Разделы презентаций


Химия 4. А.И. Горбунов, А.А. Гуров и др.Теоретические основы общей химии 5 презентация, доклад

Содержание

Химия1. Строение атома2. Химическая связь3. Строение твердого тела4. Химическая термодинамика5. Химическая кинетика6. Равновесие в химических системах

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1Химия
4. А.И. Горбунов, А.А. Гуров и др.Теоретические основы общей

химии 5.

А.В. Суворов, А.Б.Никольский 6. В.В.Фролов,
7. Н.В.Коровин - учебники для вузов

2 – Уч.пос. Часть 1 Строение вещества 2002 г.(552)

Часть 2 Термодин.и кинетика химического процесса 2003(599) г.(599)

- теоретические основы

Часть 3 Электрохим. и коррозионные процессы 2007(837)

Химия 4. А.И. Горбунов, А.А. Гуров и др.Теоретические основы общей химии

Слайд 2Химия
1. Строение атома
2. Химическая связь
3. Строение твердого тела
4. Химическая термодинамика
5.

Химическая кинетика
6. Равновесие в химических системах

Химия1. Строение атома2. Химическая связь3. Строение твердого тела4. Химическая термодинамика5. Химическая кинетика6. Равновесие в химических системах

Слайд 3I. Строение атома
3 этапа развития учения о строении атома
1

– Натурфилософские представления об атомном строении материи.

(5 в.до н.э.) Демокрит – понятие «атом». Эпикур, Аристотель

2 – Химическая гипотеза об атоме, как наименьшей частице химического
элемента. Атомы отличаются массой. Парацельс, Бойль, Берцелиус
(16-17 в.)

3 – Физические модели. Описывают сложное строение атома (на рубеже 19-
20 в. по настоящее время) на основании:

Атомы содержат разноименно заряженные частицы

I. Строение атома3 этапа развития учения о строении атома 1 – Натурфилософские представления об атомном строении материи.

Слайд 4 Строение атома. Физические модели строения атома
Эрнест Резерфорд - Планетарная

модель атома (1911 г.)
Эрвин Шредингер - [квантово-механическая модель]
Квантовая (волновая)

механика - теория, устанавливающая способ описания и законы движения микрочастиц (1926 г.)
Строение атома.  Физические модели строения атомаЭрнест Резерфорд - Планетарная модель атома (1911 г.)Эрвин Шредингер -

Слайд 5 Корпускулярно-волновой дуализм свойств материи [проблема природы лучистой энергии - эл.магн.излучения(ЭМИ)]

Электромагнитное излучение
Волна: l - длина волны
n- частота
Т - период
Частица:

m - масса
p = mv - импульс
E= mv2/2 - кинетическая энергия

hn = mc2

Корпускулярно-
волновой дуализм
ЭМИ:фотон - частица и/или волна

Корпускулярно-волновой дуализм свойств материи [проблема природы лучистой энергии - эл.магн.излучения(ЭМИ)] Электромагнитное излучениеВолна: 	l - длина волны

Слайд 6(дуализм-общее свойство материи, а не только ЭМИ) - гипотеза-постулат о

связи импульса P любого движущегося матер.объекта с длиной волны λ,

представляющей волновой хар-р его движения (1924) г.

Частица: m - масса, v – скорость

электрон

Ek = 100 эВ (1эВ=1,60210-19Дж) ,  = 1.2 Å (1 Å =10-10 м)

Луи де Бройль

(дуализм-общее свойство материи, а не только ЭМИ) - гипотеза-постулат о связи импульса P любого движущегося матер.объекта с

Слайд 7Дифракция электронов Дэвиссон, Джермер(1927 г.); Томсон, Рейд(1928 г.)

Дифракция электронов Дэвиссон, Джермер(1927 г.); Томсон, Рейд(1928 г.)

Слайд 8Принцип неопределенности [для микрочастиц(электрона)]
Вернер Гейзенберг постулировал этот принцип в 1927 г.
∆х,

∆р х – неопределенность координаты частицы и соответствующего ей импульса

(также по оси y и z)

0  Р  1

Р - вероятность

Эрвин Шредингер – квантово-механическая модель строения атома на основе квантовой (волновой) механики - теории, устанавливающей способ описания и законы движения микрочастиц - базируется на 2-х основных гипотезах-постулатах Л. Де Бройля и В. Гейзенберга

Принцип неопределенности [для микрочастиц(электрона)]Вернер Гейзенберг постулировал этот принцип в 1927 г.∆х, ∆р х – неопределенность координаты частицы

Слайд 9График и уравнение волновой функции - плоской стоячей волны ᴪ(x,t)

– для описания движения электрона

График и уравнение волновой функции - плоской стоячей волны ᴪ(x,t) – для описания движения электрона

Слайд 10 Уравнение Шредингера
1. Уравнение отображает волновой характер движения электрона в

пространстве с координатами (x,y,z) - (x,y,z,t)
(x,y,z,t) - волновая функция

- пси функция (стоячая волна)
- Текущая амплитуда, функция координат (x,y,z) и времени (t)

 - длина волны

Уравнение Шредингера1. Уравнение отображает волновой характер движения электрона в пространстве с координатами (x,y,z) - (x,y,z,t) (x,y,z,t)

Слайд 11  m, Ek = mv 2 / 2 =

m 2 v 2 / 2m mv =

√2mE k

E = Ek + U E - полная энергия U- потенциальная энергия

2. Уравнение должно содержать в себе характеристики электрона как волны - , так и частицы - m (дуализм микромира)

  m, Ek = mv 2 / 2 = m 2 v 2 / 2m

Слайд 12Физический смысл волновой функции
(x,y,z) - пси функция - волновая функция
Макс

Борн, 1926 г.
волновая функция(амплитудная) и физического смысла не имеет
Принцип нормирования

волновых функций
PV = ∫v A2 |Ψ(x,y,z) |2 dV = 1,
А –нормирующий множитель


Физический смысл волновой функции(x,y,z) - пси функция - волновая функцияМакс Борн, 1926 г.волновая функция(амплитудная) и физического смысла

Слайд 13 Электрон в одномерном потенциальном ящике(яме). Решение ур. Шредингера.
Потенциальная

яма (ящик) - область пространства, вне которой потенциальная энергия электрона

обращается в бесконечность, т.е электрон не может выйти за границы ящика (связанное состояние)-модель для электрона в атоме

Граничные условия:
внутри ящика: V=0 (x)
на границах ящика: V=  (0)=0; (а)=0

Электрон в одномерном потенциальном ящике(яме). Решение ур. Шредингера. Потенциальная яма (ящик) - область пространства, вне которой

Слайд 14Нахождение волновой функции состояния электрона в потенц.ящике
Решение в явном виде

- набор волн.функций Ψ(х), где a - параметр потенциального ящика,
n

= 1,2,3…- квантовое число
Нахождение волновой функции состояния электрона в потенц.ящикеРешение в явном виде - набор волн.функций Ψ(х), где a -

Слайд 15Нахождение энергии электрона
Набору ᴪ(x) соответствует набор Е, n = 1,2,3…-

квантовое число

Нахождение энергии электронаНабору ᴪ(x) соответствует набор Е, n = 1,2,3…- квантовое число

Слайд 16 Электрон в связанном состоянии (потенциальном ящике)
Выводы:
Полная энергия – квантована(дискретна)


дискретные значения Е: E1, E2, E3… n

= 1,2,3… – квантовое число

Энергетическое состояние - {En - n }- определяют величина Е и соответствующая ей волновая функция (распределение вероятности нахождения эл-на в пространстве. Каждому энергетическому состоянию соответствует своё n, где n = 1,2,3… – квантовое число

Электрон в связанном состоянии (потенциальном ящике) Выводы:Полная энергия – квантована(дискретна) дискретные значения Е: E1, E2, E3…

Слайд 17Электрон в трехмерном потенциальном ящике
Решение:
a,b,c – параметры ящика
nx, ny,

nz – квантовые числа
Выводы:
1. Энергия электрона дискретна (квантована).
2. Энергетическое

