Самостоятельная работа по химии Строение электронных оболочек атомов для учащихся 8 класса с ответами. Самостоятельная работа состоит из 4 вариантов в каждом по 3 задания.

1 вариант

1.

	Элемент	Электронная формула

2. Напишите электронные формулы элементов кисло­рода и натрия. Укажите для каждого элемента:

3.

а) максимальное число электронов на внешнем энергети­ческом уровне атомов любого элемента равно номеру группы,
б) максимальное число электронов во втором энергетиче­ском уровне равно восьми,
в) общее число электронов в атомах любого элемента равно порядковому номеру элемента.

2 вариант

1. Заполните таблицу. Определите элемент и его электронную формулу.

Распределение электронов по энергетическим уровням	Элемент	Электронная формула

Атомы каких элементов будут обладать сходными свойствами? Почему?

2. Напишите электронные формулы элементов углеро­да и аргона. Укажите для каждого элемента:

а) общее число энергетических уровней в атоме,
б) число заполненных энергетических уровней в атоме,
в) число электронов на внешнем энергетическом уровне.

3. Выберите правильные утверждения:

а) число энергетических уровней в атомах элементов рав­но номеру периода,
б) общее число электронов в атоме химического элемента равно номеру группы,
в) число электронов на внешнем уровне атомов элемен­тов одной группы главной подгруппы одинаково.

3 вариант

1. Заполните таблицу. Определите элемент и его электронную формулу.

Распределение электронов по энергетическим уровням	Элемент	Электронная формула

Атомы каких элементов будут обладать сходными свойствами? Почему?

2. Напишите электронные формулы элементов хлора и бора. Укажите для каждого элемента:

а) общее число энергетических уровней в атоме,
б) число заполненных энергетических уровней в атоме,
в) число электронов на внешнем энергетическом уровне.

3. Выберите правильные утверждения:

а) атомы элементов одного периода содержат одинаковое число энергетических уровней,
б) максимальное число электронов на s -орбитале равно двум,
в) сходными свойствами обладают атомы химических элементов с одинаковым числом энергетических уровней.

4 вариант

1. Заполните таблицу. Определите элемент и его электронную формулу.

Распределение электронов по энергетическим уровням	Элемент	Электронная формула

Атомы каких элементов будут обладать сходными свойствами? Почему?

2. Напишите электронные формулы элементов алюми­ния и неона. Укажите для каждого элемента:

а) общее число энергетических уровней в атоме,
б) число заполненных энергетических уровней в атоме,
в) число электронов на внешнем энергетическом уровне.

3. Выберите правильные утверждения:
а) во всех энергетических уровнях может содержаться до восьми электронов,
б) изотопы одного химического элемента имеют одинако­вые электронные формулы,
в) максимальное число электронов на р -орбитале равно шести.

Ответы самостоятельную работу по химии Строение электронных оболочек атомов
1 вариант
1.
1) В — 1s 2 2s 2 2p 1
2) H — 1s 1
3) Al — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
Сходными свойствами обладают В и Al, так как на внешнем энергетическом уровне у атомов этих эле­ментов по три электрона.
2.
О — 1s 2 2s 2 2p 4
а) 2,
б) 1,
в) 6;
Na — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ,
а) 3,
б) 2,
в) 1.
3. б, в.
2 вариант
1.
1) F — 1s 2 2s 2 2p 5
2) Na — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
3) Li — 1s 2 2s 1
Сходными свойствами обладают Nа и Li, так как на внешнем энергетическом уровне у этих эле­ментов по одному электрону.
2. С — 1s 2 2s 2 2p 2
а) 2,
б) 1,
в) 4;
Ar — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
а) 3,
б) 2,
в) 8.
3. а, в.
3 вариант
1.
1) Р — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
2) N — 1s 2 2s 2 2p 3
3) Не — 1s 2
Сходными свойствами обладают Р и N, так как на внешнем энергетическом уровне у этих элементов по пять электронов.
2. Cl — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
а) 3,
б) 2,
в) 7;
В — 1s 2 2s 2 2p 1
а) 2,
б) 1,
в) 3.
3. а, б.
4 вариант
1.
1) Mg — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
2) С — 1s 2 2s 2 2p 2
3) Ве — 1s 2 2s 2
Сходными свойствами обладают Ве и Mg, так как на внешнем энергетическом уровне у этих элементов по два электрона.
2.
Al — 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
а) 3,
б) 2,
в) 3;
Ne — 1s 2 2s 2 2p 6 ,
а) 2,
б) 2,
в) 8.
3. б, в.

