ملخص الدرس الجدول الدوري عرض رسومي للقانون. ملخص الدرس "القانون الدوري والنظام الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev" - درس. والآن نلعب "نعم - لا - كو"

درس الكيمياء

في الصف التاسع في الموضوع:

"القانون الدوري والنظام الدوري لـ D. I. Mendeleev"

أنجزه: مدرس الكيمياء والأحياء

كورشونوفا سفيتلانا فاليريفنا

ص.غولشمانوفو 2015

الموضوع: القانون الدوري والنظام الدوري لدي.اي.منديليف

استهداف:لإعطاء الطلاب فكرة عن قانون D.I. Mendeleev وهيكل نظامه الدوري ، للكشف عن أهمية هذا القانون في تطوير الكيمياء وفهم الصورة العلمية للعالم ككل.
مهام:تعليمي.
لتكوين المعرفة حول القانون الدوري والنظام الدوري لـ D.I. Mendeleev.
لتعليم الطلاب كيفية العمل مع النظام الدوري (لتتمكن من تحديد موضع عنصر في النظام الدوري ، خصائص العنصر حسب موقعه في النظام الدوري).
استمر في تكوين المهارات للعمل مع كتاب مدرسي أو دفتر ملاحظات. النامية.
تطوير الملاحظة والذاكرة (عند دراسة المعنى المادي للقانون الدوري وعرضه البياني).
تطوير القدرة على المقارنة (على سبيل المثال ، مقارنة خصائص العناصر اعتمادًا على موضعها في الجدول الدوري).
علم الطلاب التعميم واستخلاص النتائج. تعليمي.
استمر في تكوين النظرة العالمية للطلاب على أساس الأفكار حول معنى قانون منديليف. نوع الدرس: تعلم مادة جديدة
شكل الدرس: العمل مع نص إعلامي
أساليب:1. الجانب الإدراكي (جانب من جوانب الإدراك): البصري - الأساليب العملية.
2. الجانب المنطقي (العمليات العقلية أثناء عرض واستيعاب المواد التعليمية). طرق استنتاجية (من عام إلى خاص) ؛ منهجية المعرفة.
3. الجانب المعرفي (الإدراك) ؛ طريقة إرشادية (جزئية - بحث).
4. الجانب الإداري (درجة استقلالية الطالب) ؛ نشاط تعليمي مستقل. قنوات الاتصال: طالب - مصدر أدبي؛ طالب - طالب طالب - مدرس.
ادوات:نظام العناصر الكيميائية D. I. Mendeleev ، عرض حول موضوع الدرس.

خلال الفصول:

نقوش على السبورة."المستقبل لا يهدد القانون الدوري بالتدمير ، ولكن فقط البنية الفوقية والتنمية موعودة" (DI Mendeleev)

خطوات الدرسيتم إعطاء جميع الطلاب نصًا يجب أن يحاولوا فيه العثور على إجابات للأسئلة التي يطرحونها بأنفسهم. يتم تخصيص حوالي 15 دقيقة للعمل مع النص ، وبعد ذلك يعود المعلم إلى الأسئلة المكتوبة على السبورة ويطلب من الأطفال الإجابة عليها. (ملحق) ثم يتم تكليف الأطفال بتأليف قصة جديدة ، ولكن بناءً على ما قرأوه. يمكنك الاستماع إلى إجابة واحدة فقط ، ويُعرض على الأطفال استكمالها اختبار التحكم يجيب الطلاب بشكل مستقل على مهام الاختبار لمدة 5-7 دقائق ، والتي تتم طباعتها مسبقًا وتوزيعها على الجميع على الطاولة. 1. تشمل المعادن القلوية العناصر:
أ) نا ؛ ب) آل ؛ ج) كاليفورنيا ؛ د) لي. 2. يتم تخزين الصوديوم تحت طبقة:
أ) الكيروسين. ب) الماء. ج) الرمل. د) البنزين. 3. الأكثر نشاطا بين العناصر:
أ) لي ؛ ب) نا ج) ج. د) ك. 4. يوم الأربعاء نموذجي لمحلول هيدروكسيد الصوديوم:
كخاصتنا؛ ب) القلوية. ج) محايد. 5. ضبط المراسلات:

الفلزات القلوية

6. ضبط المراسلات:

أكسيد

7. تشمل الهالوجينات:
أ) Cl ؛ ب) مينيسوتا ؛ ج) Br ؛ د) إعادة. 8. حدد وسطًا نموذجيًا لمحلول مائي من حمض الهيدروكلوريك:
أ) قلوية ب) حامض ج) محايد. 9. أرسى D.I Mendeleev الأساس لتصنيف العناصر:
أ) الكتلة. ب) الكثافة. ج) درجة الحرارة. 10. أضف الجملة الخاصة بك:
"قام دي منديليف بترتيب العناصر بالترتيب ..." 11. يوجد المزيد في قائمة العناصر الكيميائية Al، P، Na، C، Cu:
أ) المعادن. ب) اللافلزات. 12. الفترات الصغيرة هي:
أ) 1 ؛ ب) 2 ؛ في 5 د) 7. 13. تشمل المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى ما يلي:
أ) نا ؛ ب) النحاس ؛ ج) ك ؛ د) لي. 14. في المجموعة الفرعية الرئيسية ، مع انخفاض الرقم التسلسلي ، الخصائص المعدنية:
أ) تكثف ؛ ب) تضعف. ج) لا تتغير ، فالطلاب الذين عملوا بنشاط في فحص الاختبارات وأجابوا عليها بشكل صحيح يحصلون على درجات عالية.

القانون الدوري والنظام الدوري من D.I. مندليف

ولد ديمتري مينديليف في 8 فبراير 1834 في توبولسك في عائلة مدير الصالة الرياضية ووصي المدارس العامة في مقاطعة توبولسك إيفان بافلوفيتش مينديليف وماريا دميترييفنا مينديليفا ، ني كورنيليفا.
في خريف عام 1841 ، دخلت ميتيا صالة توبولسك للألعاب الرياضية. بعد تخرجه من المدرسة الثانوية في مسقط رأسه ، دخل ديمتري إيفانوفيتش سانت بطرسبرغ المعهد التربوي الرئيسي ، وبعد ذلك غادر بميدالية ذهبية ل عامين في رحلة علمية في الخارج. بعد عودته ، تمت دعوته إلى جامعة بطرسبورغ. بدء محاضرة في الكيمياء ، لم يجد مندليف لا شيء لتوصي به للطلاب كوسيلة مساعدة في التدريس. وهو قررت تأليف كتاب جديد بعنوان "أساسيات الكيمياء".وسبق اكتشاف القانون الدوري 15 سنة من العمل الشاق. بحلول الوقت الذي تم فيه اكتشاف القانون الدوري ، كان 63 عنصرًا كيميائيًا معروفًا ، وكان هناك حوالي 50 تصنيفًا مختلفًا. قارن معظم العلماء فقط العناصر ذات الخصائص المتشابهة مع بعضها البعض ، لذلك لم يتمكنوا من اكتشاف القانون. من ناحية أخرى ، قارن مندليف كل شيء ، بما في ذلك العناصر غير المتشابهة. السمة الرئيسية للذرة في بناء النظام الدوري كانت الكتلة الذرية مقبولة.اكتشف DI Mendeleev تغييرًا دوريًا في خصائص العناصر مع تغيير في قيم كتلها الذرية ، بمقارنة المجموعات الطبيعية المتباينة من العناصر مع بعضها البعض. في ذلك الوقت ، كانت مجموعات العناصر مثل ، على سبيل المثال ، الهالوجينات ، الفلزات القلوية والقلوية الأرضية معروفة. كتب مندليف عناصر هذه المجموعات وقارن بينها بالطريقة التالية ، بترتيبها بترتيب تصاعدي لقيم الكتلة الذرية.كل هذا جعل من الممكن لـ D.I Mendeleev تسمية القانون الذي اكتشفه "قانون الدورية" وصياغته على النحو التالي: الأوزان الذرية للعناصر. ووفقاً لهذا القانون ، تم وضع الجدول الدوري للعناصر الذي يعكس بشكل موضوعي القانون الدوري. يقسم DI Mendeleev السلسلة الكاملة للعناصر المرتبة بترتيب زيادة الكتل الذرية إلى فترات. خلال كل فترة ، تتغير خصائص العناصر بشكل طبيعي (على سبيل المثال ، من معدن قلوي إلى معدن هالوجين). من خلال ترتيب الفترات لإبراز العناصر المتشابهة ، أنشأ D.I. Mendeleev جدولًا دوريًا للعناصر الكيميائية. في الوقت نفسه ، بالنسبة لعدد من العناصر ، تم تصحيح الكتل الذرية ، وتركت المساحات الفارغة (الشرطات) لـ 29 عنصرًا لم يتم فتحها بعد.
الجدول الدوري للعناصر هو صورة رسومية (جدولية) للقانون الدوري
كان تاريخ اكتشاف القانون وإنشاء النسخة الأولى من النظام الدوري هو 1 مارس 1869. عمل DI Mendeleev على تحسين النظام الدوري للعناصر حتى نهاية حياته.حاليًا ، يُعرف أكثر من 500 نوع مختلف من صورة النظام الدوري ؛ هذه هي أشكال مختلفة لنقل القانون الدوري.
في النظام الدوري أفقيًا هناك 7 فترات (محددة بالأرقام الرومانية) ، منها الأول والثاني والثالث تسمى صغيرة ، والرابع والخامس والسادس والسابع كبيرة. يتم ترقيم جميع عناصر الجدول الدوري بالترتيب الذي تتبع به بعضها البعض. يتم استدعاء أرقام العناصر ترتيبيأو الأعداد الذرية.
في النظام الدوري ، توجد ثماني مجموعات عموديًا (يُشار إليها بالأرقام الرومانية). يرتبط رقم المجموعة بحالة أكسدة العناصر التي تتجلى في المركبات. كقاعدة عامة ، أعلى حالة أكسدة موجبة للعناصر تساوي رقم المجموعة. الاستثناء هو الفلور - حالة الأكسدة هي -1 ؛ يعرض النحاس والفضة والذهب حالات الأكسدة +1 و +2 و +3 ؛ من بين عناصر المجموعة الثامنة ، فإن حالة الأكسدة +8 معروفة فقط بالأوزميوم والروثينيوم والزينون.
تنقسم كل مجموعة إلى مجموعتين فرعيتين - الرئيسيو جانبية، والذي يتم التأكيد عليه في النظام الدوري من خلال إزاحة البعض إلى اليمين ، والبعض الآخر إلى اليسار.تتغير خصائص العناصر في المجموعات الفرعية بشكل طبيعي: من أعلى إلى أسفل ، يتم تحسين الخصائص المعدنية وتضعف الخصائص غير المعدنية. من الواضح أن الخصائص المعدنية تكون أكثر وضوحا في الفرانسيوم ، ثم في السيزيوم ؛ غير المعدنية - للفلور ، ثم - للأكسجين.

توضع أفقيًا في الجدول ، وثماني مجموعات مرتبة عموديًا.

الفترة هي صف أفقي من العناصر ، تبدأ (باستثناء الفترة الأولى) بمعدن قلوي وتنتهي بغاز خامل (نبيل).

تحتوي الفترة الأولى على عنصرين ، الفترتان الثانية والثالثة - 8 عناصر لكل منهما. يتم استدعاء الفترات الأولى والثانية والثالثة فترات صغيرة (قصيرة).
تحتوي كل من الفترتين الرابعة والخامسة على 18 عنصرًا ، والفترة السادسة - 32 عنصرًا ، بينما تحتوي الفترة السابعة على عناصر من 87 فصاعدًا ، حتى آخر العناصر المعروفة حاليًا. يتم استدعاء الفترات الرابعة والخامسة والسادسة والسابعة فترات طويلة (طويلة).

