Scenariusz lekcji chemii

Opracował Krzysztof Błaszczak

Adresat:

Uczeń szkoły podstawowej (klasy 7. i 8.) 

Podstawa programowa:

Szkoła podstawowa. Chemia.  

I. Wewnętrzna budowa materii. Uczeń:

2) opisuje skład atomu (jądro: protony i neutrony, elektrony); na podstawie położenia pierwiastka w układzie okresowym określa liczbę powłok elektronowych w atomie oraz liczbę elektronów zewnętrznej powłoki elektronowej dla pierwiastków grup 1 i 2 i 13–18; określa położenie pierwiastka w układzie okresowym (numer grupy, numer okresu);

3) ustala liczbę protonów, elektronów i neutronów w atomie na podstawie liczby atomowej i masowej; stosuje zapis A ZE.

Tytuł abstraktu:

2.2. Elektrony w atomie

Link do lekcji:

https://www.epodreczniki.pl/reader/c/153030/v/43/t/student‑canon/m/iDP5Qw3ExP

Temat: Elektrony w atomie

Czas: 45 min

Cel lekcji:

Uczeń rysuje uproszczony model atomu wskazanego pierwiastka chemicznego i podaje konfiguracje elektronowe

Kryteria sukcesu:

• określisz liczbę powłok elektronowych w atomie

• określisz maksymalną liczbę elektronów tworzących poszczególne powłoki elektronowe atomu

• opiszesz rozmieszczenie elektronów w atomie

• wskażesz elektrony walencyjne

Kompetencje kluczowe:

• porozumiewanie się w języku ojczystym

• porozumiewanie się w językach obcych

• kompetencje matematyczne i podstawowe kompetencje naukowo‑techniczne

• kompetencje informatyczne

• umiejętność uczenia się

Nabywane i doskonalone umiejętności:

• korzystania z podręcznika cyfrowego

• komunikowania się

• obsługi komputera

• dociekania

• twórczego myślenia i działania

• współpracy

Środki dydaktyczne:

• komputery z głośnikami i dostępem do internetu

• zasoby multimedialne zawarte w abstrakcie i e‑podręczniku

• tablica interaktywna/tablica i kreda

• metodnik lub kartki zielone, żółte i czerwone

• aktywny układ okresowy pierwiastków

Metody i techniki nauczania:

• eksponujące: prezentacja

• programowane: z użyciem komputera, z użyciem podręcznika cyfrowego

• podające: elementy wykładu

• technika świateł drogowych do samooceny ucznia, a przez to określenia stopnia opanowania omawianego zagadnienia na bieżąco

Formy pracy:

• praca zbiorowa

• praca indywidualna

Fazy lekcji:

Wstępna

3. Nauczyciel rozdaje uczniom metodniki lub kartki w trzech kolorach: zielonym, żółtym i czerwonym do zastosowania w pracy techniką świateł drogowych. Przedstawia cele lekcji sformułowane w języku ucznia na prezentacji multimedialnej oraz omawia kryteria sukcesu (może przesłać uczniom cele lekcji i kryteria sukcesu pocztą mailową lub zamieścić je np. na Facebooku, dzięki czemu uczniowie będą mogli prowadzić ich portfolio).

4. Prowadzący wspólnie z uczniami ustala – na podstawie wcześniej zaprezentowanych celów lekcji – co będzie jej tematem, po czym zapisuje go na tablicy interaktywnej/tablicy kredowej. Uczniowie przepisują temat do zeszytu.

5. BHP – przed przystąpieniem do eksperymentów nauczyciel zapoznaje uczniów z kartami charakterystyk substancji, które będą używane na lekcji. Wskazuje na konieczność zachowania ostrożności w pracy z nimi.

Realizacyjna

6. Nauczyciel, przypominając wiadomości z ostatniej lekcji, zadaje pytania, a chętni uczniowie odpowiadają, np. co to jest atom, jakie właściwości ma atom, jak jest zbudowany, jakie cząstki elementarne znajdują się w jądrze atomowym, jak obliczyć liczbę neutronów w jądrze, jaki ładunek elektryczny ma proton, neutron i elektron.

7. Nauczyciel, wciąż nawiązując do informacji zaprezentowanych na poprzednich zajęciach, zwraca uwagę na to, że elektrony zajmują w atomie przestrzeń wokół jądra. Omawia pojęcia chmury elektronowej i powłok elektronowych w kontekście ruchu elektronów. Liczba powłok elektronowych w atomach jest różna i uzależniona od liczby elektronów. Największe znane atomy mają siedem powłok, a najmniejsze – jedną.

8. Nauczyciel wyjaśnia uczniom zasady: jak się numeruje powłoki elektronowe, jak się je oznacza symbolami. Prezentuje na tablicy multimedialnej tabelę „Powłoki elektronowe” z abstraktu.

9. Prowadzący zajęcia omawia zasadę maksymalnej liczby elektronów na powłokach elektronowych, podaje i omawia stosowanie wzoru 2nIndeks górny 2² (gdzie n oznacza kolejny numer powłoki elektronowej). Nauczyciel informuje, że ten wzór stosuje się w obliczeniach tylko do czwartej powłoki elektronowej – maksymalna liczba elektronów na powłoce elektronowej to 32. Zwraca uwagę, jak oblicza się liczbę elektronów na przedostatniej powłoce elektronowej oraz od czego zależy liczba elektronów na ostatniej powłoce elektronowej – bazuje na układzie okresowym pierwiastków. Podkreśla rolę elektronów walencyjnych.

10. Prowadzący zajęcia tłumaczy, na czym polega konfiguracja elektronowa. Omawia sposoby jej prezentacji na podstawie tabeli z abstraktu, którą wyświetla na tablicy multimedialnej. Następnie przedstawia animację „Etapy rysowania uproszczonego modelu atomu pierwiastka chemicznego”.

11. Nauczyciel podaje przykłady pierwiastków, dla których ochotnicy rysują na tablicy na tablicy uproszczone modele atomów.

12. Pod koniec lekcji nauczyciel prosi uczniów o wykonanie ćwiczeń interaktywnych – praca indywidualna.

Podsumowująca

13. W podsumowaniu lekcji nauczyciel prosi uczniów o rozwinięcie zdań:

• Co było dla mnie interesujące…

• Czego się dowiedziałem…

• Łatwe było dla mnie…

• Trudne było dla mnie…

Może posłużyć się tablicą interaktywną w abstrakcie lub polecić uczniom pracę z nią.

Multimedia:

I. Ćwiczenia interaktywne – jednokrotny wybór, memory

II. Formularze odpowiedzi

III. Prezentacja „Etapy rysowania uproszczonego modelu atomu pierwiastka chemicznego”

IV. Tablica interaktywna do ewaluacji lekcji i samooceny wiadomości ucznia

W tej lekcji zostaną użyte m.in. następujące pojęcia oraz nagrania

Pojęcia

Teksty i nagrania

Electrons in atom

Bohr proposed that the electrons are arranged in concentric circular orbits around the nucleus. The Bohr model was modeled on the solar system, known as the planetary model.
Generally, the Bohr model can be summed up with the following principles:

1. Electrons occupy only some orbits around the nucleus. These orbits are stable (stationary orbits).

2. Each orbit has associated energy. The orbit nearest the nucleus has the energy E1, the next orbits in the order from the nucleus have the energies E2, E3, etc.

3. Energy is absorbed when the electron jumps from a lower orbit to a higher one and energy is emitted when the electron drops from a higher orbit to a lower orbit.

4. The energy and frequency of the emitted or absorbed light can be calculated using the difference between the two orbital energies.

The Bohr model concerned mainly the hydrogen atom model and did not explain the structure of atoms more complex than hydrogen. It was not until 1926 that a new, more complete atomic theory was developed - a modern atomic theory.

During the 10 years since the discovery of the Bohr atom model, there has been a great development in this field of science. In 1921 Louis de Brogllie introduced the wave/particle duality of matter. Werner Heisenberg elucidated the Uncertainty Principle in 1923. In 1926 Erwin Schrödinger, an Austrian physicist, took the Bohr atom model one step further. He developed the equation which is used today to understand atoms and molecules - the Schrodinger Equation.

Schrödinger used mathematical equations to describe the probability of finding an electron in a particular position. This atomic model is known as the quantum‑mechanical atom model. In contrast to the Bohr model, the quantum‑mechanical model does not specify the exact path of the electron, but rather predicts the chances of locating the electron. The model is presented as a nucleus surrounded by an electron cloud. Where the cloud is the most dense, the probability of finding an electron is greatest, and vice versa, the electron is less likely in a less dense cloud area. In 1932, James Chadwick discovered that the atomic nucleus consists of positively charged protons and neutron neutral electric charge particles. From 1932, through continuous experiments, many additional particles were discovered in the atom. The atomic theory has been further enhanced by the idea that protons and neutrons even form smaller units called quarks. The quarks themselves are in turn made of vibrating energy strings. The atomic composition theory is a continuous and exciting adventure.

In a quantum (wave) mechanical model, an electron is seen as a standing wave. This is related to a series of wave functions (orbitals) that describe the possible energies and spatial distributions available for the electron. According to Heisenberg's uncertainty principle, the model can not specify detailed electron movements. Instead, it represents the probability distribution of the electron on this orbital. Thanks to this, the image of orbitals is possible due to the probability distribution of electron density maps.

The electrons occupy the space around the nucleus in the atom. They move there at high speed and in different directions. They are said to create an electron cloud.

The space in the atom occupied by electrons is enormous in relation to the volume occupied by the atomic nucleus. However, this does not mean that each of the electrons moves freely in every point of this space. It turns out that electrons move only in limited areas. These areas are named electron shells. Within them, electrons move at high speed and in all directions. The number of electron shells in atoms varies and depends on the number of electrons. The largest atoms we know have seven shells, and the smallest ones – one.

Electrons moving on different shells differ in energy. The closer the electron is to the atomic nucleus, the lower its energy is. And on the contrary – the farther away from the atomic nucleus electron is, the higher its energy is.

Electron shells are not physically reflected in the structure of the atom. It is primarily the energy of a given electron and the presence of other electrons that determine in which area around the nucleus it will move. There are no physical barriers in the space around the nucleus that would hold the electron on a given shell.

An electron shell around a given atom is considered a set of atomic orbitals having the same major quantum number n. The next n values are assigned to subsequent shells: K, L, M, N, O, P and Q. The shells consist of different numbers of electron subcoatings, corresponding to certain types of atomic orbitals.

Electron shells in the atom have been given letter symbols from K to Q. The shell closest to the nucleus (the first one) is marked with the letter K. Next are: L, M, N, O, P, Q.

A specified number of electrons can be found on each shell. For example, the first shell holds only two electrons, and the third one can hold only eight of them. The further away from the nucleus of the atom is the shell, the more electrons it can hold. The maximum number of electrons that can be found on the shell is described by the formula 2nIndeks górny 2², where n means the number of the shell.

The arrangement of electrons on individual shells is called electron configuration. Presentation of the electron configuration of the atom will start with a helium atom that has two electrons. These two electrons can be located on the first K shell. This information can be presented in several ways. These are presented in the table below.

Writing in the form of the scheme

We draw a diagram on which we mark the nucleus of the atom and all shell filled with electrons. We note down the symbols of the shells and the number of electrons assigned to them.

Electron configurations of elements on shells and orbitals

Electron configuration of the silicon atom ${}_{14}\mathrm{Si}$

Write down using square brackets [2,8,4]

Write down using shell symbols K Indeks górny 2²L Indeks górny 8⁸M Indeks górny 4⁴

Writing in the form of the scheme

The electrons farthest from the atomic nucleus are the least attracted by the nucleus and often affect the electrons of other atoms. It can be said that these represent an atom outside. These determine the properties of the atom. As the only one of all of the electrons, these have their own name – valence electrons, and the shell on which these are located is called valence shell. Atoms can have a different number of valence electrons (from one to eight).

• The electrons in the atom circulate in a strictly defined space around the nucleus (in areas known as electron shells).

• Each shell can accommodate a limited number of electrons (2nIndeks górny 2², n – shell number).

• The arrangement of electrons in an atom is called electron configuration.

• The last shell in the atom is called the valence shell, and the electrons moving in its space are valence electrons.

Valence electrons, electron configuration, valence shell