Состояние электронов в атоме. 11-й класс


В данной статье рассмотрен пример урока – презентации. Возможности
презентации (см. Приложение) использованы для
формирования основных понятий, необходимых для понимания школьником микромира, в
частности состояния электронов в атоме. При этом процесс обучения становится
более интересным, разнообразным, интенсивным.



Презентация позволяет представить достаточно сложный материал как систему
ярких образов, которые наполнены исчерпывающей структурированной информацией. К
тому же учащиеся имеют возможность рассмотреть данный вопрос не только с
химической точки зрения, но и исторической и географической. Использование
информационно-компьютерных технологий позволило улучшить качество излагаемого
материала, эффективно использовать время урока, повысить качество усвоения
материала.

В процессе лекции учащиеся знакомятся с основными понятиями квантовой химии,
определяющими распределение электронов в атоме:

  • Корпускулярно-волновой дуализм электрона;
  • Принцип неопределённости Гейзенберга;
  • Уравнение Шредингера;
  • Квантовые числа и их физический смысл;
  • Принцип наименьшей энергии;
  • Принцип Паули;
  • Правило Хунда,

что соответствует профильному уровню программы среднего (полного) общего
образования по химии.

Материал к презентации.

Приложение. Слайд 1

Атом с более чем одним электроном представляет собой сложную систему
взаимодействующих друг с другом электронов, движущихся в поле ядра.

Электрон является элементарной частицей, поведение которой подчиняется
законам квантовой механики.

Слайд 2

В основе квантовой механики лежит постулат о корпускулярно-волновом дуализме,
выдвинутый в 1924 году французским физиком Луи де Бройлем: «Электрон обладает
двойственными корпускулярно-волновыми свойствами (как свет), то есть проявляет
одновременно свойства частицы и волны».

Слайд 3

Утверждение Луи де Бройля было экспериментально доказано в 1927 году
американскими учеными К. Д. Дэвиссоном и Л. Х. Джермером. Они наблюдали
дифракцию электронов при отражении от монокристаллов.

Слайд 4

Вернер Карл Гейзенберг в том же году, что и Луи де Бройль сформулировал
принцип неопределенности: «Невозможно в один и тот же момент времени точно
определить местонахождение электрона в пространстве и его скорость».

Слайд 5, 6, 7

Основное уравнение квантовой механики — уравнение Шредингера — определяет
только вероятности, т.е. потенциальные возможности обнаружения частиц в том или
ином участке пространства.



Слайд 8

В данной таблице представлены физический смысл и значения квантовых чисел.

Для лучшего понимания физического смысла предложены иллюстрации в приложении,
на слайдах 9, 10, 11, 12.

Слайды 13, 14, 15, 16

Заполнение электронами атомных орбиталей осуществляется согласно принципу
наименьшей энергии, принципу Паули и правилу Хунда.

Слайды 13, 14

Принцип наименьшей энергии отражает общее правило – максимуму устойчивости
системы соответствует минимум ее энергии.



Слайд 15

Принцип Паули запрещает в многоэлектронном атоме находиться электронам с
одинаковым набором квантовых чисел. Это означает, что два любых электрона в
атоме (или молекуле, или ионе) должны отличаться друг от друга значением хотя бы
одного квантового числа, то есть на одной орбитали может быть не более двух
электронов с различными спинами (спаренных электронов).

Слайд 16

В соответствии с правилом Хунда наименьшей энергией обладает электронная
конфигурация с максимальным спином. Это означает, что, если на p-орбитали три
электрона, то они располагаются так:
, и их
суммарный спин S = 3/2, а не так:
, S = 1/2.

Слайд 17

Итак, четыре квантовых числа описывают состояние электрона в атоме и
характеризуют энергию электрона, его спин, форму электронного облака и его
ориентацию в пространстве. При переходе атома из одного состояния в другое
происходит перестройка электронного облака, то есть изменяются значения
квантовых чисел, что сопровождается поглощением или испусканием атомом квантов
энергии.




Следующий: