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

                        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.

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.

1. 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.

Количественно валентность определяется как число неспаренных электронов на внешнем энергетическом уровне этого атома в основном и возбужденном состояниях.

Валентность элементов главных подгрупп определяется количеством электронов на внешнем энергетическом уровне, а у атомов побочных подгрупп валентными могут быть и электроны предвнешнего уровня. Валентность элементов выражают целым положительным числом, лежащим в интервале 1-8. Валентности равной 0 и больше 8 нет.

Исходя из вышеизложенного, максимальная валентность, проявляемая элементом, равна номеру группы. При изложении данного тезиса необходимо упомянуть о нескольких исключениях и предоставить учащимся таблицу исключений (ПРИЛОЖЕНИЕ №4).

2. Степень окисления элемента как характеристика его поведения в химическом соединении.

Степень окисления определяется количеством общих электронных пар связи, смещенных к более электроотрицательному элементу. Степень окисления может иметь положительное, отрицательное, целое или дробное значение не более 8

3. 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].

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 валентных электронов, называется металлической.

Образование кристаллической решетки металлов происходит за счет перекрывания внешних орбиталей атомов, в результате чего валентные электроны получают возможность беспрепятственно переходить от атома к атому, т.е. обобществляться. Эта совокупность электронов, совершающих хаотическое движение по всему объему металла, называется электронным газом. Необходимо обратить внимание учащихся, что эта связь схожа с ковалентной тем, что осуществляется путем обобществления электронов, однако в данном случае происходит обобществление валентных электронов всех атомов, образующих кристалл, а не только двух соседних атомов. Характеризуя металлическую связь, надо отметить, что прочность металлической связи растет с увеличением числа валентных электронов и заряда ядра атома. Именно наличие "электронного газа" обеспечивает такие свойства металлов, как электро - и теплопроводность, ковкость, пластичность и т.д.

Химическая связь с участием атома водорода одной молекулы и сильноотрицательного атома другой молекулы называется водородной связью.

Различают межмолекулярную и внутримолекулярную (например, образование аммоний-иона). Атом водорода одной сильнополярной молекулы взаимодействует с неподеленной электронной парой сильноотрицательного атома другой молекулы, обобществляя ее. В результате атом водорода участвует в образовании дополнительной, более слабой, чем ковалентная, связи. Чем больше электроотрицательность и меньше размеры этого атома, тем прочнее эта связь. Водородная связь характеризуется направленностью в пространстве и насыщаемостью.

Домашнее задание: сравнить и объяснить различие физических свойств металлов алюминия и вольфрама.

Цель урока: Углубить и обобщить знания учащихся о зависимости свойств веществ от природы химической связи и типа кристаллической решетки. Развить умение предсказывать свойства веществ по их строению и определять строение веществ по их свойствам.

Ход урока.

В начале урока производится опрос учащихся,который может быть проведен как фронтальный письменный, устный или путем опроса у доски 4-8 человек по следующим вопросам:

• Основное положение, лежащее в основе теории химической связи.
• Ковалентная химическая связь. Механизм образования, классификация, примеры.
• Ионная химическая связь. Механизм образования, примеры.
• Металлическая связь. Механизм образования, особенности. Примеры.
• Водородная связь. Механизм образования, классификация, примеры.

Пространственно-упорядоченное расположение структурных единиц вещества называется кристаллической решеткой данного вещества.

Кристаллические решетки, в узлах которых находятся полярные и неполярные молекулы, называют молекулярными. Такие вещества имеют невысокую твердость и низкие температуры плавления, которые возрастают по мере увеличения поляризации молекул, располагающихся в узлах решетки. Они нерастворимы или малорастворимы в воде. Число неорганических веществ с молекулярной решеткой невелико: твердые Н₂О иСО₂,твердые галогеноводороды, твердые простые вещества, инертные газы, галогены, Н₂, О₂, Р₄, S₈. Молекулярную кристаллическую решетку имеет большинство кристаллических органических соединений.

Если в узлах решеток расположены ионы, то такая пространственная структура называется ионной кристаллической решеткой. Примером может служить кристалл поваренной соли (NaCl), в котором каждый ион натрия о кружен шестью ионами хлора, а каждый ион хлора - шестью ионами. Весь кристалл следует рассматривать как гигантскую макромолекулу, состоящую из равного числа ионов противоположных знаков. Вещества обладают высокой твердостью, тугоплавкостью, нелетучестью и хорошо растворяются в полярных растворителях. Плавление или растворение кристаллов приводит к разрушению кристаллической решетки, и ионы получают возможность перемещаться по всему объему, занимаемому веществом. Поэтому эти вещества являются электролитами.

Кристаллические решетки, в узлах которых находятся отдельные атомы, называются атомными. Атомы в решетке соединены между собой прочными ковалентными связями. Эти решетки характерны для веществ, образованных атомами неметаллов (С, Si, S, Р и т.д). с относительно низкими значениями электроотрицательности. Вещества с атомной структурой имеют высокие температуры плавления, прочны, тверды, практические нерастворимы в жидкостях. Атомная кристаллическая решетка характерна для бора, кремния германия и соединений некоторых элементов с углеродом и кремнием.

Металлическую кристаллическую решетку имеют металлы в твердом состоянии (все вещества, образованные одинаковыми атомами с низкими значениями электроотрицательности). Наличие электронного газа обеспечивает такие свойства веществ как пластичность, высокие электро- и теплопроводности, ковкость, пластичность, нерастворимость в растворителях.

Домашнее задание: определить характер кристаллической решетки следующих веществ в твердом состоянии: Na₂O, K₂S, AlCL₃, FeBr₂, Ca₂N₃, F₂.

Цель урока: Развить умение предсказывать свойства веществ по их строению.

Тезисы урока: Алгоритм прогноза физических свойств вещества.

1. Выбор элементов.
2. Определение типа химической связи (по разности значений электроотрицательности атомов, образующих химическую связь)
3. Тип кристаллической решетки вещества.
4. Прогноз физических свойств вещества.

Примеры выполнения работы приведены в ПРИЛОЖЕНИИ №6.

На основании проделанной аналитической работы ученики делают самостоятельный вывод, что физические свойства вещества зависят от типа кристаллической решетки данного соединения, которая в свою очередь зависит от природы элементов, его образующего.

Домашнее задание: составить прогноз физических свойств соединений, молекулы которых включают атомы: а) углерод и водород, б) барий и хлор.

Цель урока: Закрепление знаний и навыков, приобретенных учащимися при изучении темы "Строение вещества".

Ход урока: самостоятельная работа может быть проведена как индивидуальная, так и групповая. В первом случае проведение урока традиционно; во втором случае класс делится на команды по 4-5 человек, и каждая команда выполняет указанный вариант (ПРИЛОЖЕНИЕ №7).

Домашнее задание: Другой вариант самостоятельной классной работы.

ОЦЕНКА ПЕДАГОГИЧЕСКОЙ РЕЗУЛЬТАТИВНОСТИ.

Предлагаемая методика использовалась мной в течение 3 учебных годов в классах с разным уровнем подготовки и разной наполняемостью (от 19 до 29 учеников в классе). Результаты опросов учащихся, проведенные в 2008 году, приведены в ПРИЛОЖЕНИИ №8.