مجموعة – إنه صف عمودي من العناصر.

تتكون كل مجموعة في النظام الدوري من مجموعتين فرعيتين: المجموعة الفرعية الرئيسية (أ) والمجموعة الفرعية الثانوية (ب). المجموعة الفرعية الرئيسية يحتوي على عناصر ذات فترات صغيرة وكبيرة (معادن وغير فلزية). المجموعة الفرعية الجانبية يحتوي على عناصر ذات فترات طويلة فقط (معادن فقط).

على سبيل المثال ، تتكون المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الأولى من عناصر الليثيوم والصوديوم والبوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم والفرانسيوم ، وتتكون المجموعة الفرعية الثانوية للمجموعة الأولى من عناصر النحاس والفضة والذهب. تتكون المجموعة الفرعية الرئيسية للمجموعة الثامنة من غازات خاملة ، وتتكون المجموعة الفرعية الثانوية من معادن الحديد والكوبالت والنيكل والروثينيوم والروديوم والبلاديوم والأوزميوم والإيريديوم والبلاتين والشايسيوم والميتريوم. .

تتغير خصائص المواد البسيطة ومركبات العناصر بشكل رتيب في كل فترة وبشكل مفاجئ عند حدود الفترات. هذه الطبيعة للتغير في الخصائص هي معنى الاعتماد الدوري. في فترات من اليسار إلى اليمين ، تزداد الخصائص غير المعدنية للعناصر بشكل رتيب ، وتضعف الخصائص المعدنية. على سبيل المثال ، في الفترة الثانية: الليثيوم معدن نشط للغاية ، والبريليوم هو معدن يشكل أكسيد مذبذب ، وبناءً عليه ، هيدروكسيد مذبذب ، B ، C ، N ، O هي معادن نموذجية ، الفلور هو الأكثر نشاطًا غير معدن ، النيون غاز خامل. وهكذا ، عند حدود الفترة ، تتغير الخصائص فجأة: تبدأ الفترة بمعدن قلوي ، وتنتهي بغاز خامل.

في الفترات من اليسار إلى اليمين ، تزداد الخصائص الحمضية لأكاسيد العناصر وهيدراتها ، بينما تضعف الصفات الأساسية. على سبيل المثال ، في الفترة الثالثة ، تكون أكاسيد الصوديوم والمغنيسيوم أكاسيد أساسية ، وأكسيد الألومنيوم مذبذب ، وأكاسيد السيليكون والفوسفور والكبريت والكلور أكاسيد حمضية. هيدروكسيد الصوديوم عبارة عن قاعدة قوية (قلوية) ، هيدروكسيد المغنيسيوم هو قاعدة ضعيفة غير قابلة للذوبان ، هيدروكسيد الألومنيوم هو هيدروكسيد مذبذب غير قابل للذوبان ، وحمض السيليك هو حمض ضعيف للغاية ، وحمض الفوسفوريك ذو قوة متوسطة ، وحمض الكبريتيك حمض قوي ، وحمض البيركلوريك هو الأقوى في هذه السلسلة.

في المجموعات الفرعية الرئيسية ، من أعلى إلى أسفل ، يتم تحسين الخصائص المعدنية للعناصر ، بينما تضعف الخصائص غير المعدنية. على سبيل المثال ، في المجموعة الفرعية 4 أ: الكربون والسيليكون عبارة عن معادن غير معادن ، والجرمانيوم والقصدير والرصاص معادن والقصدير والرصاص معادن نموذجية أكثر من الجرمانيوم. في المجموعة الفرعية 1 أ ، جميع العناصر عبارة عن معادن ، لكن الخصائص الكيميائية تظهر أيضًا زيادة في الخواص المعدنية من الليثيوم إلى السيزيوم وفرنسا. نتيجة لذلك ، تظهر الخصائص المعدنية بشكل أكثر وضوحًا في السيزيوم والفرنسيوم ، والخصائص غير المعدنية في الفلور.

في المجموعات الفرعية الرئيسية من أعلى إلى أسفل ، يتم تحسين الخصائص الأساسية للأكاسيد وهيدراتها ، بينما تضعف الخواص الحمضية. على سبيل المثال ، في المجموعة الفرعية 3 أ: B 2 O 3 هو أكسيد حمضي ، و T1 2 O 3 قاعدي. هيدراتها: H 3 VO 3 حمض ، و T1 (OH) 3 قاعدة.

1. 
   هيكل الذرة. الصيغة الحديثة للدوري
   القانون

أصبح اكتشاف القانون الدوري شرطًا أساسيًا للإبداع في القرن العشرين. نظرية بنية الذرة. في عام 1911 اقترح الفيزيائي الإنجليزي إي. راذرفورد نموذجًا نوويًا للذرة , وفقًا لذلك ، تتكون الذرة من نواة موجبة الشحنة صغيرة نسبيًا ، حيث تتركز كتلة الذرة بأكملها تقريبًا ، وتتواجد الإلكترونات حول النواة ، وتشكل غلاف الإلكترون للذرة ، والذي يشغل تقريبًا كل حجمها. تم تحديد الكتلة المتبقية وشحنة الإلكترون. الذرة ككل محايدة كهربائيًا ، حيث يتم تعويض الشحنة الموجبة للنواة بواسطة الشحنة السالبة للعدد المكافئ من الإلكترونات.

في وقت لاحق ، في عام 1913 ، أثبت الفيزيائي الإنجليزي جي موسلي أن شحنة النواة تساوي عدديًا الرقم الترتيبي للعنصر في النظام الدوري. هكذا، شحن نووي –السمة الرئيسية للعنصر الكيميائي. عنصر كيميائي –إنها مجموعة ذرات لها نفس الشحنة النووية.

ومن هنا تتبع الصيغة الحديثة للقانون الدوري: تعتمد خصائص العناصر ، وكذلك خصائص المواد البسيطة والمعقدة التي تشكلها ، بشكل دوري على حجم شحنة نوى ذراتها.

في أربعة أماكن من الجدول الدوري ، "تنتهك" العناصر الترتيب الصارم للترتيب بترتيب تصاعدي للكتلة الذرية. هذه أزواج من العناصر:

18 Ar (39.948) -19 K (39.098) ؛

27 كو (58.933) - 28 نيكل (58.69) ؛

52 ت (127.60) - 53 أنا (126.904) ؛

90 ث (232.038) - 91 باسكال (231.0359).

في وقت D.I. Mendeleev ، تم اعتبار هذه الانحرافات عيوب الجدول الدوري. لقد وضعت نظرية بنية الذرة كل شيء في مكانه. وفقًا لحجم الشحنة النووية ، تم وضع هذه العناصر في النظام بواسطة Mendeleev بشكل صحيح. وبالتالي ، في انتهاك في هذه الحالات لمبدأ وضع العناصر في ترتيب زيادة الكتل الذرية والاسترشاد بالخصائص الفيزيائية والكيميائية للعناصر ، استخدم منديليف في الواقع خاصية أكثر جوهرية للعنصر - رقمه التسلسلي في النظام ، والذي تحول خارج ليكون مساويا للشحنة النووية.

لم تستطع الميكانيكا الكلاسيكية تفسير العديد من الحقائق التجريبية المتعلقة بسلوك الإلكترون في الذرة. لذلك ، وفقًا لمفاهيم النظرية الكلاسيكية للديناميكا الكهربائية ، فإن النظام الذي يتكون من شحنة تدور حول شحنة أخرى يجب أن يصدر طاقة ، ونتيجة لذلك سيسقط الإلكترون في النهاية على النواة. أصبح من الضروري إنشاء نظرية مختلفة تصف سلوك الأشياء في العالم الصغير ، والتي لا تكفي ميكانيكا نيوتن الكلاسيكية لها.

تمت صياغة القوانين الأساسية لهذه النظرية في 1923-1927. ويسمى ميكانيكا الكم.

تعتمد ميكانيكا الكم على ثلاثة مبادئ أساسية.

1. 
   ثنائية الموجة الجسدية (تُظهر الجسيمات الدقيقة خصائص الموجة والمادة ، أي الطبيعة المزدوجة).

لذلك ، تتجلى الطبيعة المزدوجة للإلكترون في حقيقة أنه يمتلك خصائص كل من الجسيمات والموجات في نفس الوقت. كجسيم ، للإلكترون كتلة وشحنة ، لكن حركة الإلكترونات هي عملية موجية. على سبيل المثال ، ظاهرة الحيود هي خاصية مميزة للإلكترونات (ينحني تدفق الإلكترونات حول عائق ما).

1. 
   مبدأ تكميم الطاقة (الجسيمات الدقيقة لا تصدر الطاقة باستمرار ، ولكن بشكل منفصل في أجزاء منفصلة - الكميات).

في عام 1900 ، رسم إم بلانك لتفسيرهم فرضية الكم ، والتي وفقًا لها يمكن أن تنبعث الطاقة أو تمتصها فقط في أجزاء معينة - كوانتا.

في عام 1913 طبق ن. بور نظرية الكم لشرح طيف الهيدروجين الذري ، بافتراض أن الإلكترونات في الذرات يمكن أن تتواجد فقط في مدارات "مسموح بها" معينة تتوافق مع قيم معينة للطاقة. اقترح بور أيضًا أنه أثناء وجوده في هذه المدارات ، لا يشع الإلكترون طاقة. لذلك ، طالما أن الإلكترونات في الذرة لا تقوم بالتحولات من مدار إلى آخر ، فإن طاقة الذرة تظل ثابتة. عندما يمر إلكترون من مدار إلى آخر ، يتم إصدار كمية من الطاقة المشعة ، والتي تساوي قيمتها الفرق في الطاقة المقابل لهذه المدارات.

1. 
   تعود قوانين العالم الصغير إلى طبيعتها الإحصائية. موضع الإلكترون في الذرة غير مؤكد. هذا يعني أنه من المستحيل التحديد الدقيق لكل من سرعة الإلكترون وإحداثياته ​​في الفضاء في نفس الوقت.

يمكن أن يكون الإلكترون الذي يتحرك بسرعة عالية جدًا في أي مكان في الفراغ حول النواة. وفقًا لمفاهيم ميكانيكا الكم ، فإن احتمال وجود الإلكترون في مناطق مختلفة من الفضاء ليس هو نفسه. المواقف اللحظية المختلفة للإلكترون تشكل ما يسمى السحابة الإلكترونية مع كثافة شحنة سالبة غير متساوية (الشكل 1.1.).

الشكل 1.1 - سحابة إلكترونية من ذرة الهيدروجين
يمكن أن يختلف شكل وحجم السحابة الإلكترونية اعتمادًا على طاقة الإلكترون.

هناك مفهوم "المداري" ، والذي يُفهم على أنه مجموعة من مواضع الإلكترون في الذرة.

يمكن وصف كل مدار من خلال دالة الموجة المقابلة - المدار الذري اعتمادا على ثلاث معلمات عدد صحيح دعا عدد الكمية .

1. 
   وصف ميكانيكي الكم لحالة الإلكترون في الذرة

1. رقم الكم الرئيسي (ن) يميز مستوى الطاقة ويأخذ القيم الصحيحة من 1 إلى ∞ , والتي تتوافق مع رقم مستوى الطاقة.

في بعض الأحيان يتم استخدام التعيينات الحرفية للرقم الكمي الرئيسي ، أي كل قيمة عددية NSتدل بالحرف المقابل من الأبجدية اللاتينية:

يحدد الرقم الكمي الرئيسي طاقة الإلكترون وحجم سحابة الإلكترون ، أي متوسط ​​مسافة الإلكترون من النواة. الاكثر NS ،كلما زادت طاقة الإلكترون ، فإن الحد الأدنى للطاقة يتوافق مع المستوى الأول ( NS= 1).

في الجدول الدوري للعناصر ، يتوافق رقم الفترة مع القيمة القصوى للرقم الكمي الأساسي.

2. المداري أوعدد الكم الجانبي ( ل ) يميز المستوى الفرعي للطاقة ويحدد شكل السحابة الإلكترونية ؛ يقبل القيم الصحيحة من 0 إلى (NS-1). عادة ما يشار إلى معانيها بالحروف:

ل=	0	1	2	3
	س	ص	د	F

عدد القيم الممكنة ليتوافق مع عدد المستويات الفرعية المحتملة عند مستوى معين ، يساوي رقم المستوى (NS).

في	ن=1	ل=0	(قيمة واحدة)
	ن=2	ل=0, 1	(قيمتان)
	ن=3	ل=0, 1, 2	(3 قيم)
	ن=4	ل=0, 1, 2, 3	(4 قيم)

تختلف طاقة الإلكترونات عند المستويات الفرعية المختلفة من نفس المستوى باختلاف لكالتالي: كل قيمة ليتوافق شكل معين من السحابة الإلكترونية: س- جسم كروى، ص- ثمانية الحجمي ، دو F- وردة ثلاثية الأبعاد بأربعة فصوص أو شكل أكثر تعقيدًا (الشكل 1.2).

الشكل 1.2 ، الورقة 1 - السحب الإلكترونية س-, ص- و دالمدارات الذرية

الشكل 1.2 ، الورقة 2 - السحب الإلكترونية س-, ص- و دالمدارات الذرية
3. عدد الكم المغناطيسي ( م ل ) يميز اتجاه سحابة الإلكترون في مجال مغناطيسي ؛ يأخذ قيمًا صحيحة من - لقبل + ل:
م ل = –ل, ..., 0, ..., + ل(المجموع 2 ل + 1 القيم).

في ل= 0 (s- إلكترون) م ليمكن أن تأخذ قيمة واحدة فقط (بالنسبة لسحابة إلكترونية كروية ، يكون اتجاه واحد فقط في الفضاء ممكنًا).

في ل = 1 (ص-إلكترون) تي 1 يمكن أن تأخذ 3 قيم (ثلاثة اتجاهات للسحابة الإلكترونية في الفضاء ممكنة).

في ل = 2 (دالكترون) ممكن 5 القيم م ل؛ (اتجاهات مختلفة في الفضاء مع تغيير طفيف في شكل السحابة الإلكترونية).

في ل = 3 (F-إلكترون) 7 قيم ممكنة م ل(لا يختلف اتجاه وشكل السحب الإلكترونية كثيرًا عما لوحظ في دالإلكترونات).

الإلكترونات لها نفس القيم NS ،لو م لهم في نفس المدار. هكذا، المداري – هذه هي حالة الإلكترون ، وتتميز بمجموعة معينة من ثلاثة أرقام كمومية: n ، ل و م ل تحديد حجم وشكل واتجاه السحابة الإلكترونية. عدد القيم التي يمكن أن تأخذها م ل، لقيمة معينة ل, يساوي عدد المدارات على المستوى الفرعي المحدد.

4. عدد الكم تدور (م س ) يميز الزخم الزاوي الجوهري (الدوران) للإلكترون (غير مرتبط بالحركة حول النواة) ، والذي يمكن اعتباره في شكل نموذج مفكوك متطابقًا مع اتجاه دوران الإلكترون حول محوره. يمكن أن تأخذ قيمتين: - 1/2 و + 1/2 ، تقابل اتجاهين متعاكسين للعزم المغناطيسي.

الإلكترونات التي لها نفس قيم الأرقام الكمومية الرئيسية والمدارية والمغناطيسية والتي تختلف فقط في قيم عدد الكم المغزلي هي في نفس المدار وتشكل سحابة إلكترونية واحدة مشتركة. يسمى هذان الإلكترونان ، اللذان لهما دوران متعاكس ويقعان في نفس المدار يقترن. إلكترون واحد لكل مدار هو غير زوجي.

وهكذا ، فإن حالة الإلكترون في الذرة يتم تحديدها من خلال مجموعة من القيم من أربعة أرقام كمية.
محاضرة 2

أسئلة

1. 
   تشكيل الغلاف الإلكتروني للذرة.
2. 
   التكوينات الإلكترونية للذرات
3. 
   التكوين الإلكتروني للذرة والجدول الدوري

1. 
   تكوين الغلاف الإلكتروني للذرة

يتم تحديد تسلسل ملء المستويات الفرعية بالإلكترونات في ذرات متعددة الإلكترونات من خلال مبدأ الحد الأدنى من الطاقة ومبدأ باولي وقاعدة هوند.

مبدأ الحد الأدنى من الطاقة : ملء المدارات الذرية بالإلكترونات ( AO ) يحدث بترتيب تصاعدي لطاقتهم. في حالة الاستقرار ، تكون الإلكترونات عند أدنى مستويات الطاقة والمستويات الفرعية.

هذا يعني أن كل إلكترون جديد يدخل الذرة عند أدنى مستوى فرعي (من حيث الطاقة).

دعونا نميز المستويات والمستويات الفرعية والمدارات من حيث مخزن طاقة الإلكترون. بالنسبة لذرة متعددة الإلكترونات ، تتغير الطاقة المدارية عند المستويات والمستويات الفرعية على النحو التالي:
1س s p s p s d p s d p s d (4 F) р s د (5 F) ر
للذرات المعقدة القاعدة (ن + ل ) أو حكم كليشكوفسكي : تزداد طاقة AO وفقًا للزيادة في الكمية (ن +ل) أرقام الكم الرئيسية والمدارية. بنفس قيمة المجموع ، تكون الطاقة أقل لـ AO بقيمة أقل من رقم الكم الأساسي.

مبدأ باولي : لا يمكن أن تحتوي الذرة على إلكترونين بنفس القيم لجميع الأرقام الكمومية الأربعة.

كل مدار هو حالة طاقة تتميز بقيم ثلاثة أرقام كمومية: NS ،لو م لتحدد هذه الأرقام حجم وشكل واتجاه المدار في الفضاء. وبالتالي ، لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين في مدار واحد ، وسوف يختلفان في قيمة الرقم الكمي الرابع (الدوران): تي س= + 1/2 أو - 1/2 (الجدول 2.1)

على سبيل المثال ، لـ 1 س- المداري ، هناك مجموعتان من الأرقام الكمية:

ن	1	1
ل	0	0
م ل	0	0
م س	+ 1 / 2	– 1 / 2

وبالتالي ، يمكن أن يكون هناك إلكترونان فقط لهما قيم مختلفة لرقم الدوران.

لكل من الثلاثة 2 ص- المدارات ممكنة أيضًا مجموعتين فقط من الأرقام الكمية:

ن	2	2
ل	1	1
م ل	0	0
م س	+ 1 / 2	– 1 / 2

ومن ثم ، في ص-المستوى الفرعي يمكن أن يكون هناك ستة إلكترونات فقط.

أكبر عدد من الإلكترونات عند مستوى الطاقة يساوي:

أين NS- رقم المستوى أو رقم الكم الأساسي.

وبالتالي ، عند مستوى الطاقة الأول ، لا يمكن أن يكون هناك أكثر من إلكترونين ، في الثاني - لا يزيد عن 8 ، في الثالث - لا يزيد عن 18 ، في الرابع - لا يزيد عن 32 (الجدول 2.1).
الجدول 2.1 - تكوين غلاف الإلكترون للذرة

مستوى الطاقة ن	ل	م ل	م س	عدد الإلكترونات
				في المستوى الثانوي	على مستوى
1	0 (س)	0	± 1/2	2	2
2	0 (س)	0	± 1/2	2	8
	1 (ص)	–1, 0, 1	± 1/2	6
3	0 (س)	0	± 1/2	2	18
	1 (ص)	–1, 0, 1	± 1/2	6
	2 (د)	–2, –1, 0, 1, 2	± 1/2	10
4	0 (س)	0	± 1/2	2	32
	1 (ص)	–1, 0, 1	± 1/2	6
	2 (د)	–2, –1, 0, 1, 2	± 1/2	10
	3 (F)	–3, –2, –1, 0, 1, 2, 3	± 1/2	14

حكم هوند : أثناء تكوين مستوى فرعي إلكتروني ، تملأ الإلكترونات العدد الأقصى من المدارات الحرة بحيث يكون عدد الإلكترونات غير المزدوجة هو الأكبر.

1. 
   التكوينات الإلكترونية للذرات

يسمى توزيع الإلكترونات على المدارات الذرية المختلفة التكوين الإلكتروني للذرة . أدنى تكوين إلكتروني للطاقة يتوافق مع ارض الدولة ذرة ، تشير التكوينات الأخرى إلى الدول المتحمسة .

يتم تصوير التكوين الإلكتروني للذرة بطريقتين - في شكل صيغ إلكترونية ومخططات حيود الإلكترون. عند كتابة الصيغ الإلكترونية ، يتم استخدام الأرقام الكمية الأساسية والمدارية. يُشار إلى المستوى الفرعي بالرقم الكمي الرئيسي (الرقم) ورقم الكم المداري (الحرف المقابل). يميز عدد الإلكترونات في المستوى الفرعي الحرف المرتفع. على سبيل المثال ، بالنسبة للحالة الأرضية لذرة الهيدروجين ، فإن الصيغة الإلكترونية هي: 1 س 1 .

يمكن وصف بنية المستويات الإلكترونية بشكل كامل باستخدام مخططات حيود الإلكترون ، حيث يتم تمثيل توزيع الإلكترونات على المستويات الفرعية في شكل خلايا كمومية. في هذه الحالة ، يُصوَّر المدار تقليديًا على أنه مربع ، توضع بالقرب منه تسمية المستوى الثانوي. يجب إزاحة المستويات الفرعية في كل مستوى قليلاً في الارتفاع ، لأن طاقاتهم مختلفة قليلاً. يتم الإشارة إلى الإلكترونات بواسطة الأسهم اعتمادًا على علامة رقم كم الدوران. مخطط حيود الإلكترون لذرة الهيدروجين:

1س

مبدأ بناء تكوينات إلكترونية لذرات متعددة الإلكترونات هو إضافة البروتونات والإلكترونات إلى ذرة الهيدروجين. يخضع توزيع الإلكترونات على مستويات الطاقة والمستويات الفرعية للقواعد التي نوقشت سابقًا.

مع الأخذ في الاعتبار بنية التكوينات الإلكترونية للذرات ، يمكن تقسيم جميع العناصر المعروفة وفقًا لقيمة الرقم الكمي المداري للمستوى الفرعي المملوء الأخير إلى أربع مجموعات: س-عناصر،
ص-عناصر، د-عناصر، F-عناصر.

ستسمى -orbitals س-عناصر.العناصر التي تكون ذراتها آخر العناصر المراد ملؤها
صتسمى -orbitals ص-عناصر.العناصر التي تكون ذراتها آخر العناصر المراد ملؤها دتسمى -orbitals د-عناصر.العناصر التي تكون ذراتها آخر العناصر المراد ملؤها Fتسمى -orbitals F-عناصر.

في ذرة الهليوم He (Z = 2) ، يحتل الإلكترون الثاني المدار l s ، صيغته الإلكترونية: 1 س 2. مخطط الإلكترون:

1س

↓

تنتهي أول فترة أقصر من الجدول الدوري للعناصر بالهيليوم. تم تعيين التكوين الإلكتروني للهيليوم [He].

الفترة الثانية يفتحها الليثيوم Li (Z = 3) ، صيغته الإلكترونية:
[ليس] 2 س 1 . مخطط الإلكترون:

		2ص
2س

يتبع الليثيوم البريليوم Be (Z = 4) ، حيث يملأ إلكترون إضافي 2 سمداري. تكون الصيغة الإلكترونية: 2 س 2

↓
2س			2ص

في الحالة الأرضية ، يحتل إلكترون البورون التالي B (Z = 5)
2ص-وربيتال ، ب: ل س 2 2س 2 2 ب 1 ؛ مخطط حيود الإلكترون:

↓
2س			2ص

يتم تكوين العناصر الخمسة التالية إلكترونيًا:

ج (ض = 6): 2 س 2 2ص 2						N (Z = 7): 2 س 2 2ص 3
↓						↓
2س			2ص			2س			2ص
O (Z = 8): 2 س 2 2ص 4						F (Z = 9): 2 س 2 2ص 5
↓		↓				↓		↓	↓
2س			2ص			2س			2ص
ني (Z = 10): 2 س 2 2ص 6
↓		↓	↓	↓
2س			2ص

يتم تحديد التكوينات الإلكترونية المقدمة بواسطة قاعدة Hund.

تمتلئ مستويات الطاقة الأولى والثانية من النيون بالكامل. دعونا نحدد تكوينه الإلكتروني وسنستخدمه أكثر للإيجاز لكتابة الصيغ الإلكترونية لذرات العناصر.

يفتح الصوديوم Na (Z = 11) و Mg (Z = 12) الفترة الثالثة. تحتل الإلكترونات الخارجية 3 سمداري:

Na (Z = 11): 3 س 1
3س			3ص					3د
ملغ (ض = 12): 3 س 2
↓
3س			3ص					3د

ثم ، بدءًا من الألومنيوم (Z = 13) ، يتم ملء 3 ص-المستوى الفرعي. الفترة الثالثة تنتهي بـ الأرجون Ar (Z = 18):

Al (Z = 13): 3 س 2 3ص 1
↓
3س			3ص					3د
Ar (Z = 18): 3 س 2 3ص 6
↓		↓	↓	↓
3س			3ص					3د

تختلف عناصر الفترة الثالثة عن عناصر الفترة الثانية من حيث أنها تحتوي على 3 عناصر مجانية د-وربيتال ، والتي يمكن أن تشارك في تكوين الروابط الكيميائية. هذا ما يفسر حالات التكافؤ التي تتجلى من خلال العناصر.

في الفترة الرابعة حسب القاعدة (ن +ل) ، للبوتاسيوم K (Z = 19) والكالسيوم Ca (Z = 20) تشغل الإلكترونات 4 س- المستوى الفرعي ، وليس 3 ديبدأ الحشو بالسكانديوم (Z = 21) وينتهي بالزنك الزنك (Z = 30).
3د-المستوى الفرعي:
Sc: 4 س 2 3د 1 → Zn: 4 س 2 3د 10
يمكن تمثيل الصيغ الإلكترونية للعناصر d في شكل مختلف: يتم سرد المستويات الفرعية بترتيب تصاعدي للرقم الكمي الرئيسي ، وبثابت NS- من أجل زيادة عدد الكم المداري. على سبيل المثال ، بالنسبة إلى Zn ، سيبدو هذا السجل كما يلي: 3 د 10 4س 2 . كلا هذين السجلين متكافئان ، لكن الصيغة الإلكترونية المذكورة أعلاه للزنك تعكس بشكل صحيح الترتيب الذي تم به تعبئة المستويات الفرعية.

في الصف 3 د- عناصر الكروم Cr (Z = 24) يوجد انحراف عن القاعدة (ن +ل). وفقًا لهذه القاعدة ، يجب أن يبدو التكوين الإلكتروني لـ Cr كما يلي: [Ar] 3 د 4 4س 2. لقد وجد أن تكوينه الحقيقي هو
3د 5 4س 1 . يُطلق على هذا التأثير أحيانًا اسم "تراجع" الإلكترون.

الانحرافات عن القاعدة (ن +ل) لوحظ في عناصر أخرى (الجدول 2.2). هذا يرجع إلى حقيقة أنه مع زيادة عدد الكم الرئيسي ، تقل الفروق بين طاقات المستويات الفرعية.

بعد ذلك ، يحدث الحشو 4 ص-المستوى الفرعي (Ga - Kg). الفترة الرابعة تحتوي فقط على 18 عنصرًا. حشوة 5 س-, 4د-و
5ص- المستويات الفرعية في 18 عنصرًا من الفترة الخامسة. لاحظ أن الطاقات 5 س-و
4د- المستويات الفرعية قريبة جدًا ، والإلكترون بـ 5 س- المستوى الفرعي يمكن أن ينتقل بسهولة إلى 4 د-المستوى الفرعي. في 5 س-المستوى الفرعي Nb و Mo و Tc و Ru و Rh و Ag لديه إلكترون واحد فقط. الشرط الأساسي 5 س- لم يتم ملء المستوى الفرعي Pd. لوحظ "تراجع" لاثنين من الإلكترونات.
الجدول 2.2 - التكوين الإلكتروني للعناصر مع انحراف
من حكم كليشكوفسكي

1	1	3
كر (ض = 24)	4س 2 3د 4	4س 1 3د 5
النحاس (Z = 29)	4س 2 3د 9	4س 1 3د 10
ملحوظة (ع = 41)	5س 2 4د 3	5س 1 4د 4
مو (ض = 42)	5س 2 4د 4	5س 1 4د 5
ح (ع = 43)	5س 2 4د 5	5س 1 4د 6
رو (ع = 44)	5س 2 4د 6	5س 1 4د 7
Rh (Z = 45)	5س 2 4د 7	5س 1 4د 8
Pd (ع = 46)	5س 2 4د 8	5س 0 4د 10
حج (ع = 47)	5س 2 4د 9	5س 1 4د 10
لا (ض = 57)	6س 2 4F 1 5د 0	6س 2 4F 0 5د 1
م (ع = 58)	6س 2 4F 2 5د 0	6س 2 4F 1 5د 1
د (ع = 64)	6س 2 4F 8 5د 0	6س 2 4F 7 5د 1
عير (ع = 77)	6س 2 4F 14 5د 7	6س 0 4F 14 5د 9
Pt (ع = 78)	6س 2 4F 14 5د 8	6س 1 4F 14 5د 9
Au (Z = 79)	6س 2 4F 14 5د 9	6س 1 4F 14 5د 10

في الفترة السادسة ، بعد ملء المستوى الفرعي 6S ، يكون لدى السيزيوم Cs (Z = 55) والباريوم Ba (Z = 56) الإلكترون التالي ، وفقًا للقاعدة (ن +ل), ينبغي أن تأخذ
4F-المستوى الفرعي. ومع ذلك ، بالنسبة إلى lanthanum La (Z = 57) ، يصل الإلكترون إلى 5 د-سوبر فين. نصف مملوء (4 F 7) 4F- زاد المستوى الفرعي من الاستقرار ؛ لذلك ، الجادولينيوم Gd (Z = 64) ، يليه europium Eu (Z = 63) ، بـ 4 F- المستوى الفرعي ، يتم الاحتفاظ بالعدد السابق من الإلكترونات (7) ، ويصل الإلكترون الجديد إلى 5 د-المستوى الفرعي ، كسر القاعدة (ن +ل). في terbium Tb (Z = 65) ، يحتل الإلكترون التالي 4 F-المستوى الفرعي وهناك انتقال للإلكترون من
5د- المستوى الفرعي (التكوين 4 F 9 6س 2). حشوة 4 F- ينتهي المستوى الفرعي عند ytterbium Yb (Z = 70). يحتل الإلكترون التالي لذرة اللوتيتيوم Lu
5د-المستوى الفرعي. يختلف تكوينها الإلكتروني عن تكوين ذرة اللانثانم فقط عندما يتم ملؤها بالكامل 4 F-المستوى الفرعي.

حاليًا في الجدول الدوري للعناصر D.I. Mendeleev تحت scandium Sc و yttrium Y أحيانًا يرتب اللوتيتيوم (وليس اللانثانوم) كأول د- العنصر ، وجميع العناصر الأربعة عشر الموجودة أمامه ، بما في ذلك اللانثانم ، موضوعة في مجموعة خاصة اللانثانيدات ما بعد الجدول الدوري للعناصر.

يتم تحديد الخصائص الكيميائية للعناصر بشكل أساسي من خلال بنية المستويات الإلكترونية الخارجية. تغيير في عدد الإلكترونات في الثالث خارج 4 F- المستوى الفرعي له تأثير ضئيل على الخصائص الكيميائية للعناصر. لذلك ، كل 4 F- العناصر متشابهة في خصائصها. ثم في الفترة السادسة 5 د-المستوى الفرعي (Hf - Hg) و 6 ص-المستوى الفرعي (تل - آكانيوز).

في الفترة السابعة 7 س- المستوى الفرعي مليء بفرنسا Fr (Z = 87) والراديوم Ra (Z = 88). شقائق النعمان لها انحراف عن القاعدة (ن +ل), والإلكترون التالي يملأ 6 د-المستوى الفرعي ، وليس 5 F... يتبع ذلك مجموعة من العناصر (ث - لا) مع ملء 5 F- الطبقات الفرعية التي تشكل الأسرة الأكتينيدات .

يتلقى Lawrence Lr (Z = 103) إلكترونًا جديدًا عند 6 د-المستوى الفرعي. يتم وضع هذا العنصر أحيانًا في الجدول الدوري تحت مادة اللوتيتيوم. الفترة السابعة لم تكتمل. العناصر ، بدءًا من 104 ، غير مستقرة وخصائصها غير معروفة. وهكذا ، مع زيادة الشحنة النووية ، تتكرر بشكل دوري الهياكل الإلكترونية المماثلة للمستويات الخارجية. في هذا الصدد ، ينبغي للمرء أن يتوقع تغييرات دورية في الخصائص المختلفة للعناصر.

1. 
   التكوين الإلكتروني للذرة والجدول الدوري

ترتبط بنية الغلاف الإلكتروني للذرة وموضع العنصر في الجدول الدوري. من خلال معرفة موضع عنصر في الجدول الدوري ، من الممكن تحديد هيكل غلاف الإلكترون لذرة أي عنصر.

عنصر ترتيبي في الجدول الدوري يوضح شحنة نواة الذرة وعدد الإلكترونات في الذرة.

رقم الفترة يتوافق مع عدد مستويات الطاقة في غلاف الإلكترون لذرات جميع العناصر في فترة معينة. في هذه الحالة ، يتطابق رقم الفترة مع قيمة الرقم الكمي الأساسي لمستوى الطاقة الخارجية.

رقم المجموعة يتوافق ، كقاعدة عامة ، مع عدد إلكترونات التكافؤ في ذرات عناصر هذه المجموعة.

إلكترونات التكافؤ - هذه هي إلكترونات مستويات الطاقة الأخيرة. تمتلك إلكترونات التكافؤ طاقة قصوى وتشارك في تكوين رابطة كيميائية بين الذرات في الجزيئات.

في ذرات عناصر المجموعات الفرعية الرئيسية (A) ، تكون جميع إلكترونات التكافؤ عند مستوى الطاقة الأخير وعددها يساوي رقم المجموعة. في ذرات عناصر المجموعات الفرعية الجانبية (ب) عند مستوى الطاقة الأخير لا يوجد أكثر من إلكترونين ، أما باقي إلكترونات التكافؤ فهي في مستوى الطاقة قبل الأخير. إجمالي عدد إلكترونات التكافؤ عادة ما يساوي أيضًا رقم المجموعة.

يوضح ما سبق أنه مع نمو الشحنة النووية ، هناك تكرار دوري منتظم لهياكل إلكترونية مماثلة للعناصر ، وبالتالي تكرار خصائصها ، والتي تعتمد على بنية غلاف الإلكترون للذرات.

