ядра атома; как определить число протонов и нейтронов в ядре
Как определить количество энергетических уровней в электронной оболочке атома
Как рассчитать максимально возможное число электронов на данном энергетическом уровне?
Каково количество подуровней на энергетическом уровне? Как они обозначаются?
Что называется орбиталью? Какую форму имеют орбитали?
Каково возможное количество орбиталей на подуровнях?
Что обозначает термин спин?
При каком условии на одной орбитали могут двигаться два электрона?

При ответе на вопрос №13 ученики должны мотивировать свой ответ с точки зрения своих знаний, полученных на уроках физики при изучении темы Вихревые магнитные поля, учитывая, что электрон является отрицательно заряженной частицей.
Тезисы урока:
Изучение нового материала ведется в лекции-беседе. Следует обратить внимание учащихся на то, что электроны заполняют уровни и подуровни в порядке возрастания запаса энергии.
Для классов гуманитарной направленности можно предложить следующий алгоритм действия.

Для выбранного элемента по его местоположению в периодической таблице химических элементов Д.И.Менделеева необходимо записать матрицу строения электронной оболочки атома, соответствующую данному периоду. Например, элемент иод:

¹²⁷₅₃I 1s2s2p3s3p3d4s4p4d4f5s5p5d5f

По таблице, последовательно переходя от элемента к элементу, заполнить матрицу в соответствии с порядковым номером элемента и порядком заполнения подуровней:

¹²⁷₅₃I 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰4f⁰5s²5p⁵5d⁰5f⁰

Необходимо обратить внимание учащихся, что подуровни заполняются в последовательности s-f-d-p, и в периодах можно выделить элементы, в электронных оболочках которых заполняются данные орбитали, что является основой классификации элементов по этому признаку.
Для классов физико-математической направленности можно объяснить порядок заполнения уровней и подуровней электронами, используя понятия основного принципа - принципа наименьшего запаса энергии: наиболее устойчиво состояние атома, при котором его электроны имеют наименьшую энергию.
Это положение подтверждается следующими постулатами:

Принцип минимума энергии: электрон поступает на ту орбиталь, энергия которой минимальна.

Запрет Паули: в атоме не может быть двух электронов, четыре квантовых числа которых одинаковы (т.е. каждая атомная орбиталь не может быть заполнена более чем двумя электронами, причем с антипараллельными спинами.)

Правило Хунда: электроны располагаются на одинаковых орбиталях таким образом, чтобы суммарное спиновое число их было максимальным, т.е. наиболее устойчивому состоянию атома соответствует максимально возможное число неспаренных электронов с одинаковыми спинами.

Правила Клечковского:

А) Заполнение электронных слоев электронами начинается с уровней и подуровней, обладающими самыми низкими значениями n и l, и идет в порядке возрастания n+l;
Б) Если для двух орбиталей сумма n+l окажется одинаковой, то в первую очередь электронами заполняется орбиталь с меньшим значением n.
Для иллюстрации изложенных принципов и правил учащимся предоставляется таблица, которую рекомендуется перенести в тетрадь. Для экономии времени урока можно предоставить учащимся копии заранее сделанной таблицы для размещения ее у себя в рабочих тетрадях (ПРИЛОЖЕНИЕ №2)
В процессе урока учащиеся самостоятельно выбирают элементы, электронные оболочки которых заполняют при совместном обсуждении. Можно выполнять эту работу самостоятельно с последующим обменом тетрадями и взаимопроверкой.
Домашнее задание: составить схемы расположения электронов по орбиталям и энергетическим уровням элементов №№ 56, 63, 82, 74, произвести классификацию этих элементов.
УРОК № 3.
Валентность. Степень окисления.
Цели урока: Обобщить знания учащихся о валентности. Скорректировать понятие степень окисления элемента.
Ход урока. В начале урока проводится либо письменный фронтальный опрос по темам предыдущих двух уроков (ПРИЛОЖЕНИЕ №3) либо письменный опрос учащихся по материалам домашнего задания с вызовом к доске 4-8 человек поочередно, выполнения заданий по вариантам фронтального опроса. Остальные учащиеся ведут беседу с учителем по темам прошедших двух уроков.
Тезисы урока:

Качественная и количественная интерпретация понятия валентности.

Способность атомов химического элемента присоединять или замещать определенное число атомов другого элемента с образованием химической связи называется валентностью элемента.

число неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне этого атома в основном и возбужденном состояниях.

Степень окисления элемента как характеристика его поведения в химическом соединении.

Степень окисления определяется количеством общих электронных пар связи, смещенных к более электроотрицательному элементу.

Разграничение понятий валентность и степень окисления элемента.

В завершении урока учитель предлагает учащимся определить валентность и степень окисления элементов в соединениях: Cl₂ (В= 1, с.о.= 0), N₂ (В= 3, с.о.= 0), CO₂ (В_с= 4; с.о._с= +4; В_о=2, с.о._о= -2); KMnO₄ (В_к= 1, с.о._к= +1; В_Мп= 7, с.о._Мп= +7, В_о=2, с.о._о= -2); HNO₃ (В_н= 1, с.о._н= +1; В_N= 4, с.о._N= +5, В_о= 2, с.о._о= -2).
Домашнее задание: определить валентность и степень окисления элементов в соединениях: H₂SO₄, K₂Cr₂O₇, H₂SO₃, Na[Al(OH)₄].
УРОКИ №№4-5.
Типы химической связи.
Цель уроков: Обобщить знания о природе химической связи.
Ход урока: В начале урока №4 проводится письменный фронтальный опрос для определения усвоения учащимися понятий валентность, степень окисления. (ПРИЛОЖЕНИЕ №5)
Тезисы уроков:
1) Обсуждение вопросов:

Что обозначает термин химическая связь?
Какие силы действуют при сближении двух атомов?
Какие изменения запаса внутренней энергии сопровождают образование химической связи?
Как характер образования связи зависит от электроотрицательности взаимодействующих атомов?

2) Основное положение, которое лежит в основе теории химической связи: Устойчивым является такое состояние атома, при котором его внешний энергетический уровень завершен, т.е. содержит 8 электронов (для элементов 1 периода -2), т.е. в процессе химических реакций атомы стремятся его завершить путем:

Образования общих электронных пар
Отдачи или присоединения электронов
Обобществления электронов.

Различают четыре основных типа химической связи: ковалентную, ионную, металлическую и водородную
Химическая связь, осуществляемая путем образования общих электронных пар, называется ковалентной. Существуют два механизма образования ковалентной связи - обменный и донорно-акцепторный.
Ковалентная химическая связь образуется либо между одинаковыми атомами, либо атомами элементов, незначительно отличающихся значениями электроотрицательности (E =0-1,7).
В первом случае общая электронная пара (электронное облако связи) расположена симметрично между ядрами атомов, что приводит к совмещению плотности положительных и отрицательных зарядов. Такая ковалентная связь называется неполярной, и молекула вещества также является неполярной, т.е не имеющей зарядовых полюсов. В качестве примеров приводятся молекулы хлора, азота, водорода и т.д (E=0).
Во втором - общая электронная пара смещается в сторону более электроотрицательного атома, симметрия распределения зарядов нарушается, и связь становится полярной. На атоме, от которого смещена электронная пара возникает некоторый положительный заряд, а на атоме, к которому смещена электронная пара, - некоторый отрицательный заряд, что приводит к формированию полярной молекулы (диполя). В качестве примера можно привести примеры строение молекул метана, карбида алюминия, бромоводорода и т.д.(0<E< 1.7)
Ковалентная химическая связь характеризует длиной, прочностью, полярностью и направленностью.
Связь, осуществляемая за счет сил электростатического притяжения, называется ионной.
При большом различии электроотрицательностей элементов (E>1,7), образующих химическую связь, электронная пара практически полностью смещается к более электроотрицательному атому, что приводит к образованию отрицательного иона. В тоже время менее электроотрицательный атом теряет валентный электрон, превращаясь в положительный ион. В отличие от ковалентной связи ионная связь является ненаправленной и ненасыщаемой. У каждого иона сохраняется способность притягивать ионы противоположного знака по другим направлениям. Это приводит к тому, что, например, в кристалле NaCl каждый ион Na⁺ связан с 6 ионами Cl^- и наоборот.
Химическая связь, осуществляемая между всеми атомами в кристаллической решетке металла совокупностью обобществленных в...

ВНИМАНИЕ!
Текст просматриваемого вами методического материала урезан на треть (33%)!

Чтобы просматривать этот и другие тексты полностью, авторизуйтесь на сайте:

Простая ссылка на эту страницу:

Ссылка для размещения на форуме:

HTML-гиперссылка:

Добавлено: 2012.12.23 | Просмотров: 2353
При использовании материалов сайта, активная ссылка на AREA7.RU обязательна!