Temat: Izotopy pierwiastków cz. 3

Adresat

Uczeń szkoły podstawowej (klasy 7. i 8.)

Podstawa programowa

Szkoła podstawowa. Chemia.  

I. Wewnętrzna budowa materii. Uczeń:

5) stosuje pojęcie masy atomowej (średnia masa atomów danego pierwiastka, z uwzględnieniem jego składu izotopowego).

Ogólny cel kształcenia

Uczeń oblicza standardową masę atomową danego pierwiastka.

Kompetencje kluczowe

• porozumiewanie się w języku ojczystym;

• porozumiewanie się w językach obcych;

• kompetencje matematyczne i podstawowe kompetencje naukowo‑techniczne;

• kompetencje informatyczne;

• umiejętność uczenia się.

Kryteria sukcesu
Uczeń nauczy się:

• obliczać masę izotopu;

• obliczać średnią masę pierwiastka chemicznego.

Metody/techniki kształcenia

• podające

  • pogadanka.

• eksponujące

  • film.

• programowane

  • z użyciem komputera;

  • z użyciem e‑podręcznika.

• praktyczne

  • ćwiczeń przedmiotowych.

Formy pracy

• praca indywidualna;

• praca w parach;

• praca całego zespołu klasowego.

Środki dydaktyczne

• e‑podręcznik;

• zeszyt i kredki lub pisaki;

• tablica interaktywna, tablety/komputery.

Przebieg lekcji

Faza wstępna

1. 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 elektroniczną lub zamieścić je np. na Facebooku, dzięki czemu uczniowie będą mogli prowadzić ich portfolio).

2. 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.

Faza realizacyjna

1. Nauczyciel, nawiązując do poprzedniej lekcji, prosi wybranego ucznia, żeby zdefiniował pojęcie izotopu.

2. Praca w parach. Uczniowie otrzymują polecenie analizy tabeli dotyczącej masy cząstek wchodzących w skład atomu z abstraktu. Dyskutują na temat tego, dlaczego prawie cała masa atomu skupiona jest w jego jądrze, a następnie zapisują swoje wyjaśnienia. Wskazane pary omawiają swoje opracowania na forum klasy.

3. Uczestnicy zajęć zapoznają się z treścią przedstawioną na schemacie wyjaśniającym zagadnienie masy atomowej. Następnie nauczyciel omawia je z uczniami.

4. Uczniowie oglądają prezentację „Standardowa masa atomowa pierwiastków”, prezentującą metodę obliczania średniej masy atomowej pierwiastka. Następnie wykonują na tablicy obliczenia z zadań omówionych w filmie.

5. Uczniowie, pracując indywidualnie lub w parach, wykonują ćwiczenia interaktywne sprawdzające i utrwalające wiadomości poznane w czasie lekcji. Wybrane osoby omawiają prawidłowe rozwiązania ćwiczeń interaktywnych. Prowadzący uzupełnia lub prostuje wypowiedzi podopiecznych.

Faza podsumowująca

1. Nauczyciel prosi uczniów o rozwinięcie zdań:

   • Dziś nauczyłem się…

   • Zrozumiałem, że…

   • Zaskoczyło mnie…

   • Dowiedziałem się…

   W celu przeprowadzenia podsumowania może posłużyć się tablicą interaktywną w abstrakcie lub polecić uczniom pracę z nią

Praca domowa

1. Odsłuchaj w domu nagrania abstraktu. Zwróć uwagę na wymowę, akcent i intonację. Naucz się prawidłowo wymawiać poznane na lekcji słówka.

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

Pojęcia

Teksty i nagrania

Isotopes of elements pt 3

Due to the huge differences between the mass of the electron and the mass of nucleons (proton and neutron), atomic mass is determined primarily by the number of its protons and neutrons. Nearly all atomic mass in concentrated in its nucleus.

Mass of a proton is approximately equal to mass of a neutron and amounts to 1 u (1 u = 1.66 Indeks górny .^. 10Indeks górny -24^-24 g). That is why its atomic mass expressed in units will be approximately equal to the number of nucleons in its atomic nucleus. It may be assumed that total mass of protons and neutrons, i.e. mass number, is numerically equal to the atomic mass expressed in atomic mass units [u]. There is a slight difference due to the mass deficit resulting from the difference between the sum of masses of individual components of the atomic nucleus and the resting mass of the nucleus as a whole. Therefore, part of the mass of the atomic nucleus components is converted into energy that binds nucleons in the atomic nucleus.

Using all the information provided above and a formula (atomic weight [u] = mass number Indeks górny .^. 1 u), it can be easily calculated that atomic weight of protium (${}^{\text{1}}\text{H}$) amounts to 1 u, atomic weight of deuterium (${}^{\text{2}}\text{H}$) is 2 u, and the one of tritium (${}^{\text{3}}\text{H}$) is equal to 3 u.

The atomic weight stated in the periodic table is averaged. That is why fractional values are often assumed. It was taken into account that chemical elements consist of isotopes and each isotope has its share in atomic weight of given element.

Similarly, if you try to determine the average weight of students in the classroom based on information that 5% weigh 40 kg, 15% weigh 60 kg and others, i.e. 80% of students, weigh 50 kg. The average weight of all students would amount to 51 kg:

$\frac{5\%·40\mathrm{kg}+15\%·60\mathrm{kg}+80\%·50\mathrm{kg}}{100\%}=51\mathrm{kg}$

The result would be 51 kg although no student weighs 51 kg.
Similarly with chemical elements – the isotopic composition (percentage composition) of each of them is taken into account while calculating their average atomic masses. The following formula can be used to calculate average atomic mass of elements:

$\text{average atomic mass of an element = }\frac{{\text{mass of an isotope}}_{\text{1}}\text{ ·}{\text{ X}}_{\text{1}}\text{\% +}{\text{ mass of an isotope}}_{\text{2}}\text{ ·}{\text{ X}}_{\text{2}}\text{\% + . . . }{\text{+ mass of an isotope}}_{\text{n}}\text{ ·}{\text{ X}}_{\text{n}}\text{\% }}{\text{100\%}}$

where:
$\text{X\%}$ – percentage content of an isotope.

Using the above formula you can calculate average atomic mass of hydrogen:

$\text{average atomic mass of hydrogen = }\frac{\text{mass of an isotope }{}^{\text{1}}\text{H }\text{· percentage content of an isotope }{}^{\text{1}}\text{H}\text{ + mass of an isotope }{}^{\text{2}}\text{H }\text{· percentage content of an isotope }{}^{\text{2}}\text{H}}{\text{100\%}}$

$\frac{\text{1,00782503207(10) u · 99.985\% + 2,01410177785(36) u · 0.015\%}}{\text{100\%}}\text{= 1.008 u}$

• Isotopes are atoms of the same chemical element that have the same number of protons and different number of neutrons.

• Most natural chemical elements are a mixture of isotopes with a constant composition.

• Atomic weight of a chemical element is an average atomic mass obtained after taking into account its isotopic composition.

• Mass of an isotope is numerically approximately equal to its mass number due to the mass deficit resulting from the difference between the sum of masses of individual components of the atomic nucleus and the resting mass of the nucleus as a whole. Therefore, part of the mass of the atomic nucleus components is converted into energy that binds nucleons in the atomic nucleus.