وهكذا ، في الجدول الدوري ، مع زيادة العدد الترتيبي لعنصر ما ، تتكرر خصائص ذرات العناصر ، وكذلك خصائص المواد البسيطة والمعقدة التي تشكلها هذه العناصر ، بشكل دوري ، حيث يتم تكرار التكوينات المماثلة لـ تتكرر إلكترونات التكافؤ في الذرات بشكل دوري. المعنى المادي للقانون الدوري.

سمة. القانون الدوري والنظام الدوري من D.I. مندليف

استهداف:

تكوين فكرة لدى الطلاب مفادها أن العلاقة الموضوعية القائمة بين العناصر الكيميائية والمواد المكونة تخضع للقانون الدوري وتنعكس في النظام الدوري ؛ النظر في هيكل النظام الدوري ، وتشكيل مفهوم الفترات والمجموعات ؛

لتطوير القدرة على تحليل المعلومات واستخلاص النتائج ، مهارات استخدام الجدول الدوري للبحث عن معلومات حول العناصر الكيميائية وخصائصها ؛

تنمية الاهتمام المعرفي بالموضوع.

خلال الفصول

І. تنظيم الوقت

ثانيًا. تحديث المعرفة الأساسية

محادثة

1. ما هو التصنيف؟

2. أي كيميائي حاول تصنيف العناصر الكيميائية؟ ما هي الخصائص التي اتخذوها كأساس؟

3. ما هي مجموعات العناصر الكيميائية التي تعرفها؟ أعط وصفا موجزا لهم.(الفلزات القلوية ، الفلزات الأرضية القلوية ، الهالوجينات ، الغازات الخاملة)

ІІІ. تعلم مواد جديدة

1. تاريخ اكتشاف القانون الدوري

في الدرس الأخير تعلمنا ذلك في منتصف القرن التاسع عشر. أصبحت المعرفة بالعناصر الكيميائية كافية ، وازداد عدد العناصر بشكل كبير لدرجة أن العلم نشأت حاجة طبيعية لتصنيفها. كانت المحاولات الأولى لتصنيف العناصر غير مقبولة. أسلاف D.I Mendeleev (I.V Debereiner، J. A. Newlands، L. Yu. Meyer) فعلوا الكثير لتحضير اكتشاف القانون الدوري ، لكنهم لم يتمكنوا من فهم الحقيقة.

اتخذوا أحد طريقتين لبناء النظام:

1. دمج العناصر في مجموعات حسب تشابه تركيب وخصائص المواد التي تتكون منها.

2. ترتيب العناصر الكيميائية بترتيب زيادة كتلتها الذرية.

لكن لم يؤد هذا النهج ولا الأسلوب الآخر إلى إنشاء نظام يوحد جميع العناصر.

مشكلة تنظيم العناصر الكيميائية اهتمت أيضًا بالشاب البالغ من العمر 35 عامًا الأستاذ بالجامعة التربوية D.I. مندليف. في عام 1869 عمل على تأليف كتاب "أساسيات الكيمياء" للطلاب. كان العالم يدرك جيدًا أنه من أجل أن يفهم الطلاب بشكل أفضل مجموعة متنوعة من خصائص العناصر الكيميائية ، يجب تنظيم هذه الخصائص.

بحلول عام 1869 ، عُرف 63 عنصرًا كيميائيًا ، تم تحديد الكتل الذرية النسبية للعديد منها بشكل غير صحيح.

قام منديليف بترتيب العناصر الكيميائية بترتيب زيادة كتلها الذرية ولاحظ أن خصائص العناصر تتكرر بعد فترة زمنية معينة - وهي فترة ، قام ديمتري إيفانوفيتش بترتيب الفترات تحت بعضها البعض ، بحيث توجد عناصر متشابهة تحت بعضها البعض - على نفس الرأسي ، هذه هي الطريقة التي تم بها بناء عناصر النظام الدوري.

نتيجة للعمل المضني على مدى 15 عامًا لتصحيح الكتل الذرية وتكافؤ العناصر ، وكذلك لتوضيح مكان العناصر الكيميائية غير المكتشفة ، فإن D.I. اكتشف منديليف القانون الذي أسماه القانون الدوري.

تعتمد خصائص العناصر الكيميائية والمواد البسيطة وكذلك تكوين وخصائص المركبات بشكل دوري على قيم الكتل الذرية.

١ مارس ١٨٦٩ (18 فبراير ، الطراز القديم) - تاريخ فتح القانون الدوري.

لسوء الحظ ، كان هناك عدد قليل جدًا من المؤيدين للقانون الدوري في البداية. هناك خصوم كثيرون ، خاصة في ألمانيا وإنجلترا.
يعد اكتشاف القانون الدوري مثالًا رائعًا على التبصر العلمي: في عام 1870 ، تنبأ ديمتري إيفانوفيتش بوجود ثلاثة عناصر لا تزال غير معروفة في ذلك الوقت ، والتي أطلق عليها اسم ekasilicium و ekaaluminium و ekabor. كان قادرًا على التنبؤ بشكل صحيح بأهم خصائص العناصر الجديدة. والآن ، بعد 5 سنوات ، في عام 1875 ، قام العالم الفرنسي ب. اكتشف Lecoq de Boisbaudran ، الذي لم يكن يعرف شيئًا عن أعمال ديمتري إيفانوفيتش ، معدنًا جديدًا أطلق عليه اسم الغاليوم. في عدد من الخصائص وطريقة الاكتشاف ، تزامن الغاليوم مع eka-Aluminium الذي تنبأ به مندليف. لكن تبين أن وزنه أقل من المتوقع. على الرغم من ذلك ، أرسل ديمتري إيفانوفيتش رسالة إلى فرنسا ، مصراً على توقعه.
ذهل العالم العلمي من تنبؤ مندليف للخصائصإكالومينيوم اتضح أنها دقيقة للغاية. من هذه اللحظة فصاعدًا ، يبدأ القانون الدوري في ترسيخ نفسه في الكيمياء.
في عام 1879 ، اكتشف L. Nilsson في السويد سكانديوم ، الذي جسد ما تنبأ به ديمتري إيفانوفيتشاكابور .
في عام 1886 اكتشف K. Winkler الجرمانيوم في ألمانيا ، والذي تبين أنه كذلكecasilicon .

لكن عبقرية ديمتري إيفانوفيتش مينديليف واكتشافاته ليست فقط هذه التوقعات!

في أربعة مواضع من الجدول الدوري ، رتب دي منديليف العناصر ليس بترتيب زيادة الكتل الذرية:

Ar - K، Co - Ni، Te - I، Th - Pa

بالعودة إلى نهاية القرن التاسع عشر ، كتب دي. كتب منديليف أن الذرة تتكون على ما يبدو من جسيمات أصغر أخرى. بعد وفاته عام 1907 ، ثبت أن الذرة تتكون من جسيمات أولية. أكدت نظرية بنية الذرة صحة مندليف ، وإعادة ترتيب هذه العناصر بما لا يتوافق مع الزيادة في الكتل الذرية له ما يبرره تمامًا.

التمثيل الرسومي للقانون الدوري هو الجدول الدوري للعناصر الكيميائية. هذا ملخص قصير لكامل كيمياء العناصر ومركباتها.

2. هيكل النظام الدوري

هناك نسخة طويلة وقصيرة من الجدول.

يقع كل عنصر في خلية محددة من الجدول الدوري.

ما المعلومات التي تحملها؟(رمز العنصر ، الرقم الترتيبي ، اسم العنصر ، اسم المادة البسيط ، الكتلة الذرية النسبية)

الأجزاء المكونة للجدول هي فترات ومجموعات.

يوضح المعلم الفترة في الجدول ويطلب من الطلاب صياغة التعريف بأنفسهم. ثم نقارنها بالتعريف الوارد في الكتاب المدرسي (ص 140).

الفترة هي صف أفقي من العناصر الكيميائية يبدأ بمعدن قلوي وينتهي بعنصر خامل.

يعرض المعلم المجموعة في الجدول ويطلب من الطلاب صياغة التعريف بأنفسهم. ثم نقارنها بالتعريف الوارد في الكتاب المدرسي (ص 140).

الفترات كبيرة وصغيرة.

ما هي الفترات الطويلة؟ صغير؟

كيف تتغير الخصائص المعدنية في الفترة من اليسار إلى اليمين؟ هل يزدادون قوة أم أضعف؟ لماذا تظن ذلك؟

تضعف الخصائص المعدنية في الفترة من اليسار إلى اليمين ، وبالتالي تزداد الخصائص غير المعدنية. سنكتشف سبب ذلك من خلال دراسة بنية الذرة في الدروس اللاحقة.

أي عنصر له خصائص معدنية أكثر وضوحًا:ز- قرص مضغوط? إم جي آل?

أي عنصر له خصائص غير معدنية أكثر وضوحًا: O-ن? S- كل?

المجموعة هي عمود عمودي من العناصر التي تحتوي على عناصر متشابهة في الخصائص. (اكتب في دفتر ملاحظات)

المجموعة مقسمة إلى رئيسي(أ)والضمانات (الخامس).

تتضمن المجموعة الفرعية الرئيسية عناصر من الفترات الصغيرة والكبيرة. في الجانب ، فقط الكبيرة. تحتوي المجموعات الفرعية الجانبية على عناصر معدنية فقط (معادن انتقالية)

قم بتسمية عناصر المجموعة الثانية ، المجموعة الفرعية الرئيسية.

قم بتسمية عناصر المجموعة الخامسة ، مجموعة فرعية جانبية.

قم بتسمية عناصر المجموعة الثامنة ، المجموعة الفرعية الرئيسية. ما هي اسمائهم؟

رابعا. تعميم وتنظيم المعرفة

الخامس • تلخيص نتائج الدرس وتقييم معرفة الطلاب

الخامس І . واجب منزلي

انتباه! موقع إدارة الموقع غير مسؤول عن محتوى التطورات المنهجية ، وكذلك عن الامتثال لتطوير المعيار التعليمي للولاية الفيدرالية.

ملاحظة توضيحية

يتم إجراء هذا الدرس في الدورة الرئيسية للمدرسة الثانوية لطلاب الصف الثامن في النصف الأول من العام.

أهمية تطوير الدرساستنادًا إلى استخدام مورد موقع الويب "الجدول الدوري الأكثر غرابة للعناصر الكيميائية D.I. تملي Mendeleev "من خلال متطلبات المعيار التعليمي الفيدرالي للجيل الجديد ، واستخدام تقنيات تكنولوجيا المعلومات والاتصالات ، المنصوص عليها في المعيار المهني للمعلم ، بما في ذلك المهارات المعلوماتية للمعلم.

أهمية عمليةيهدف تطوير نموذج الدرس هذا إلى تطوير عدد من الكفاءات الأساسية اللازمة لسلامة دورة الكيمياء التي تتم دراستها.

الموقع الإلكتروني المستخدم هو "الجدول الدوري الأكثر غرابة للعناصر الكيميائية لـ D.I. Mendeleev "هو منتج تعليمي طوره طلابي في عام 2013. تتمثل المهمة التربوية الرئيسية لهذا المورد في إنشاء نموذج تفاعلي سهل الاستخدام لـ D.I. مندليف.

في هذا الدرس ، يتم استخدام أشكال وأساليب عمل مختلفة ، والغرض منها هو تطوير قدرة الطلاب على التحليل والمقارنة والملاحظة واستخلاص النتائج. خلال الدرس ، يقوم المعلم بطرح الأسئلة ، ويتم تمييز الإجابات المحتملة في النص بخط مائل. مادة الدرس تتوافق مع البرنامج ، مرتبطة عضوياً بالدروس السابقة.

تم تحسين التلوين العاطفي للدرس ليس فقط من خلال استخدام الجدول الدوري التفاعلي ، ولكن أيضًا باستخدام عرض تقديمي مع الرسوم التوضيحية المختلفة التي قام بها الطالب ، بالإضافة إلى عرض إصداراتهم الخاصة من مشروع الجدول الدوري الخاص بي ، وتضمين أغنية مضحكة لتوم ليهرر.

لدي غرفة كيمياء حديثة بها فصل كمبيوتر متعدد الوسائط. مع مثل هذا المختبر ، يوجد كمبيوتر محمول على كل سطح مكتب. هذا يجعل من الممكن تبسيط العمل في الدرس قدر الإمكان للطلاب ، وللمعلم - لتتبع تقدم المهام في أزواج في كل مكان عمل.

تقييم أداء الطلاب... عدد علامات الدرس الموصوف ضئيل: يتم تقييم فقط كلام الطالب حول اكتشاف القانون الدوري والمشاركين الفرديين في الدرس الذين أجابوا بشكل صحيح على أسئلة الاختبار ، والمشاركة في تصميم الجدول في نهاية الدرس.

سيكون من الممكن التحقق من فعالية المعرفة المكتسبة في الدرس التالي ، عندما يسلم الطلاب واجباتهم المدرسية - مشروع "الجدول الدوري". الغرض الرئيسي من إنشاء المشروع: إظهار الطلاب ، كيففي الواقع ، يمكن أن يحدث افتتاح القانون الدوري (خلافًا للرأي السائد بأن ديمتري إيفانوفيتش كان يحلم بالجدول) ، ليشعر بتعقيد تصنيف الأشياء.

المعايير الرئيسية لتقييم الجداولقد يكون هناك مثل:

• أهمية الموضوع ("الكيمياء" الخاصة بإنشاء الجدول ، أي تصنيف المفاهيم أو المواد الكيميائية ، والسير الذاتية للعلماء والكيميائيين ، والحائزين على جائزة نوبل في سنوات مختلفة ، وما إلى ذلك). إذا لم يتمكن الطالب من العثور على كائنات لتصنيفها في موضوع "الكيمياء" ، فيمكنه الرجوع إلى مصادر أخرى ، أي لتصنيف المدن ومقارنتها ، على سبيل المثال ، حسب عدد السكان والبلدان المختلفة. علاوة على ذلك ، في "الفترة" يمكن أن يكون هناك بلد ، وفي "المجموعة" توجد مدن حسب الزيادة السكانية. يجب أن يكون لكل "عنصر" في جدول الطالب اسم ورقم يشير إلى حجم السكان ، يُشار إليه برمز. على سبيل المثال ، في جدول المدن ، تم اقتراح مدينة روستوف أون دون. يمكن أن يكون رمزها رو. إذا كانت هناك عدة مدن تبدأ بالحرف نفسه ، فيجب إضافة المدينة التالية إلى الحرف الكبير. لنفترض أن هناك مدينتين بالحرف "r": روستوف أون دون وروفنو. ثم سيكون هناك خيار في روستوف أون دون رو, ولمدينة ريفنا - م.
• تسجيل العمل. قد يحتوي العمل على تصميم مكتوب بخط اليد ، مكتوبًا في Word أو Excel (عمل 2013). أنا لا أقصر حجم الجدول. لكني أفضل تنسيق A4. يوجد في خزانة ملفات الجداول الخاصة بي ، على سبيل المثال ، خيار يتكون من ورقتين من ورق Whatman. يجب أن يكون العمل ملونًا وأحيانًا يحتوي على صور أو صور فوتوغرافية. النظافة هي موضع تقدير.
• أصالة العمل.
• يتضمن شرح العمل المعلمات التالية: عنوان العمل ، وصحة مبدأ موقع "العناصر" المختارة. يمكن للطالب أيضًا الجدل حول لوحة ألوان الرسم البياني الخاص به.
• قابلية عرض العمل. يدافع كل طالب عن مشروعه ، والذي أقدم من أجله درسًا واحدًا في البرنامج (هذا لا ينتهك بأي حال من الأحوال عرض مادة البرنامج في الكيمياء ، لأنه في نهاية العام يوفر البرنامج ما يصل إلى 6 دروس مخصصة لتكرار الدورة من خلال دراسة السير الذاتية لعلماء مختلفين ، وقصص عن المواد والظواهر).

أنا لست الوحيد الذي يقيم النظام الدوري للطلاب. يشارك طلاب المدارس الثانوية في مناقشة العمل ، بالإضافة إلى خريجي ، الذين يمكنهم تقديم المساعدة العملية لطلاب الصف الثامن في تصميم عملهم.

تقدم تقييم عمل الطلاب... أنا والخبراء نقوم بملء أوراق خاصة ، نضع فيها العلامات وفقًا للمعايير المذكورة أعلاه على مقياس من ثلاث نقاط: "5" - الامتثال الكامل للمعيار ؛ "3" - الامتثال الجزئي للمعيار ؛ "1" - عدم الامتثال التام للمعيار. ثم يتم تلخيص النقاط ووضع العلامات المعتادة في المجلة. بالنسبة لهذا النوع من النشاط ، يمكن للطالب أن يحصل على عدة درجات. لكل معيار أو واحد فقط - المجموع. أنا لا أعطي علامات غير مرضية. يشارك فصل كامل في العمل.

يوفر النوع المقترح للعمل الإبداعي التحضير الأولي ، وبالتالي ، يتلقى الطلاب مهمة مسبقًا "لإنشاء نظامهم الخاص". في هذه الحالة ، لا أشرح مبدأ بناء النظام الأصلي ، فسيتعين على الرجال أن يكتشفوا بأنفسهم كيف قام ديمتري إيفانوفيتش بترتيب العناصر المعروفة في ذلك الوقت ، وما هي المبادئ التي اتبعها.

تقويم مشروع طلبة الصف الثامن "جدولي الدوري".

	المعايير	تقييم المعلم	تقييم الطالب	مجموع النقاط
	أهمية الموضوع
	تسجيل العمل
	أصالة العمل
	شرح للعمل
	قابلية عرض العمل
	الدرجة النهائية

المفاهيم الأساسية المستخدمة في الدرس

1. الكتلة الذرية
2. مستوى
3. المجموعة (المجموعة الفرعية الرئيسية والثانوية)
4. المعادن / اللافلزات
5. أكاسيد (خاصية الأكاسيد)
6. فترة
7. دورية
8. القانون الدوري
9. نصف قطر الذرة
10. خصائص العنصر الكيميائي
11. نظام
12. طاولة
13. المعنى المادي للكميات الأساسية للنظام الدوري
14. عنصر كيميائي

الغرض من الدرس

ادرس القانون الدوري وهيكل الجدول الدوري للعناصر الكيميائية بواسطة D.I. مندليف.

أهداف الدرس

1. التعليمية:

• تحليل قاعدة بيانات العناصر الكيميائية ؛
• لتعليم رؤية وحدة الطبيعة والقوانين العامة لتطورها.
• تشكيل مفهوم "الدورية".
• لدراسة هيكل الجدول الدوري للعناصر الكيميائية لـ D.I. مندليف.

1. التطوير: تهيئة الظروف لتنمية الكفاءات الأساسية لدى الطلاب: المعلومات (استخراج المعلومات الأولية) ؛ الشخصية (ضبط النفس واحترام الذات) ؛ المعرفي (القدرة على هيكلة المعرفة ، والقدرة على إبراز الخصائص الأساسية للأشياء) ؛ التواصلي (التواصل الجماعي المنتج).
2. التعليمية: للمساهمة في تنمية الموارد الفكرية للفرد من خلال العمل المستقل مع الأدب الإضافي وتقنيات الإنترنت ؛ تعليم الدافع الإيجابي للتعلم وتقدير الذات الصحيح ؛ القدرة على التواصل في فريق ، مجموعة ، بناء حوار.

نوع الدرس

درس في تعلم مادة جديدة.

التقنيات

تكنولوجيا المعلومات والاتصالات ، وعناصر تكنولوجيا التفكير النقدي ، وعناصر التكنولوجيا القائمة على الإدراك العاطفي المجازي.

النتائج التعليمية المتوقعة

• الشخصية: تكوين استعداد الطلاب للتعليم الذاتي على أساس الدافع للتعلم ؛ تكوين الاستعداد لاختيار واعي لمسار تعليمي إضافي للتعلم من خلال وضع خطة عمل في الدرس ؛ تكوين الكفاءة الاتصالية في التواصل والتعاون مع زملاء الدراسة من خلال العمل الزوجي.
• Metasubject: تكوين القدرة على تحديد أهداف التعلم بشكل مستقل وتطوير الدافع لنشاطهم المعرفي من خلال تحديد الهدف في الدرس ؛ تكوين القدرة على إجراء حوار.
• الموضوع: تشكيل الأفكار المنهجية الأولية حول القانون الدوري والجدول الدوري للعناصر من قبل د. مندليف ظاهرة الدورية.

أشكال التعليم

العمل الفردي للطلاب ، والعمل في أزواج ، والعمل الأمامي للمعلم مع الفصل.

وسائل التعليم

الحوار ، النشرات ، تكليف المعلم ، تجربة التفاعل مع الآخرين.

مراحل العمل

1. تنظيم الوقت.
2. تحديد الهدف والتحفيز.
3. تخطيط النشاط.
4. تحديث المعرفة.
5. تعميم وتنظيم المعرفة.
6. انعكاس.
7. واجب منزلي.

خلال الفصول

1. لحظة تنظيمية

التحية المتبادلة للمعلم والطلاب.

: شخصي: تنظيم ذاتي ؛ التواصل - مهارات الاستماع.

2. تحديد الهدف والدافع

كلمة تعريفية للمعلم. منذ العصور القديمة ، التفكير في العالم من حولنا والإعجاب بالطبيعة ، تساءل الشخص: ما ، وما هو الجوهر ، والأجسام المحيطة به ، والشخص نفسه ، والكون.

الطلاب مدعوون للنظر في الصور التالية: فصول السنة ، مخطط القلب للقلب (يمكنك استخدام نموذج للقلب) ، الرسم التخطيطي "هيكل النظام الشمسي" ؛ الجدول الدوري للعناصر الكيميائية D.I. Mendeleev (من أنواع مختلفة) والإجابة على السؤال: "ما الذي يوحد كل الصور المعروضة؟" (دورية).

تحديد الأهداف.ما رأيكم يا رفاق ، ما هو السؤال الذي سنتحدث عنه اليوم (يفترض الطلاب أن الدرس سيكون حول الجدول الدوري للعناصر الكيميائية لدي آي مينديليف)؟ يجب أن يسجل دفتر الملاحظات موضوع الدرس: "هيكل النظام الدوري".

واجبات الطلاب:

1. ابحث عن أمثلة تشير إلى دورية في الطبيعة. ( حركة الأجسام الكونية حول مركز المجرة ، تغير النهار والليل).
   اقتراح كلمات وعبارات ذات صلة بكلمة "تردد" (فترة ، دوريات).
2. من هو "مؤلف" القانون الدوري؟ دي. مندليف)؟ هل يمكنك "إنشاء" الجدول الدوري ( سوف يتأخر الجواب على هذا السؤال ، ويعطى للأطفال كواجب منزلي)?
3. لعبة الخداع "هل تصدق أن ..."
4. بعد التخرج هل يمكن أن تحصل على كوب من الألومنيوم؟ ( هذا غير ممكن حاليا. لكن ديمتري إيفانوفيتش مندليف قُدِّم بوعاء من الألومنيوم لاكتشافه القانون الدوري. في ذلك الوقت ، كان الألمنيوم أغلى من الذهب والبلاتين.)
5. د. منديليف من القانون الدوري يمكن اعتباره عملًا فذًا؟ (تنبأ ديمتري إيفانوفيتش مينديليف بالعديد من العناصر غير المعروفة في ذلك الوقت ، إيكابور (سكانديوم) ، إيكالومينيوم (غاليوم) ، إيكاسيليسيوم (جرمانيوم) ، إيكامارجانيز (تكنيتيوم). حسنًا ، تنبأ وتوقع. موضوع عمل العالم الفذ) الحقيقة هي أنه بالنسبة لـ أول عنصر تم اكتشافه من الغاليوم (L. Boisbaudran ، فرنسا) ، تم تحديد الكثافة ، وبالتالي كتلة العنصر ، بشكل غير صحيح ، وأشار DI Mendeleev ليس فقط إلى خطأ العالم ، ولكن أيضًا سبب ذلك - التنقية غير الكافية للعنصر عينة الغاليوم. إذا كان ديمتري إيفانوفيتش قد أخطأ في الحسابات ، لكان قد عانى نفسه ، لأن اسمه كان سيُفقد مصداقيته إلى الأبد).

معلم.يا رفاق ، قبل دراسة موضوع جديد ، أود أن "أرسم" صورة لعالم معك. حدد الصفات التي يجب أن يمتلكها العالم بالضرورة (يتبع ذلك افتراضات الطلاب حول بعض صفات العالم: الذكاء ، الحماس ، المثابرة ، المثابرة ، الطموح ، التصميم ، الأصالة).

أنشطة التعلم الشامل القابلة للتطوير: موضوع الإجراءات التربوية: القدرة على تحليل الصور المقترحة ، لإيجاد أوجه الشبه بينها. شخصي: إقامة صلة بين الغرض من النشاط ودوافعه. تنظيمية: التنظيم الذاتي. المعرفي: التحديد الذاتي وصياغة الأهداف ؛ دليل على وجهة نظرك. التواصلي: القدرة على الاستماع والمشاركة في الحوار.

3. تخطيط النشاط

يصادف يوم 8 فبراير 2014 الذكرى الـ 180 لميلاد العالم الروسي العظيم ديمتري إيفانوفيتش مينديليف. الآن سنشاهد جزء من الفيلم عن العالم العظيم (يتبع ذلك جزء من فيلم الفيديو "دافنشي الروسي" أو الرسوم المتحركة "ثلاثة أسئلة إلى مندليف").

١ مارس ١٨٦٩... أرسل عالم روسي شاب وغير معروف في ذلك الوقت إلى الكيميائيين في جميع أنحاء العالم نشرة مطبوعة متواضعة بعنوان "تجربة نظام من العناصر على أساس وزنها الذري والتشابه الكيميائي." دعنا نتعمق في الماضي ونكتشف القليل عن كيفية اكتشاف القانون الدوري. ويلي ذلك قصة أحد الطلاب حول الإصدارات المختلفة للأنظمة الدورية (5-7 دقائق) باستخدام عرض تقديمي .

يقوم الطلاب بتدوين ملاحظات في دفتر: صياغة القانون الدوري وتاريخ افتتاحه (عبر الشبكة المحلية ، يظهر المعلمموقع وقسم من الموقعالقانون الدوري).

معلم.هل تعتقدون أن العلماء اعتمدوا على الفور القانون الدوري؟ تؤمن به؟ للانغماس قليلاً في تلك الحقبة ، دعونا نستمع إلى مقتطفات من قصيدة عن اكتشاف الغاليوم.

ما هي الاستنتاجات التي يجب استخلاصها من هذا المقطع (يقترح الطلاب أن هناك حاجة إلى أدلة دامغة للاعتقاد بالقانون الجديد)؟

هناك العديد من الاختلافات في الجدول الدوري. تخضع العديد من الأشياء للتصنيف: الزهور ، العناصر المرفوضة ، المنتجات الغذائية ، إلخ. تجمع كل هذه الجداول بين مبادئ معينة للبناء ، أي بنية.

أنشطة التعلم الشامل المطورة:تنظيمي - رسم خطة وتسلسل الإجراءات ؛ المعرفي - بناء سلسلة منطقية من التفكير ؛ تواصلي - القدرة على الاستماع والمشاركة في الحوار ، والتعبير بدقة عن أفكارك.

4. تحديث المعرفة

معيار المقارنة ينطبق على جميع القوانين - إمكانية التنبؤ بالجديد ، وتوقع المجهول. اليوم عليك أن "تكتشف" الجدول الدوري لنفسك ، أي كن عالمًا صغيرًا. للقيام بذلك ، يجب عليك إكمال المهمة.

يمارس.لديك جهاز كمبيوتر محمول مع إمكانية الوصول إلى الإنترنت على سطح المكتب الخاص بك ، وهناك تعليمات (الملحق 1) للعمل مع موقع الويب "الجدول الدوري الأكثر غرابة لعناصر D.I. مندليف " . تحليل واجهة الموقع واستخلاص النتائج ؛ تعكس النتائج في بطاقة التعليمات (الملحق 1).

في حالة عدم وجود فصل للكمبيوتر المحمول ، يمكن إعداد بطاقات تعليمات ورقية. في هذه الحالة ، يعمل المعلم مع الموقع مع الطلاب). يمكن للمدرس: 1) إرسال المهمة إلى الطلاب عبر الشبكة المحلية ؛ 2) اترك الملف على سطح المكتب لكل كمبيوتر محمول مسبقًا. يمكن للطلاب إعطاء إجابة للمعلم باستخدام الرسام أو Word ، لأن لا يوجد نوع آخر من التغذية الراجعة بين الكمبيوتر المحمول الرئيسي (للمدرس) والفصول الدراسية المتنقلة (أجهزة الكمبيوتر المحمولة للطلاب).

لا يحتوي جدول الطالب على إجابات. يتم العمل في أزواج. من المناسب أن تستغرق 10 دقائق لإكمال المهمة. يمكن للطلاب الذين أكملوا المهمة أولاً إظهارها للجميع على الشبكة المحلية (السماح للطالب بإظهار العرض التوضيحي).

أنشطة التعلم الشامل القابلة للتطوير: شخصي: فهم أسباب نجاح الأنشطة التربوية. تنظيمي: اكتشاف الأخطاء وتصحيحها بأنفسهم أو بمساعدة زميل ، والمثابرة ؛ التواصلية: تقييم تصرفات الشريك في إكمال المهمة ، والقدرة على الاستماع والمشاركة في الحوار.

5. تعميم وتنظيم المعرفة

يقوم المعلم بفحص عمل الطلاب ويقوم معهم بصياغة تعريف ظاهرة الدورية.

معلم.هل يختلف هيكل الجدول الدوري المنشور على الموقع عن شكل الجدول الذي اقترحه D.I. منديليف؟ إذا كان الأمر كذلك ، فقم بتمييز أوجه التشابه والاختلاف بين الجدولين. (بعد توضيح السمات المشتركة ، يتبع ذلك صياغة مشتركة لظاهرة الدورية).

دورية- التكرار المنتظم للتغيرات في الظواهر والخصائص.

أنشطة التعلم الشامل القابلة للتطوير: شخصي: فهم أسباب نجاح الأنشطة التربوية. تنظيمي: اكتشاف الأخطاء وتصحيحها بأنفسهم أو بمساعدة زميل ؛ الاتصالية - القدرة على الاستماع والمشاركة في الحوار.

6. انعكاس

أكد تطور العلم كلمات ديمتري إيفانوفيتش نفسه حول تطور القانون ؛ يمكن للطلاب إعداد هذه العبارة في المنزل من خلال تخمين rebus. إجابة:"المستقبل لا يهدد القانون الدوري بالدمار ، ولكن فقط الهياكل الفوقية والتنمية هي الموعودة". من المناسب هنا أيضًا اختبار المعرفة في الفصل باستخدام مجموعة CRC (اختبار المعرفة للفترات والمجموعات).

ينتهي الدرس بأغنية Tom Lehrer.

أنشطة التعلم الشامل القابلة للتطويرالموضوع: التحقق من معرفة الفرد بالاختبار المقترح ؛ الوعي التنظيمي بالمعرفة المكتسبة وطرق العمل لتحقيق النجاح ؛ التواصلية - المشاركة في مناقشة جماعية.

7. الواجب المنزلي

• §5 ، أكمل التخصيصات الكتابية بعد الفقرة: 1،4،5 ؛
• في الدرس ، رأينا إصدارات مختلفة من الأنظمة الدورية. في المنزل ، أقترح عليك "إنشاء" الجدول الدوري الخاص بك. سيتم تنفيذ هذا العمل في شكل مشروع. العنوان: "جدول دوري". الغرض: تعلم كيفية تصنيف الأشياء ، وتحليل خصائصها ، والقدرة على شرح مبدأ بناء نظام العناصر / الكائنات.

درس الاستبطان

لقد أظهر الدرس فعاليته. معظم الواجبات المنزلية التي تم فحصها لإنشاء نظام العناصر الخاص بهم تفي تمامًا بمعايير التقييم المنصوص عليها في الأطروحات ، أي أنشأ الطلاب بوعي إصدارات مجدولة من نظامهم للعناصر / الكائنات المختارة.

اكتسب مشروع "الجدول الدوري" ، الذي بدأ كنسخة ورقية حصرية ، شكلاً رقميًا تدريجيًا. هذه هي الطريقة التي ظهرت بها العروض التقديمية ، والإصدارات المجدولة في Excel ، وأخيراً ، CRC - موقع "الجدول الدوري الأكثر غرابة لعناصر D.I. منديليف ". يتم نشر عينات من عمل الطلاب على موقع الويب الخاص بي ، بعنوان "إلى الطالب" ، والعنوان الفرعي "أعمال طلابي".

معايير ومؤشرات أداء الدرس: الخلفية العاطفية الإيجابية للدرس. تعاون الطلاب. أحكام الطلاب فيما يتعلق بمستوى إجاباتهم وإمكانيات المزيد من التعليم الذاتي.

سمة: ذرات العناصر الكيميائية

نوع الدرس: التعميم.

نوع الدرس: الدرس - العرض

أهداف الدرس : لتعميم معرفة الطلاب حول الموضوع ، للتحقق من درجة استيعاب المواد ؛

تحفيز النشاط المعرفي ، وتنمية الاهتمام بالموضوع ، والعمليات العقلية لتنظيم المعرفة ، والقدرة على صياغة أفكارك بسرعة ووضوح ، والعقل المنطقي ، وتطبيق معرفتك في الممارسة.

ادوات: الجدول الدوري للعناصر الكيميائية لـ D. I. Mendeleev (طاولة حائط ، نشرات لجداول الطلاب) ، مخططات شرائح ، كمبيوتر ، جهاز عرض شرائح ، شاشة.

ملاحظة توضيحية للدرس.

حاليًا ، يقوم المعلمون بتدوين ملاحظات قصيرة حول الموضوعات أو الأقسام التي يدرسونها. هذا العمل يساعد

فهم الكثير من المواد الواقعية ؛

تسليط الضوء على النقاط الرئيسية والأساسية للموضوع ؛

إعطاء التعريفات الأساسية.

عند تعميم الموضوع ، من الضروري استيعاب عدد كبير من الأسئلة.

كيفية تنظيم درس حتى لا تضيع الكثير من الوقت في الكتابة على السبورة ، بحيث يكون الدرس مرئيًا ، ويمكن الوصول إليه ، وينشط انتباه الطلاب.

لهذا الغرض ، أستخدم عروض الكمبيوتر في الفصل. بالطبع ، يتم إنفاق الكثير من الوقت في تطوير عرض تقديمي. يحتاج المعلم إلى إبراز الجوانب الرئيسية للموضوع والأسئلة وترتيب المواد بشكل مضغوط على الشرائح. فكر في كل خطوة من خطوات الدرس - أسئلة المعلم ، واقترح إجابة الطالب ، وظهور الرموز الفردية على الشريحة (قبل أو بعد إجابة الطالب).

تتمثل ميزة تصميم دروس العروض التقديمية في إمكانية استخدام شرائح منفصلة في كل قسم.

أثناء الفصول.

أنا ... موضوع الدرس.

يبدأ المعلم الدرس بكلمات جي في جوته (على الشاشة في الشريحة الأولى)

تزداد الصعوبات كلما اقتربت من الهدف. لكن دع الجميع يشق طريقه كالنجوم ، بهدوء ، دون تسرع ، ولكن جاهدًا بلا انقطاع لتحقيق الهدف المنشود.

يعرّف الطلاب بالغرض والأهداف من الدرس.

أهداف الدرس:

1. لتوحيد المفاهيم:

الكتلة الذرية النسبية؛

الوزن الجزيئي النسبي

2. لتنظيم المعرفة وتعميمها وترسيخها:

حول هيكل PSKhE ؛

حول بنية الذرة.

حول تغيير خصائص العناصر في فترة ومجموعة ؛

حول أنواع الروابط الكيميائية ؛

3. لتدعيم المهارة:

تحديد إحداثيات العنصر في PSCE ؛

يرسم مخططًا لبنية الذرة والأيون ؛

التعبير عن تكوين الذرة.

اكتب مخططًا لتكوين اتصالات بنوع مختلف من الاتصال

شريحة - 3. لتوحيد المعرفة حول هيكل الجدول الدوري للعناصر الكيميائية.

معلم:العالم كله كبير: الحرارة والبرودة ، إذا كانت هناك قاعدة بسيطة ،

الكواكب تدور ، نور الفجر - ما الذي سيوحد العالم كله؟

كل ما نراه من الخارج يبني مائدة منديليف ،

إنه ملزم بالقانون في الداخل. الطبيعة تبحث عن الأبجدية ...

إي إفيموفسكي

الآن سوف نتذكر كيف يبدو مبنى سكني كبير ، تم بناؤه بواسطة دي منديليف. من يعيش في هذا المنزل؟

(يطرح المعلم أسئلة. بعد إجابة الطلاب ، تظهر الرموز المقابلة للإجابة الصحيحة على الشريحة.)

ما هي الفترة؟ عدد الفترات في PSCE.

ما هي الفترات؟ لماذا سموا ذلك؟

ما هي المجموعة؟ عدد المجموعات في PSKhE.

كيف يتم تقسيم كل مجموعة؟

يتم تحديد كل رمز كيميائي في PSCE برمزه الكيميائي الخاص. لماذا تكتب الرموز الكيميائية بألوان مختلفة؟

ماذا اتخذ DI Mendeleev كأساس لتنظيم العناصر الكيميائية؟

ما يسمى العدد الترتيبي للعنصر؟

شريحة - 4. تقوية القدرة على تحديد إحداثيات العنصر.

المعلم: للعثور على مستأجر في منزل ضخم ، عليك أن تعرف عنوانه بالضبط .

لسوء الحظ ، العنوان غير مكتمل على الشريحة. في 3 دقائق ، حدد الإحداثيات المفقودة بواسطة PSCE.

نقوم بالعمل في صفوف: صف واحد - الصف الأول ، صفان - الصف الثاني ، الصف الثالث - الصف الثالث.

بعد الانتهاء من المهمة ، يقوم الطلاب بالتعبير عن الإجابة ، وتظهر الرموز على الشاشة. يكمل الطلاب الجدول بالكامل.

شريحة - 5. لتوحيد مفاهيم الوزن النسبي الذري والوزن الجزيئي النسبي ؛ لتعزيز القدرة على حساب قيمة الوزن الجزيئي النسبي.

معلم:مستأجر كل شقة له طابع خاص. كانت هي التي لعبت دورًا في توزيع الشقق. ما هذه العلامة؟ حددها للمستأجر الذي يسكن في المدخل الأول بالطابق الخامس.

طالب: فأل - الكتلة الذرية النسبية (التعريف) ؛ المستأجر - الفضة ؛

و ص (حج) = 108 ( تظهر رموز الشرائح عندما يستجيب الطالب)

معلم: سكان الشقق المختلفة ودودون للغاية. كقاعدة عامة ، يجتمع الجيران غالبًا في أحداث الشركات والحفلات ويحاولون عدم تغيير تكوين الشركة. ( على الشاشة صيغة حامض الفوسفوريك)... ماذا يمكنك أن تقول عن تكوين هذه المجموعة؟ ما هي علامتهم الخاصة؟

طالب: يشرح تركيبة حامض الفوسفوريك ، ويحدد الوزن الجزيئي النسبي ، ويشرح كيفية حساب الوزن الجزيئي النسبي لمركب معين.

شريحة - 6. توحيد المعرفة حول بنية الذرة.

معلم:سنخصص عدة شرائح لاحقة لحل المشكلة - ما هو الهيكل الداخلي للمستأجرين.

ما هي الجسيمات التي تتكون منها؟ ما هو التنسيق في SS يؤثر على هيكلها؟

التلميذ: يتحدث عن بنية الذرة. ( لجعل الإجابة كاملة وملائمة للشريحة ، يقدم المعلم للطالب خطة إجابة)

ماذا يوجد في وسط الذرة؟

كيف يتم شحن النواة؟

ما الجسيمات التي تدور حول النواة؟

ما هي الجسيمات في القلب؟

ما هو حجم الشحنة النووية؟

كيف تحدد عدد البروتونات في النواة؟

كيف نحدد العدد الإجمالي للإلكترونات التي تدور حول نواة؟

ما هو عدد النيوترونات في النواة؟

شريحة - 7 ، 8 . تقوية القدرة على التعبير عن تكوين الذرة.

معلم: يتم تقديم سجل على الشاشة بمساعدة أرقام وحروف مختلفة ، يعكس تكوين ذرة أحد السكان. فكها.

طالب:يشرح معنى كل رقم. لماذا عدد البروتونات والنيوترونات بين قوسين؟

معلم:أنت بالفعل سهل للغاية للتنقل في منزل كبير - PS. يرجى الإشارة إلى تكوين ذرة الكلور بناءً على موقعها.

(يتم إعطاء 2-3 دقائق للعمل. ثم تظهر شريحة يمكن للطلاب التحقق من ملاحظاتهم عليها).

المعلم: قارن تكوينات الذرات؟ على يد من يتم إحضارهم لبعضهم البعض؟

تلميذ: يكتشف السمات المشتركة والمميزة. يعرف النظائر.

شريحة - 9 . تقوية القدرة على رسم وشرح مخطط بنية الذرة.

المعلم: نواصل دراسة التركيب الداخلي للذرة. تظهر على الشاشة احداثيات مسكن مجهول الهوية. اكتب مخططًا لهيكلها الداخلي. (2 دقيقة) (يعطي الطالب الذي أكمل المهمة الإجابة أولاً. يتحقق الطلاب من المهمة عن طريق التسجيل على الشاشة)

المعلم: هل مخطط الهيكل مرتبط بإحداثيات الموقع في PS؟ برجاء الإجابة على الأسئلة التالية: ما هو حجم الشحنة النووية؟

كيف تحدد عدد مستويات الطاقة؟

إلى ماذا يتوافق العدد الإجمالي للإلكترونات عند مستويات الطاقة؟

كيف حددت عدد الإلكترونات في المستوى الأخير؟

يجيب التلاميذ على الأسئلة ويكملون الرسم التخطيطي.

المعلم: هناك العديد من الإلكترونات في الجوار

لا تعيش بالتأكيد

وبالفعل على طبقة جديدة

يصعد الإلكترون من تلقاء نفسه.

يزداد عدد الإلكترونات من مستوى إلى آخر. كيف تحسب أكبر عدد من الإلكترونات عند مستوى معين؟

شريحة - 10 . لتوطيد المعرفة حول العلاقة بين بنية الذرة وموقعها في PSCE.

المعلم: لقد توصلت أنا وأنت إلى استنتاج مفاده أن بنية كل ذرة تعتمد على موقعها في PS.

اربط مخططات بنية الذرة وعلامات العناصر الكيميائية. يتم منحك 3-5 دقائق لإكمال المهمة.

شريحة - 11. تغير في خصائص ذرات العناصر الكيميائية في فترات.

تُظهر الشاشة مخططات هيكل ذرات الليثيوم والبريليوم والبورون. ما هو القاسم المشترك بين هذه العناصر الكيميائية؟ (تقع في نفس الفترة)

كيف تتغير الخصائص المعدنية وغير المعدنية لذرات العناصر الكيميائية في الفترة؟

شريحة - 12. تغيير خصائص ذرات العناصر الكيميائية في مجموعات.

1. تعرض الشاشة الرسوم البيانية لهيكل ذرات البورون والألمنيوم والثاليوم. ماذا او ما

مشترك بين هذه العناصر الكيميائية؟ (موجود في نفس المجموعة)

2. كيف تتغير الخصائص المعدنية وغير المعدنية للذرات الكيميائية

عناصر في المجموعة؟

شريحة - 13. تكوين الأيونات.

ماذا يعني تسجيل الشاشة؟

ما يسمى الأيون؟

ما هو اسم الأيون الموجب؟

ما هو اسم الأيون السالب؟

شريحة - 14. مخططات لتركيب الذرات والأيونات.

الخيار الأول هو تدوين المخططات لبنية ذرة الكالسيوم وأيون الكالسيوم.

الخيار الثاني - تدوين المخططات الخاصة بهيكل ذرة الفوسفور وأيون الفوسفور P 3-

ما هو الشائع في مخططات الهيكل الأيوني؟

أعط مثالاً لذرة عنصر كيميائي لها نفس التركيب.

شريحة - 15 ... أنواع الروابط الكيميائية.

ما يسمى الرابطة الكيميائية؟

ما أنواع الروابط الكيميائية التي تعرفها؟

تم إعطاء ثلاثة عناصر. رتب العناصر بترتيب تنازلي للكهرباء.

ما يسمى الكهربية؟

ما يسمى الرابطة التساهمية غير القطبية؟

ما هي صيغ المركبات ذات الرابطة التساهمية غير القطبية المكونة من هذه العناصر؟

ما يسمى الرابطة القطبية التساهمية؟

ما هي صيغ المركبات ذات الرابطة القطبية التساهمية المكونة من هذه العناصر؟

ما يسمى الرابطة الأيونية؟

ما هي صيغ المركبات ذات الروابط الأيونية المكونة من هذه العناصر؟

ما يسمى الرابطة المعدنية؟

ما هي صيغ المركبات ذات الرابطة المعدنية المكونة من هذه العناصر؟

شريحة - 16. رسم تخطيطي لتكوين رابطة تساهمية غير قطبية.

نحن نعتبر مخطط تكوين رابطة تساهمية غير قطبية من خلال مثال تكوين جزيء الفلور.

علق الصورة على الشريحة.

شريحة - 17. رسم تخطيطي لتشكيل الرابطة القطبية التساهمية.

نحن نعتبر مخطط تكوين رابطة قطبية تساهمية باستخدام مثال تكوين جزيء فلوريد الهيدروجين.

اشرح آلية تكوين الرابطة.

ما هو الشائع وما هو الفرق بين الروابط التساهمية غير القطبية والتساهمية القطبية.

شريحة - 17 ... مخطط تكوين الرابطة الأيونية.

نحن نعتبر مخطط تكوين رابطة مختلفة باستخدام مثال تكوين فلوريد الصوديوم.

شريحة - 17 ... مخطط تكوين رابطة معدنية.