Выдающийся датский физик Нильс Бор (Рис. 1) предположил, что электроны в атоме могут двигаться не по любым, а по строго определенным орбитам.

При этом электроны в атоме различаются своей энергией. Как показывают опыты, одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие - слабее. Главная причина этого заключается в разном удалении электронов от ядра атома. Чем ближе электроны к ядру, тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки. Таким образом, по мере удаления от ядра атома запас энергии электрона увеличивается.

Электроны, движущиеся вблизи ядра, как бы загораживают (экранируют) ядро от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Так образуются электронные слои.

Каждый электронный слой состоит из электронов с близкими значениями энергии; поэтому электронные слои называют еще энергетическими уровнями.

Ядро находится в центре атома каждого элемента, а электроны, образующие электронную оболочку, размещаются вокруг ядра слоями.

Число электронных слоев в атоме элемента равно номеру периода, в котором находится данный элемент.

Например, натрий Na - элемент 3-го периода, значит, его электронная оболочка включает 3 энергетических уровня. В атоме брома Br - 4 энергетических уровня, т. к. бром расположен в 4-м периоде (Рис. 2).

Модель атома натрия: Модель атома брома:

Максимальное число электронов на энергетическом уровне рассчитывается по формуле: 2n 2 , где n - номер энергетического уровня.

Таким образом, максимальное число электронов на:

3 слое - 18 и т. д.

У элементов главных подгрупп номер группы, к которой относится элемент, равен числу внешних электронов атома.

Внешними называют электроны последнего электронного слоя.

Например, в атоме натрия - 1 внешний электрон (т. к. это элемент IА подгруппы). В атоме брома - 7 электронов на последнем электронном слое (это элемент VIIА подгруппы).

Строение электронных оболочек элементов 1-3 периодов

В атоме водорода заряд ядра равен +1, и этот заряд нейтрализуется единственным электроном (Рис. 3).

Следующий за водородом элемент - гелий, тоже элемент 1-го периода. Следовательно, в атоме гелия 1 энергетический уровень, на котором размещаются два электрона (Рис. 4). Это максимально возможное число электронов для первого энергетического уровня.

Элемент № 3 - это литий. В атоме лития 2 электронных слоя, т. к. это элемент 2-го периода. На 1 слое в атоме лития находится 2 электрона (этот слой завершен), а на 2 слое -1 электрон. В атоме бериллия на 1 электрон больше, чем в атоме лития (Рис. 5).

Аналогично можно изобразить схемы строения атомов остальных элементов второго периода (Рис. 6).

В атоме последнего элемента второго периода - неона - последний энергетический уровень является завершенным (на нем 8 электронов, что соответствует максимальному значению для 2-го слоя). Неон - инертный газ, который не вступает в химические реакции, следовательно, его электронная оболочка очень устойчива.

Американский химик Гилберт Льюис дал объяснение этому и выдвинул правило октета, в соответствии с которым устойчивым является восьмиэлектронный слой (за исключением 1 слоя: т. к. на нем может находиться не более 2 электронов, устойчивым для него будет двухэлектронное состояние).

После неона следует элемент 3-го периода - натрий. В атоме натрия - 3 электронных слоя, на которых расположены 11 электронов (Рис. 7).

Рис. 7. Схема строения атома натрия

Натрий находится в 1 группе, его валентность в соединениях равна I, как и у лития. Это связано с тем, что на внешнем электронном слое атомов натрия и лития находится 1 электрон.

Свойства элементов периодически повторяются потому, что у атомов элементов периодически повторяется число электронов на внешнем электронном слое.

Строение атомов остальных элементов третьего периода можно представить по аналогии со строением атомов элементов 2-го периода.

Строение электронных оболочек элементов 4 периода

Четвертый период включает в себя 18 элементов, среди них есть элементы как главной (А), так и побочной (В) подгрупп. Особенностью строения атомов элементов побочных подгрупп является то, что у них последовательно заполняются предвнешние (внутренние), а не внешние электронные слои.

Четвертый период начинается с калия. Калий - щелочной металл, проявляющий в соединениях валентность I. Это вполне согласуется со следующим строением его атома. Как элемент 4-го периода, атом калия имеет 4 электронных слоя. На последнем (четвертом) электронном слое калия находится 1 электрон, общее количество электронов в атоме калия равно 19 (порядковому номеру этого элемента) (Рис. 8).

Рис. 8. Схема строения атома калия

За калием следует кальций. У атома кальция на внешнем электронном слое будут располагаться 2 электрона, как и у бериллия с магнием (они тоже являются элементами II А подгруппы).

Следующий за кальцием элемент - скандий. Это элемент побочной (В) подгруппы. Все элементы побочных подгрупп - это металлы. Особенностью строения их атомов является наличие не более 2-х электронов на последнем электронном слое, т. е. последовательно заполняться электронами будет предпоследний электронный слой.

Так, для скандия можно представить следующую модель строения атома (Рис. 9):

Рис. 9. Схема строения атома скандия

Такое распределение электронов возможно, т. к. на третьем слое максимально допустимое количество электронов - 18, т. е. восемь электронов на 3-м слое - это устойчивое, но не завершенное состояние слоя.

У десяти элементов побочных подгрупп 4-го периода от скандия до цинка последовательно заполняется третий электронный слой.

Схему строения атома цинка можно представить так: на внешнем электронном слое - два электрона, на предвнешнем - 18 (Рис. 10).

Рис. 10. Схема строения атома цинка

Следующие за цинком элементы относятся к элементам главной подгруппы: галлий, германий и т. д. до криптона. В атомах этих элементов последовательно заполняется 4-й (т. е. внешний) электронный слой. В атоме инертного газа криптона будет октет на внешней оболочке, т. е. устойчивое состояние.

Подведение итога урока

На этом уроке вы узнали, как устроена электронная оболочка атома и как объяснить явление периодичности. Познакомились с моделями строения электронных оболочек атомов, с помощью которых можно предсказать и объяснить свойства химических элементов и их соединений.

Список литературы

1. Оржековский П.А. Химия: 8-й класс: учеб для общеобр. учрежд. / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М.: Астрель, 2013. (§44)
2. Рудзитис Г.Е. Химия: неорган. химия. Орган. химия: учеб. для 9 кл. / Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. - М.: Просвещение, ОАО «Московские учебники», 2009. (§37)
3. Хомченко И.Д. Сборник задач и упражнений по химии для средней школы. - М.: РИА «Новая волна»: Издатель Умеренков, 2008. (с. 37-38)
4. Энциклопедия для детей. Том 17. Химия / Глав. ред. В.А. Володин, вед. науч. ред. И. Леенсон. - М.: Аванта+, 2003. (с. 38-41)

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

Домашнее задание

1. с. 250 №№ 2-4 из учебника П.А. Оржековского «Химия: 8-й класс» / П.А. Оржековский, Л.М. Мещерякова, М.М. Шалашова. - М.: Астрель, 2013.
2. Запишите распределение электронов по слоям в атоме аргона и криптона. Объясните, почему атомы этих элементов с большим трудом вступают в химическое взаимодействие.

Атомы, первоначально считавшиеся неделимыми, представляют собой сложные системы.

Атом состоит из ядра и электронной оболочки

Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра электронов

Ядра атомов заряжены положительно, они состоят из протонов (положительно заряженных частиц) p+ и нейтронов (не имеющих заряда) no

Атом в целом электронейтрален, число электронов е– равно числу протонов p+, равно порядковому номеру элемента в таблице Менделеева.

На рисунке изображена планетарная модель атома, согласно которой электроны движутся по стационарным круговым орбитам. Она очень наглядна, но не отражает сути, т.к в действительности законы микромира подчиняются на классической механике, а квантовой, которая учитывает волновые свойства электрона.

Согласно квантовой механике электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова.

Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью (не путать с орбитой!) или электронным облаком.

Т.е у электрона отсутствует понятие «траектория», электроны не движутся ни по круговым орбитам, ни по каким-либо другим. Самая большая сложность квантовой механики заключается в том, что это невозможно представить, мы все привыкли к явлениям макромира, подчиняющегося классической механике, где любая движущаяся частица имеет свою траекторию.

Итак, электрон имеет сложное движение, может находится в любом месте пространства около ядра, но с разной вероятностью. Давайте теперь рассмотрим те части пространства, где вероятность нахождения электрона достаточно высока — орбитали — их формы и последовательность заполнения орбиталей электронами.

Представим себе трехмерную систему координат, в центре которой находится ядро атома.

Вначале идет заполнение 1s орбитали, она располагается ближе всего к ядру и имеет форму сферы.