состояние определяется набором целочисленных параметров - трех квантовых чисел nx. ny, nz.
Электрон в трехмерном потенциальном ящикеРешение:a,b,c – параметры ящика nx, ny, nz – квантовые числаВыводы:1. Энергия электрона дискретна

Слайд 18Вырожденные энергетические состояния
одно значение энергии – несколько наборов квантовых

чисел - несколько волновых функций
а = b = c
[1,1,1]
[2,2,2]

Вырожденные энергетические состояния одно значение энергии – несколько наборов квантовых чисел - несколько волновых функцийа = b

Слайд 19 Квантово-механическая модель атома. Основное состояние атома водорода

[k=1/4πε0]

- константа в з-не Кулона

x = rsincos
y = rsinsin
z = rcos

Ψ(r) – волновая функция (собственная функция), явл. решением ур.Шредингера,
а – const, А – нормирующий коэффициент


Квантово-механическая модель атома.  Основное состояние атома водорода

Слайд 20Решение уравнения Шредингера для основного состояния атома водорода

Решение уравнения Шредингера для основного состояния атома водорода

Слайд 21Решение системы

Решение системы

Слайд 22 Радиальное распределение электронной плотности. Понятие электронной орбитали
1.41 Å
dV =

4r2dr
Объём сферич.слоя тощиной dr
Орбиталь электрона – (объём) область пространства (для

атома водорода в основном состоянии это сфера) в которой вероятность нахождения электрона P=0.90 (90 %)

=

Радиальное распределение электронной плотности. Понятие электронной орбитали1.41 ÅdV = 4r2drОбъём сферич.слоя тощиной drОрбиталь электрона – (объём)

Слайд 23Атом водорода в основном состоянии

Атом водорода в основном состоянии

Слайд 24 Возбужденные состояния атома водорода
Общий вид волновой функции -

(r,,). Используя метод разделения переменных (r,,) представляют в виде R(r)Y(,)


R(r)n, l -функция радиального распределения электронной плотности в явном виде(получают при решении ур. Шреденгера) содержит n и l

Y(,)l,m -функция углового распределения электронной плотности в явном виде(получают при решении ур. Шреденгера) содержит l и m

Квантовые числа:

главное – n = 1,2,3,4…

орбитальное – l = 0,1,2,3...(n -1)

магнитное – m = -l, (-l+1),...,0,...,(+l–1), +l

Возбужденные состояния атома водорода Общий вид волновой функции - (r,,). Используя метод разделения переменных (r,,) представляют

Слайд 25Квантовые числа
главное : n = 1,2,3,4…
Определяет разрешенные (квантованные, дискретные) значения

полной энергии электрона, размер орбитали(расстояния е до ядра)
орбитальное : l

= 0,1,2,3...(n-1) Возможные квантовые значения орбитального
момента кол.движения электрона(Екин -форма орбитали)

s- орбиталь

р- орбиталь

d- орбиталь

магнитное : m = -l, (-l+1),...,0,..., (l-1), +l Разрешенные направления в пространстве вектора орбит.момента кол.движения-число орбиталей(Епот –зависит от положения е в пространстве)

s- орбиталь- m = 0

р- орбиталь m = 1, 0,-1

cпиновое : ms ±1/2 Собственный момент кол.движения

Квантовые числаглавное : n = 1,2,3,4…Определяет разрешенные (квантованные, дискретные) значения полной энергии электрона, размер орбитали(расстояния е до

Слайд 26n
l = 0,1…(n-1)
m = -l,…0,…+l
Число орбиталей
Энергия Еn
1
E2
2
1
0
E1
0 – 2s
1 –

2p
0 1
+1, 0, -1
3
E3
5
3
0 – 3s
1 – 3p
2 – 3d

0 1
+1, 0, -1 3

+2, +1, 0, -1, -2

4

0 – 1s

nl = 0,1…(n-1)m = -l,…0,…+lЧисло орбиталейЭнергия Еn1E2210E10 – 2s1 – 2p0		 1+1, 0, -13E3530 – 3s1 –

Слайд 27Энергетическая диаграмма орбиталей в атоме водорода
n=1
E1s < E2s = E2p

E3s = E3p = E3d < E4s = E4p =

E4d = E4f < E5s … (вырождение по орбит.кв.ч. l и по магн.кв.ч. m, Е электрона зависит только от значения главного кв.ч. n)
Энергетическая диаграмма орбиталей в атоме водородаn=1E1s < E2s = E2p< E3s = E3p = E3d < E4s

Слайд 28Функции радиального распределения электронной плотности для различных энергетических состояний атома

водорода. Проникающая способность орбиталей: ns>np>nd

Число
максимумов
ns-орбиталей равно n




Число
максимумов орбиталей равно
n -

l
Функции радиального распределения электронной плотности для различных энергетических состояний атома водорода. Проникающая способность орбиталей: ns>np>nd Числомаксимумовns-орбиталей равно

Слайд 291.7 Многоэлектронный атом (одноэлектронное приближение - водородоподобная система)
Zэ = Z -

n,l
Z – заряд ядра
Zэ - эффективный заряд ядра
n,l -

константа экранирования
1.7 Многоэлектронный атом (одноэлектронное приближение - водородоподобная система)Zэ = Z - n,lZ – заряд ядраZэ - эффективный

Слайд 30Зависимость энергии орбиталей Е от Z (заряда ядра) и от

различия радиального распределения электронной плотности s,p и d-орбиталей (проникающей способности

орбиталей)

E1s < E2s < E2p< E3s < E3p < E4s < E3d < E4p < E5s < E4d <… снятие вырождения по орбит.кв.ч. l. E e зaвисит от n и l

Зависимость энергии орбиталей Е от Z (заряда ядра) и от различия радиального распределения электронной плотности s,p и

Слайд 31Таблица электронных орбиталей многоэлектронных атомов

Таблица электронных орбиталей многоэлектронных атомов

Слайд 32Электронные конфигурации многоэлектронных атомов. Правила заселения электронами орбиталей
1. Принцип минимума

энергии электронов.
2. Принцип (запрет) Паули
3. Правило Хунда

Электронные конфигурации многоэлектронных атомов. Правила заселения электронами орбиталей1. Принцип минимума энергии электронов. 2. Принцип (запрет) Паули 3.

Слайд 331.8 Периодическая таблица элементов (1869)

1.8 Периодическая таблица элементов (1869)

Слайд 34 Физико-химические характеристики атома.
Радиус атома и иона

Физико-химические характеристики атома.Радиус атома и иона

Слайд 35Ковалентный радиус ( RA = rсв /2) и радиус иона

Ковалентный радиус ( RA = rсв /2) и радиус иона

Слайд 36Энергия ионизации - Eи (эВ)
А0 – е  А+
s1
s2
s2p1
s2p3

Энергия ионизации - Eи (эВ)А0 – е  А+s1s2s2p1s2p3

Слайд 37Энергия сродства к электрону – Е СЭ (эВ)
A0 +

e  A–

Энергия сродства к электрону – Е СЭ (эВ) A0 + e  A–

Слайд 38Электроотрицательность (способность атома притягивать к себе элетронную плотность при образовании

хим.связи с другим атомом)
по Малликену
Шкала Олреда-Рохова
по Полингу

F = 1.0, F = 4.0 (у.е.)
Электроотрицательность (способность атома притягивать к себе элетронную плотность при образовании хим.связи с другим атомом) по МалликенуШкала Олреда-Рохова

Обратная связь

Если не удалось найти и скачать доклад-презентацию, Вы можете заказать его на нашем сайте. Мы постараемся найти нужный Вам материал и отправим по электронной почте. Не стесняйтесь обращаться к нам, если у вас возникли вопросы или пожелания:

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Что такое TheSlide.ru?

Это сайт презентации, докладов, проектов в PowerPoint. Здесь удобно  хранить и делиться своими презентациями с другими пользователями.


Для правообладателей

Яндекс.Метрика