Реферат: Т. С. Назарова методические рекомендации к таблицам по химии для общеобразовательной школы серия 2 строение вещества пособие для учителей Москва «варсон» 2005 методические рекомендации

Д.Н. Кожевников, Т.С. Назарова


МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ

К ТАБЛИЦАМ ПО ХИМИИ

ДЛЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЙ ШКОЛЫ


Серия 2

СТРОЕНИЕ ВЕЩЕСТВА


Пособие для учителей


Москва «ВАРСОН» 2005


МЕТОДИЧЕСКИЕ РЕКОМЕНДАЦИИ К ТАБЛИЦАМ ПО ХИМИИ ДЛЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНОЙ ШКОЛЫ. Серия 2. Строение вещества / Д.Н. Кожевников, Т.С. Назарова. – М.: ООО «Издательство «ВАРСОН», 2005. – 43 с.


Настоящее наглядное пособие представляет собой серию таблиц «Строение вещества». В набор входят 16 таблиц и методические рекомендации по использованию иллюстративного материала таблиц на уроках. В методическом руководстве помещены макеты таблиц, что облегчает учителю подготовку к урокам.

Наглядные изображения, приведенные в таблицах, знакомят учащихся с историей развития знания об атоме. На основе использования различных видов моделей (шаро-стержневых, масштабных, кольцегранных и орбитальных) таблицы позволяют сформировать целостное представление о химической связи и строении веществ.

Данные таблицы предназначены для использования на уроках химии в общеобразовательной школе, а также для школ и классов с углубленным изучением химии.


© Д.Н. Кожевников, Т.С. Назарова, 2005

© ООО «Издательство «ВАРСОН», 2005

^ Таблица 1. ИСТОРИЧЕСКИЕ МОДЕЛИ СТРОЕНИЯ АТОМА

Таблица кратко отражает исторические этапы развития знаний о строении атомной системы. Материал представлен в исторической последовательности.

В 1895 году Джозефом Томсоном предложена модель атома, согласно которой атом имеет неопределенную структуру вроде «булки с изюмом», где «изюм» – отрицательно заряженные частицы, внедренные в положительно заряженное «тесто».

В 1911 году Эрнест Резерфорд провел эксперимент по рассеянию частиц на тонкой металлической фольге и установил, что в атоме есть положительно заряженное ядро очень малого размера, в котором сосредоточена почти вся масса атома – больше 99,9%. А основной объем атома занят отрицательно заряженными частицами – электронами. По сравнению с частицами ядра – «нуклонами», электроны очень легкие – почти в 2000 раз легче, за что названы «лептонами». Заряды электрона и протона имеют разные знаки, но равны по величине. В нейтральном атоме число протонов ядра равно числу электронов.

В 1913 году Нильс Бор предложил «планетарную» модель атома: отрицательные частицы – электроны движутся по орбитам вокруг тяжелого положительного ядра (как планеты в Солнечной системе вокруг Солнца). По правилам электродинамики движущиеся заряды должны излучать и, теряя энергию на излучение, быстро «упасть на ядро», притянувшись к нему. Чтобы избежать этого противоречия, Бор сформулировал постулаты (неочевидные утверждения, которые не могут быть доказаны, но необходимы для работоспособности модели). Бор постулировал, что есть несколько стационарных орбит, на которых электрон находиться без излучения энергии произвольно долгое время. Излучение (или поглощение) энергии атомами происходит только при переходах электронов с одной стационарной орбиты на другую.

В 1923 году была предложена модель, не требующая постулатов. Луи де Бройль предложил мыслить электрон колеблющейся струной, замкнутой в кольцо. В кольце могут формироваться стоячие волны. В соответствии с «волновой» моделью электрона атом стабилен. Большой и легкий электрон окружает маленькое и тяжелое ядро. Электрон занимает весь объем атома и не может упасть на ядро, находящееся в его центре. Энергия связи электрона с ядром связана с числом стоячих волн, уложенных в кольцевой струне. Движение распределенного заряда электрона по сложной, но замкнутой траектории не приводит к излучению энергии до тех пор, пока не будет меняться число длин волн, уложенных в кольце. Само число длин волн, уложенных в кольце, объясняет целочисленный характер главного квантового числа – «n» – целочисленного коэффициента в формулах для расчета величин энергий связи электронов в атоме на разных энергетических уровнях. Однако исторически так сложилось, что «планетарная» модель была более популярна. Нильс Бор был ученым с мировым именем, и, вероятно, поэтому в учебниках закрепилась именно «планетарная» модель, сопровождаемая постулатами, а модель де Бройля легла в основу волновых и квантовых представлений о строении атома и элементарных частиц, его составляющих.

В 1926 году Эрвин Шредингер эмпирически подобрал уравнение, похожее на уравнение колебания струны, с помощью которого можно вычислять энергии связи электронов в атоме в разных состояниях (на разных энергетических уровнях). Эта модель не геометрическая, а математическая (или численная). В такой математической модели не рассматривается динамический характер устройства атома. И даже не рассматривается вопрос о размере электрона как частицы. Считается, что электроны занимают определенные энергетические уровни, а излучают или поглощают энергию при переходах на другие уровни. На таблице уровни изображены схематически в виде концентрических колец. Такое изображение демонстрирует малую ширину энергетических уровней и существенную разницу между ними. В квантовой механике численная модель используется для расчетов энергии связи электрона в атоме, для определения плотности распределения отрицательного заряда вокруг ядра или системы ядер и выявления областей повышенной или пониженной электронной плотности.

Для объяснения распределения электронной плотности в атомах и молекулах была создана теория молекулярных орбиталей и предложено несколько конкретных форм электронных орбиталей (s, p, d, f). Теорию и модели молекулярных орбиталей (сокращенно МО) используют в химии, а упрощенные модели – в школьном курсе химии. Несмотря на упрощенный характер форм орбиталей (s – шар, p – объемная восьмерка), моделью пользоваться сложно. Орбитали изменяют свою форму, взаимодействуют между собой разными способами с образованием гибридов (sp, sp2, sp3,...); разные виды гибридизаций характеризуют разные виды связей (сигма, пи, смешанные виды). При этом высшие формы молекулярных орбиталей (d, f) и их гибриды в базовом курсе только упоминают, без рассмотрения. Кроме того, модели страдают слабой наглядностью при объяснении взаиморасположения электронов в сложных атомах, а это является необходимым для формирования целостного знания. Правильное представление о количественном распределении электронов в атоме важно для объяснения строения атома, демонстрации распределения электронов по оболочкам (или уровням, характеризующимся определенной энергией связи в атоме), тем более что Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева построена на основе существования устойчивых электронных оболочек. Их устойчивость – основа периодического закона.

Для наглядного объяснения количественного распределения электронов в атоме по устойчивым оболочкам используется кольцегранная модель, предложенная в 1963 году Кеннетом Снельсоном. Устойчивость электронных оболочек демонстрируется с помощью кольцегранных моделей, в которых все электроны обозначены кольцами двух цветов, либо двухцветными кольцами, имеющими магнитные свойства: «+» или «–» (северный и южный полюс магнита). Два цвета колец может обозначать свойство «спин» электронов (определяемое как наличие у электрона свойства внутреннего вращения). Также возможно использование колец с магнитными свойствами.

Кольцегранные модели отличаются однотипностью изображения электронов и очевидностью взаимного расположения электронов в оболочке. Возможно одновременное изображение всех электронов сложной атомной оболочки и даже всего атома без потери наглядности распределения электронов в оболочке. Из двух кольцевых магнитов получается модель первой устойчивой оболочки, из восьми – модель второй завершенной оболочки. Аналогично получаются модели остальных устойчивых оболочек (из 18 и 32 электронов). Магнитные свойства моделей электронов в виде колец могут обозначаться цветом или подразумеваться при использовании немагнитных кольцегранных моделей.

Для объяснения учебного материала по темам, связанным с изучением основ квантовой механики (в частности, целочисленного главного квантового числа и связанной с ней кратностью энергий связи электрона в атоме), используется «волногранная» модель. Волногранная модель похожа на кольцегранную тем, что каждый электрон представлен волновым кольцом. Волновое кольцо содержит целое число волн, как это было предложено в 1923 году Луи де Бройлем. Волногранная модель устойчивой оболочки из восьми электронов показана на таблице: каждый электрон оболочки изображен волновым кольцом синего или красного цвета. Взаимодействие электронов оболочки на модели отражено тем, что точки контакта синих и красных волновых колец совпадают с узлами волн. В каждом кольце три длины волны, что соответствует симметрии оболочки из восьми электронов. Меньшее или большее число волн в кольце приведет к переходу электрона на другую оболочку (на другой энергетический уровень). Таким образом, волновая структура модели электрона в виде кольца качественно отражает энергетическое состояние электрона в атоме.

В результате изучения таблицы учащиеся должны прийти к выводу о том, что ни одна из моделей не может претендовать на полноту отражения свойств атома или частиц, его составляющих. Всякая модель – есть приближение, которое отражает в упрощенной форме определенную часть знания об атоме. А исторические модели отражают уровень знания, соответствующий определенному историческому периоду.


^ Таблица 2. СТРОЕНИЕ АТОМА

В центре таблицы изображена модель атома:

ядро атома имеет малый размер и состоит из протонов (положительно заряженных частиц, обозначаемых p+) и нейтронов (частиц, заряд которых равен нулю и обозначаемых n0);

радиус ядра атома чрезвычайно мал (он может составлять одну стотысячную радиуса всего атома), а масса составляет больше 99,9% от массы атома;

основной объем атома занят электронными оболочками, составленными из различного числа электронов (частиц, имеющих отрицательный заряд и обозначаемых ē);

электронные оболочки располагаются слоями вокруг ядра атома.

Сопоставление размеров атома и его ядра должно привести учащихся к убеждению о сложном строении его электронных оболочек.

Строение атома изучается в школьном курсе физики. В отличие от физики, в курсе химии основное внимание при изучении атома уделяется электронным оболочкам. Несмотря на чрезвычайно малую массу электронных оболочек атома по сравнению с массой ядра, именно электронные оболочки определяют химические свойства атома, а также формы молекул и кристаллов. Поэтому правильное представление о взаиморасположении электронов в атомах является необходимым для формирования полноценного знания. При объяснении строения атома важно показать не только распределение электронов по атомным оболочкам (или уровням, характеризующимся определенной энергией связи в атоме), но и объяснить закономерности их взаиморасположения, которые являются общими не только при формировании электронных оболочек в атомах, но и в молекулах.

Каждый элемент в Периодической системе химических элементов Д.И. Менделеева (общий вид обозначения приведен в левом верхнем углу таблицы) характеризуется зарядовым числом – Z (количество протонов в атоме) и атомным числом – A (суммарное количество протонов и нейтронов), а также положением в таблице, определяемым видом и степенью завершенности его электронных оболочек. Для ознакомления с понятием об изотопах вверху таблицы помещены примеры простейших ядер: водорода (один протон), дейтерия (один протон и один нейтрон), трития (один протон и два нейтрона). Это пример того, что элемент характеризуется зарядовым числом ядра (числом протонов) вне зависимости от числа нейтронов, которые могут входить в состав ядра атома. Атомы, ядра которых имеют одинаковое количество протонов, но разные количество нейтронов, называют изотопами. Пример более сложного ядра показан качественно.

Периодическая система химических элементов Д.И. Менделеева построена на основе существования в атоме устойчивых оболочек. Основа периодического закона – особенная устойчивость некоторых электронных оболочек.

Рассмотрение электронного окружения ядра атома целесообразно начать с электронных схем строения атома с цифровыми обозначениями числа электронов на каждой оболочке. На рисунке модели атома в разрезе электронные оболочки пронумерованы, а ниже приведены примеры электронных схем атомов, отражающие последовательность расположения электронных оболочек в атомах.

Демонстрация строения электронных оболочек может проводиться учителем с помощью кольцегранных моделей, в которых кольца обозначают электроны оболочки. Учитель либо демонстрирует уже собранные модели, либо моделирует образование электронной оболочки, предлагая ученикам фронтальную работу по моделированию электронных оболочек вслед за учителем. В этом случае плоские изображения моделей на таблице становятся более понятными учащимся и облегчают дальнейшее моделирование более сложных соединений.

В кольцегранных моделях могут использоваться как магнитные кольца, так и немагнитные, но обозначающие наличие магнитных свойств расцветкой (общепринятые обозначения красным и синим цветом). Возможно использование колец двух разных цветов. В этом случае цветом обозначают два варианта расположения электронов в оболочке, связанные с наличием у электрона свойства внутреннего вращения, или «спин»: «+» или «–». Понятие «спин» (наличия внутреннего вращение) электрона условно может быть связано с движением заряда электрона в кольце (подобно замкнутому проводнику с током) по или против часовой стрелки, либо наличию у кольца магнитных свойств. Направление магнитных силовых линий от южного к северному магнитному полюсу внутри кольцевого магнита (или от знака «+» к знаку «–») совпадает с направлением вектора «спин», обозначаемого значком s и показываемого стрелкой, перпендикулярной плоскости кольца, выходящей из его центра. Также направление вектора «спин» может определяться в зависимости от направления предполагаемого движения заряда в кольце. Эта информация не является сложной для понимания учащимися, поскольку известна из курса физики: направление вектора «спин» определяется по правилу буравчика, но в обратную сторону, так как движение отрицательного заряда эквивалентно движению положительного заряда в обратную сторону. Схематически можно показать в плоскости кольца движение по часовой стрелке (вектор «спин» направлен к нам) и против (вектор «спин» направлен от нас). В таком схематическом изображении модель электрона похожа на замкнутый контур с током:



Кольцегранные модели демонстрируют формирование строго определенных электронных оболочек в атоме. Из магнитных или немагнитных колец двух цветов возможно построение строго определенного числа кольцегранников, в которых соприкасаются кольца только разных цветов. Наиболее симметричные из них являются моделями завершенных, или устойчивых электронных оболочек. Они изображены на таблице по возрастанию числа электронов.

С помощью кольцегранных моделей показываем устойчивость электронных оболочек, объясняющих периодический закон и Периодическую таблицу химических элементов Д.И. Менделеева. Кольцегранные модели полнее отражают электронное строение атома. С их помощью отвечаем на вопрос, почему на устойчивых оболочках расположено именно такое число электронов.

Новым дидактическим качеством кольцегранных моделей является не только демонстрация устойчивости определенных электронных оболочек в атоме, определяющей вид Периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева, но и возможность проведения модельного эксперимента для проверки их устойчивости. Кольцегранные модели позволяют проводить модельный эксперимент по определению и проверке числа электронов, составляющих устойчивые оболочки. Модели первых двух электронных оболочек полезно уже на первых уроках сконструировать во время проведения фронтальной работы. При наличии наборов «Кольцегранник» осуществляется сборка моделей завершенных электронных оболочек из 2 и из 8 электронов.

В кольцегранных моделях размер колец отражает величину энергии связи электронов в атоме. Зависимость радиуса кольца (обозначающего электрон) от заряда ядра позволяет демонстрировать изменение размеров электронных оболочек и размещать внутренние оболочки из большего числа электронов (до 32) внутри внешних оболочек из меньшего числа электронов (от 1 до 8). Так, например, размер первой оболочки в атомах элементов I и V периодов может отличаться в десятки (и даже сотни) раз, потому что заряды ядер в этих атомах различаются в десятки раз.


Таблица 3. ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМОВ

^ ЭЛЕМЕНТОВ II ПЕРИОДА

Таблица позволяет знакомить учащихся с электронным строением элементов II периода путем сопоставления электронных схем строения атома, орбитальных и кольцегранных моделей и делать прогностические выводы о химических свойствах веществ на основании их электронного строения.

Электронная схема – это знаковая модель, которая не представляет объемного образа электрона и электронной оболочки. Она удобна для отражения последовательности заполнения электронных слоев и каждой электронной оболочки. Разнонаправленность стрелок, обозначающих электроны, позволяет обозначать фундаментальное свойство электронов, «спин» (или внутреннее вращение), обозначаемое знаками «+» и «–».

В таблице представлены модели электронных орбиталей (орбитальные модели). Традиционно в курсе химии используют понятие электронной орбитали. Геометрически электронная орбиталь обозначает область пространства, в которой вероятность нахождения электрона наибольшая (как трактуется это в физике), или область пространства, в которой сконцентрирована его электронная плотность (как это трактуется в химии). Орбитальные модели предназначены для отражения пространственного распределения электронной плотности в объеме атома. Различные формы электронных орбиталей и их видоизменения должны отражать процессы образования химических связей. Орбитальные модели являются упрощенным отражением более сложных научных моделей. Несмотря на упрощенный характер используемых в школе форм электронных орбиталей, они оказываются сложными для изучения, поскольку для их использования приходится вводить много дополнительных понятий, таких как взаимопроникновение, перекрывание, гибридизации разных видов: sp, sp2, sp3 и другие. Также на орбитальных моделях затруднено изучение понятия спин электрона. Использование орбитальных моделей полезно учащимся, особо интересующимся химией, или на факультативных занятиях.

Во второй половине XX века появились кольцегранные модели, более простые в изучении и использовании. Использование кольцегранных моделей позволяет демонстрировать формирование электронных оболочек в атоме без введения дополнительных понятий. Фундаментальное свойство электрона – «спин» (внутреннее вращение электрона) символически отражается в моделях представляемым движением заряда электрона в кольце. Движение заряда в замкнутом контуре приводит к появлению магнитных свойств (это известно из курса физики). Наличием магнитных свойств у модели электрона в кольцегранниках можно показать стремление электронов к спариванию в атомных орбиталях. Демонстрация магнитных свойств достигается использованием кольцевых магнитов или же символическим обозначением красным или синим цветом колец (при возможности используются двуцветные кольца: одна сторона красная, другая синяя).

С помощью кольцегранных моделей наглядно и доступно рассматриваем:

а) электронное строение атома и образование устойчивых электронных оболочек, объясняющих периодический закон и Периодическую систему химических элементов Д.И. Менделеева;

б) влияние электронного строения на окислительные и восстановительные свойства элемента;

в) размеры атома и его сравнительную реакционную способность;

г) увеличение числа электронов на валентной оболочке и связанное с этим изменение свойств элементов в периоде.

Кольцегранные модели объединяют в себе достоинства электронных схем и орбитальных моделей:

а) простота и однотипность изображения атомов и электронов;

б) наглядное изображение характеристики «спин»;

в) возможность одновременного изображения всех электронов атома при сохранении наглядности структуры каждой электронной оболочки;

г) наглядность распределения электронов в атоме по оболочкам, а при необходимости и по энергетическим уровням;

д) равномерное распределение электронов в оболочках с учетом их «спин» характеристик;

е) взаиморасположение спаренных и неспаренных электронов в атоме;

ж) демонстрация незавершенности оболочки и качественная оценка реакционной способности элемента в зависимости от вида внешней электронной оболочки атома.

Кроме перечисленных выше качеств кольцегранные модели имеют также новые дидактические возможности: демонстрация устойчивости определенных электронных оболочек в атоме, определяющих вид Периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева, и возможность проведения модельного эксперимента для проверки их устойчивости.

Ниже предложена последовательность изучения материала, не нарушающая преемственность понятий и способствующая формированию фундаментального целостного знания. Оптимальным приемом обучения является диалог учителя с классом с включением фронтального моделирования.

В атоме лития (Li) пара электронов внутренней оболочки с разными характеристиками «спин» обозначена двумя кольцами разных цветов, расположенными параллельно и симметрично относительно ядра. Один неспаренный электрон внешней оболочки занимает неустойчивое положение, определяющее повышенную реакционную способность атома, его сильные восстановительные свойства.

Модель электронных орбиталей атома лития менее информативна, но также показывает два спаренных электрона первой s-орбитали и один неспаренный электрон второй s-орбитали в виде шаров разного размера. Неспаренность внешнего электрона обозначается менее ярким цветом орбитали.

Каждый последующий элемент отличается на один электрон и на одно зарядовое число ядра. Последовательность застройки электронной оболочки по периоду видна как увеличение количества колец, обозначающих электроны, на второй от ядра оболочке. Увеличение заряда ядра подразумевается, но никак не отражается в моделях электронных орбиталей атома, а в кольцегранных моделях показано косвенно, меньшим размером колец, обозначающих электроны. Вообще размер колец, обозначающих электроны, зависит от заряда ядра и близости оболочки к ядру атома.

На кольцегранной модели атома бериллия (Be) видно, что электроны расположены симметрично, относительно ядра. На орбитальной модели цветом показана завершенность второго s-слоя. Но это справедливо только для атома (Be), внешняя оболочка которого тождественна внутренней и в силу симметричности кажется завершенной.

К атому бора (B) применимо общее правило застройки электронной оболочки: неспаренные электроны сначала занимают свободные орбитали (правило Хунда). Однако по традиции, принятой еще в 50-е годы XX века, электроны s-орбитали показывают всегда спаренными. На орбитальной модели показаны заполненные две s-орбитали и один неспаренный электрон на p-орбитали. Это не соответствует правилу заполнения свободных орбиталей неспаренными электронами (правило Хунда), но исправляется при объяснении образования химической связи с помощью введения понятия возбуждения и распаривания s-орбиталей с последующей их гибридизацией совместно с p-орбиталью. Таким образом, с помощью использования понятия гибридизации s- и p-орбиталей объясняются формы соединений атомов бора, характеризующиеся углами 120° в соединениях BCl3 или B(OH)3.

При использовании кольцегранных моделей введения понятия гибридизации не требуется. На кольцегранной модели атома бора все электроны внешней оболочки показаны одинаковыми кольцами одного цвета. Три кольца, обозначающие электроны внешней валентной оболочки атома, взаимно располагаются так, чтобы быть равноудаленными от ядра. Геометрически кольца расположены в гранях треугольной призмы (в основаниях которой расположены кольца, обозначающие электроны первой s-орбитали). Такое расположение объясняет и показывает величину валентных углов 120° при образовании химических связей.

Атом углерода (С) имеет на внешней оболочке четыре электрона. На орбитальной модели это показано заполнением второй p-орбитали. Соединение углерода с водородом – метан (CH4) – характеризуется углами 109,5°. Для объяснения образования такого простого соединения с помощью орбитальных моделей приходится использовать понятие гибридизации s- и p-орбиталей, предваряя его понятием перехода атома в возбужденное состояние и распаривания электронов второй s-орбитали.

Кольцегранная модель позволяет существенно проще излагать материал. Кольца, обозначающие электроны внешней валентной оболочки атома углерода, взаимно расположены в пространстве таким образом, чтобы обеспечить максимальную взаимную и равную удаленность – то есть в гранях правильного четырехгранника (тетраэдра) под углами 109,5°. Синий цвет колец обозначает одинаковую характеристику «спин» – все электроны внешней оболочки неспаренные. Оболочка не завершена, атом реакционноспособен. Четыре орбитали, заполненные неспаренными электронами, демонстрируют валентность, равную четырем (как в сторону окисления, так и восстановления).

В атоме азота (N) на трех орбиталях находится по одному электрону, что объясняет его валентность как окислителя, равную трем, а как восстановителя – трем и пяти (пять в случае отдачи электронов не только p-, но и s-орбиталей).

Простыми для объяснения являются элементы кислород (О) и фтор (F), являющиеся активными окислителями. Более подробно они рассмотрены в таблице 4 «Модели строения веществ».

Размеры колец, составляющие кольцегранные модели, отличаются. Их размер качественно отражает величину энергии связи электронов в оболочке. Чем больше энергия связи электрона в оболочке, тем меньше радиус кольца, моделирующего электрон. Меньший ковалентный радиус соответствует большей электроотрицательности. В представленном ряду у атома фтора радиус наименьший, а электроотрицательность наибольшая. Он проявляет максимальные окислительные свойства.

Таблица завершается изображением инертного газа Ne.

Одновременное использование для обучения всех трех рассмотренных моделей обеспечивает наиболее полное изучение материала при малом количестве академических часов, выделенных на предмет. При возможности рекомендуется использование моделей Р. Гилеспи (электронных пар) и магнитных кольцегранных моделей.


^ Таблица 4. МОДЕЛИ СТРОЕНИЯ ВЕЩЕСТВ

Таблица 4 может изучаться одновременно с таблицей 3 «Электронное строение атомов элементов II периода», так как модели строения веществ рассмотрены на примерах соединений веществ II периода.

В таблице представлены три типа моделей: масштабная модель (Стюарта-Бриглеба, представляющая собой целый класс однотипных моделей, включая скелетные и шаро-стержневые, которые не отражают электронную структуру моделируемых соединений); орбитальная модель (рассматривающая виды и изменения электронных орбиталей в процессе образования химических связей); кольцегранная модель (изображающая в объеме электронную структуру атома).

На всех таблицах используется общепринятое цветовое кодирование: салатовый цвет – хлор, черный – углерод, красный – кислород, голубой – азот, зеленый – фтор, бело-желтым обозначен водород, серым – металлы и бор.

Соединение простейшего атома – водорода с атомом фтора на кольцегранной модели выглядит включением атома водорода (одного электрона в виде кольца вместе с его ядром – протоном) в электронную оболочку атома фтора. Электрон атома водорода позволяет завершить электронную оболочку атома фтора. Однако ядро атома водорода – протон становится подвижным из-за отталкивания от ядра фтора. При его отрыве образуются ионы F— и H+.

Соединения Li, Be и B с сильными окислителями (Cl или F) в таблице не показаны: их строение предлагается установить самостоятельно.

Масштабная модель метана (CH4) выглядит комбинацией одного усеченного плоскостями черного шара – атома углерода и четырех бело-желтых усеченных шаров – атомов водорода.

Метан имеет на внешней оболочке 4 электрона углерода, которые в процессе образования химической связи спариваются с электронами атомов водорода. В кольцегранной модели это показано парным расположением черных колец (электронов углерода) напротив бело-желтых колец (электронов водорода). Электроны образуют пару симметрично относительно ядра атома. Четыре пары электронов, изображаемых кольцами, образуют завершенную оболочку молекулы. Над центрами желтых колец находятся ядра атомов водорода. Для отличия от более крупных ядер они показаны оранжевым цветом. Из-за отталкивания от ядра атома углерода ядра атомов водорода – протоны находятся не в геометрическом центре желтых колец, а выступают из плоскости колец наружу.

На орбитальной модели показан результат гибридизации электронных s- и p-орбиталей и спаривания 4 электронов гибридизированных орбиталей углерода с электронами атомов водорода при образовании связи.

Строение молекулы аммиака (NH3) отличается от тетраэдрического: оно пирамидальное и рассматривается подробно в таблицах 9 «Валентные углы в молекулах» и 12 «Донорно-акцепторная связь».

Далее в таблице показаны различные модели молекулы воды.

Одна молекула воды (H2O) содержит два атома водорода, валентный угол между которыми при атоме кислорода равен 104,5°. Причину отличия валентного угла в молекуле воды от тетраэдрического (109,5° в симметричном восьмиграннике – октаэдре) можно продемонстрировать только на кольцегранной модели. В кольцегранной модели атомы водорода (в виде колец желтого цвета) имеют меньший размер. Это объясняет меньший валентный угол между атомами водорода (в сравнении с тетраэдрическим 109,5°).

Размеры колец, составляющих кольцегранные модели, качественно отражают энергию связи электронов в оболочке. Чем больше энергия связи электрона в оболочке, тем меньше радиус кольца, моделирующего электрон и, следовательно, меньше ковалентный радиус атома.

Масштабные модели (Стюарта-Бриглеба) своими размерами отражают в целом величины ковалентных радиусов атомов. Например, в представленном ряду у атома фтора радиус наименьший, а электроотрицательность наибольшая. Фтор проявляет наибольшие окислительные свойства. Масштабные модели не отражают электронную структуру моделируемых соединений, но с их помощью удобно изучать многоатомные соединения, предварительно изучив их электронное строение с помощью кольцегранных моделей.

Формат таблицы не позволяет показать все разнообразие используемых моделей. Представляется целесообразным использовать не только вышеперечисленные, но и шаро-стержневые модели, а также графические схемы и такие полезные, но малораспространенные модели, как модели Р. Гилеспи электронных пар, предполагающие отсутствие отталкивания внутри электронной пары и сводящие проблему построения завершенной электронной оболочки к взаимной ориентации электронных пар при их расположении около ядра атома.

^ Таблица 5. АТОМНЫЕ РАДИУСЫ ЭЛЕМЕНТОВ I–IV ПЕРИОДОВ
Атомные радиусы даны в таблице численно (в нанометрах) и символически изображены шарами, размеры которых пропорциональны радиусам атомов.

В таблице слева направо, начиная со щелочных металлов и до галогенов, происходит уменьшение атомных радиусов. Причина уменьшения размеров атомов вдоль периода обусловлена увеличением сил притяжения со стороны все возрастающего положительного заряда ядра атома, а также зависит от расположения и взаимодействия электронов в атомных оболочках.

Увеличенный размер атомного радиуса у элемента благородного газа, следующего за галогеном, отражает характер слабых межатомных взаимодействий, присущих благородным газам. Межатомные взаимодействия характеризуются большими межатомными расстояниями, в отличие от ковалентных связей. В молекулах галогенов и других неметаллов устанавливается прочная ковалентная связь, а ковалентные радиусы вычисляются как половина межатомного расстояния в молекулах или кристаллов соответствующих простых веществ.

В изменении размеров атомов элементов, расположенных по мере возрастания порядковых номеров, наблюдается определенная закономерность, установленная еще Д.И. Менделеевым: периодически повторяются максимумы и минимумы атомных объемов. Аналогично изменяются атомные радиусы.

Увеличение атомных радиусов происходит также и сверху вниз по группам периодической системы, что объясняется возрастанием числа электронных слоев. Эта закономерность видна на примере главных подгрупп. У элементов побочных подгрупп атомные радиусы, как правило, меньше чем у соседних элементов главных подгрупп.

Изучение таблицы позволит учащимся понять и объяснить, почему тенденция к отдаче электронов убывает вдоль периодов слева направо и почему она возрастает сверху вниз у элементов главных подгрупп периодической системы.

Окислительно-восстановительные свойства элементов, связанные с предпочтением к отдаче или получению ими электрона, отражены в таблице с помощью цветовой раскраски прямоугольных ячеек таблицы. Красным фоном обозначены элементы восстановители, склонные к отдаче электрона (такие как Li, K). Синий фон обозначает элементы – сильные окислители (такие как F или О), склонные к оттягиванию электрона в свою сторону и включению его в свою оболочку. Большая часть элементов в таблице обозначена двумя цветами: и красным, и синим, что отражает их возможность проявления как окислительных, так и восстановительных свойств. Степень проявления окислительных и восстановительных свойств отражается балансом красного и синего цвета.

Таблица атомных радиусов служит предпосылкой для изучения содержания таблицы электроотрицательности элементов.


^ Таблица 6. ЭЛЕКТРООТРИЦАТЕЛЬНОСТЬ ЭЛЕМЕНТОВ

Величиной относительной электроотрицательности пользуются для оценки способности атома данного элемента оттягивать к себе общую электронную пару. Значения электроотрицательности атомов элементов, приведенные в таблице, определялись по отношению к электроотрицательности фтора, принятой равной 4,0. В предлагаемой таблице числовые значения электроотрицательности показаны в графической форме, что наглядно отражает увеличение электроотрицательности элементов вдоль периода, причем в каждом следующем периоде она растет все медленнее.

На графике видно, что основные изменения значений электроотрицательности имеют место в главных подгруппах периодической системы. То есть достройка внутренних оболочек имеет меньшее влияние на электроотрицательность, чем степень заполнения внешней оболочки.

Тенденция к уменьшению эл^ Таблица 14. МЕТАЛЛИЧЕСКАЯ СВЯЗЬ
В узлах кристаллической решетки металлов находятся атомы или ионы, между которыми перемещаются валентные электроны. Движение электронов обусловливает непрерывный переход атомов металлов в ионы и наоборот. Так как электроны слабо удерживаются в атоме, то они образуют в объеме металла «электронный газ», играющий роль цементирующей среды между атомами и ионами. Присутствием этих свободных электронов объясняют их общие свойства (металлический блеск, пластичность, электропроводность, теплопроводность), а также прочность.

В центре таблицы показана особенность строения кристаллической решетки металла. Механическое воздействие на крист