Обозначение любой орбитали складывается из цифры и латинской буквы. Цифра показывает уровень энергии, а буква — форму орбитали.

1s орбиталь имеет наименьшую энергию и электроны находящиеся на этой орбитали имеют наименьшую энергию.

На этой орбитали могут находиться не более двух электронов . Электроны атомов водорода и гелия (первых двух элементов) находятся именно на этой орбитали.

Электронная конфигурация водорода: 1s 1

Электронная конфигурация гелия: 1s 2

Верхний индекс показывает количество электронов на этой орбитали.

Следующий элемент — литий, у него 3 электрона, два из которых располагаются на 1s орбитали, а где же располагается третий электрон?

Он занимает следующую по энергии орбиталь — 2s орбиталь. Она также имеет форму сферы, но большего радиуса (1s орбиталь находится внутри 2s орбитали).

Электроны, находящиеся на этой орбитали имеют большую энергию, по сравнению с 1s орбиталью, т.к они расположены дальше от ядра. Максимум на этой орбитали может находится также 2 электрона.
Электронная конфигурация лития: 1s 2 2s 1
Электронная конфигурация бериллия: 1s 2 2s 2

У следующего элемента — бора — уже 5 электронов, и пятый электрон будет заполнять орбиталь, обладающую ещё большей энергией- 2р орбиталь. Р-орбитали имеют форму гантели или восьмерки и располагаются вдоль координатных осей перпендикулярно друг другу.

На каждой р-орбитали может находится не более двух электронов, таким образом на трех р-орбиталях — не более шести. Валентные электроны следующих шести элементов заполняют р-орбитали, поэтому их относят к р-элементам.

Электронная конфигурация атома бора: 1s 2 2s 2 2р 1
Электронная конфигурация атома углерода: 1s 2 2s 2 2р 2
Электронная конфигурация атома азота: 1s 2 2s 2 2р 3
Электронная конфигурация атома кислорода: 1s 2 2s 2 2р 4
Электронная конфигурация атома фтора: 1s 2 2s 2 2р 5
Электронная конфигурация атома неона: 1s 2 2s 2 2р 6

Графически электронные формулы этих атомов изображены ниже:

Квадратик — это орбиталь или квантовая ячейка, стрелочкой обозначается электрон, направление стрелочки — это особая характеристика движения электрона — спин (упрощенно можно представить как вращение электрона вокруг своей оси по часовой и против часовой стрелки). Нужно знать то, что на одной орбитали не может быть двух электронов с одинаковыми спинами (в одном квадратике нельзя рисовать две стрелочки в одном направлении!). Это и есть принцип запрета В.Паули: «В атоме не может быть даже двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми»

Существует ещё одно правило (правило Гунда ), по которому электроны расселяются на одинаковых по энергии орбиталях сначала по одиночке, и лишь когда в каждой такой орбитали уже находится по одному электрону, начинается заполнение этих орбиталей вторыми электронами. Когда орбиталь заселяется двумя электронами, такие электроны называют спаренными .

Атом неона имеет завершенный внешний уровень из восьми электронов (2 s-электрона+6 p-электронов =8 электронов на втором энергетическом уровне), такая конфигурация является энергетически выгодной, и её стремятся приобрести все другие атомы. Именно поэтому элементы 8 А группы — благородные газы — столь инертны в химическом отношении.

Следующий элемент — натрий, порядковый номер 11, первый элемент третьего периода, у него появляется ещё один энергетический уровень — третий. Одиннадцатый электрон будет заселять следующую по энергии орбиталь -3s орбиталь.

Электронная конфигурация атома натрия: 1s 2 2s 2 2р 6 3s 1

Далее происходит заполнение орбиталей элементов третьего периода, сначала заполняется 3s подуровень с двумя электронами, а потом 3р подуровень с шестью электронами (аналогично второму периоду) до благородного газа аргона, имеющего, подобно неону, завершенный восьмиэлектронный внешний уровень. Электронная конфигурация атома аргона (18 электронов): 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3р 6

Четвертый период начинается с элемента калия (порядковый номер 19), последний внешний электрон которого располагается на 4s орбитали. Двадцатый электрон кальция также заполняет 4s орбиталь.

За кальцием идет ряд из 10 d-элементов, начиная со скандия (порядковый номер 21) и заканчивая цинком (порядковый номер 30). Электроны этих атомов заполняют 3d орбитали, внешний вид которых представлен на рисунке ниже.

Итак, подведем итоги: