делить лишь до тех пор, пока не будут получены его
наименьшие частицы. Он назвал эти частицы атомами (неделимый).Электронные конфигурации атомов и периодичность свойств химических элементов
Разделы презентаций
- Разное
- Английский язык
- Астрономия
- Алгебра
- Биология
- География
- Геометрия
- Детские презентации
- Информатика
- История
- Литература
- Математика
- Медицина
- Менеджмент
- Музыка
- МХК
- Немецкий язык
- ОБЖ
- Обществознание
- Окружающий мир
- Педагогика
- Русский язык
- Технология
- Физика
- Философия
- Химия
- Шаблоны, картинки для презентаций
- Экология
- Экономика
- Юриспруденция
Строение атома
Содержание
- 1. Строение атома
- 2. 400 лет до н.э., Демокрит, греч. философ
- 3. 1808 г., англ. химик Дальтон сформулировал
- 4. Радиоактивность (фр. физик Беккерель) – самопроизвольный распад
- 5. 1911 г английский физик Эрнест Резерфорд.Ядерная (планетарная) модель строения атома.Ядроэлектрон
- 6. Изменяется ли во времени энергия движущегосявокруг ядра
- 7. Радиус атома 10-10 м; радиус ядра 10-15
- 8. 1913 г Нильс Бор (Дания).«Разрешённые» орбиты.Принцип квантования
- 9. h – постоянная Планка, равная 6,626∙10-34 Дж∙с
- 10. Слайд 10
- 11. Дифракция электронов (впоследствии и нейтронов)Гейзенберг (нем. уч.,1926
- 12. где, Н – оператор ГамильтонаЕ –
- 13. Ψ1, Ψ2, Ψ3, …, Е1,
- 14. n, l, и ml - квантовые числа;
- 15. Квантовые числаn - главное квантовое число; n
- 16. Чем ↑ n , тем ↑ энергией
- 17. Поэтому можно говорить о существовании в атоме
- 18. l - орбитальное квантовое число, определяет момент
- 19. Es < Ep < Ed < Ef …
- 20. Слайд 20
- 21. ml - определяет проекцию вектора момента
- 22. Орбитальное и магнитное квантовые числаЧисло АО на подуровне (2l + 1)
- 23. Любому значению l соответствует (2l+1) возможных расположений электронного облака данного типа в пространстве.
- 24. Все орбитали, принадлежащие одному подуровню данного энергетического
- 25. Слайд 25
- 26. Граничные поверхности s-, p-, d-, f- орбиталей
- 27. Форма s-, p-, d-орбиталей
- 28. ms – спиновое квантовое числоto spin -
- 29. Принципы заполнения электронами энергетических уровней и подуровнейПринцип минимума полной энергии атома Реализуется этот принцип, если:
- 30. Принцип Паули +1/2
- 31. Правило ГундаВ пределах одного энергетического
- 32. spin = 3/2 spin = 3/2 да
- 33. Правила В.М. Клечковского 1) возрастание суммы (n+l); 2) увеличение n.
- 34. Слайд 34
- 35. 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6…1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s25d14f145d2-106p67s26d15f146d2-107p6…
- 36. …6s25d14f145d2-106p6 7s26d15f146d2-107p6…
- 37. Слайд 37
- 38. 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 [Ne] 3s1 … 3s1 Малые периоды
- 39. Слайд 39
- 40. Большие периоды
- 41. «Проскок (провал) электрона»Энергет. выгодный «провал» набл. при
- 42. Т.о. у d-орбиталей особо устойчивыми конфигурациями являются
- 43. Слайд 43
- 44. Периодический закон и периодическая система Д.И. Менделеева.
- 45. 1869 г. Д.И. Менделеев: свойства простых тел,
- 46. 32
- 47. Период – ряд элементов, расположенных в порядке
- 48. Периодичность изменения радиусов атомов и ионов, энергии ионизации, сродства к электрону и электроотрицательности элементов.
- 49. Атомные и ионные радиусыРадиусы атомов рассчитывают исходя из межъядерных расстояний в твёрдых веществах или молекулах газов.
- 50. rLi = 0,068 нм;
- 51. Слайд 51
- 52. Энергия (потенциал) ионизации I1 = 520,0 кДж/моль
- 53. I
- 54. Атом
- 55. Энергия сродства к электрону (сродство к электрону
- 56. Атом
- 57. Ea
- 58. Электроотрицательность ()По Малликену: =1/2(I1 + Ea)
- 59.
- 60. Химическая связь и строение молекул
- 61. Молекула – это термодинамически устойчивая динамическая система,
- 62. ΔG = ΔН – ТΔSΔН – энтальпийный
- 63. ΔН < 0 ΔG < 0
- 64. Электрическая природа химической связи
- 65. 2. Межэлектронные взаимодействия : а) притяжение
- 66. Слайд 66
- 67. Химическая связь – это совокупность электронно – ядерных взаимодействий, приводящих к минимуиу потенциальной энергии системы.
- 68. Основные положения метода валентных связей1. Обобществление валентных
- 69. 4. Степень перекрывания атомных орбиталей и прочность связи5. Направление и степень перекрывания электронных облаков
- 70. 6. -сигма-связь (σ)
- 71. - пи-связь (π).
- 72. Скачать презентанцию
400 лет до н.э., Демокрит, греч. философ - Вещество можно делить лишь до тех пор, пока не будут получены его наименьшие частицы. Он назвал эти частицы атомами (неделимый). Электронные конфигурации атомов
Слайды и текст этой презентации
Слайд 2400 лет до н.э., Демокрит, греч. философ - Вещество можно
Слайд 3 1808 г., англ. химик Дальтон сформулировал
атомистическую теорию.
«Все вещества состоят из атомов, мельчайших неделимых частиц,
которые не могут быть ни созданы, ни уничтожены». 1886 г. Бутлеров А.М. высказал предположение, что может быть атомы ”не неделимы по своей
природе, а неделимы только доступными нам ныне средствами”
Д.И.Менделеев допускал предположение, “что называемое нами неделимым (атом) - неделимо только обычными химическими силами…”
Слайд 4Радиоактивность (фр. физик Беккерель) – самопроизвольный распад атомов…
Начало 20 века
Фотоэффект – испускание электронов
металлами и полупроводниками…
U, Th; к 1912
г. их насчитывалось 39 М≥209
Слайд 51911 г английский физик
Эрнест Резерфорд.
Ядерная (планетарная)
модель строения
атома.
Ядро
электрон
Слайд 6Изменяется ли во времени энергия движущегося
вокруг ядра электрона?
На каких расстояниях
от ядра движется электрон?
Как объяснить линейный спектр атомов
элементов?
20 век; физические
методы исследования: рентгеноскопия, спектроскопия, электронография, ПМР, ЯМР …
Недостатки планетарной теории
Слайд 7Радиус атома 10-10 м; радиус ядра 10-15 м.
Масса ядра
1,67·10-27 кг (атом водорода);
масса электрона 9,1·10-31 кг.
Скорость движения электрона
108 м/с.Электрон в 1835 раз легче ядра.
Классическая электромагнитная теория и устойчивость атома
Слайд 81913 г Нильс Бор (Дания).
«Разрешённые» орбиты.
Принцип квантования энергии
При сообщении атому
энергии
извне он поглощает энергию
определёнными порциями –
квантами
E = h
Е
– квант энергии - частота колебаний, 1/сек
Слайд 11Дифракция электронов
(впоследствии и нейтронов)
Гейзенберг (нем. уч.,1926 г.)
Принцип неопределённости:
Δp
• Δq ≥ h / 2π
Δp -… неточность измерения mv
Δq
-… координатыКвантовая механика
Слайд 12где, Н – оператор Гамильтона
Е – энергия электрона.
Ψ
-…
Ψ2 -...
Ψ2 ∆V - …∆V (орбиталь электрона).
Оценка вероятности…
Волновое ур-ие
Шрёдингера;1926 г (Эрвин Шрёдингер - австрийский физик):Н Ψ = Е Ψ
Слайд 13Ψ1, Ψ2, Ψ3, …,
Е1, Е2,
Е3, … ,
ряд дискретных «разрешённых» энергий (квантование энергии)
где x,y,z
– координаты точки. Ψ – волновая функция, соответствующая амплитуде трёхмерного волнового процесса;
Ψ = f(x,y,z).
Результатом решения ур-ия Шрёдингера является
комбинация некоторых параметров - набор целых
чисел n, l, и ml
Слайд 14n, l, и ml - квантовые числа; определяют
геометрические особенности
электронного облака - важное следствие теории квантовой механики .
Пространственное движение
электрона в атоме может быть описано тремя целыми числами, которые называют квантовыми.
Слайд 15Квантовые числа
n - главное квантовое число;
n = 1, 2,
3,…
E = -13,6 ·1/n2 эВ
Характеристика энергии электрона и пространственное распределение
вероятности нахождения его в атоме системой квантовых чисел.Е – энергия связи электрона с ядром
Для атома водорода в нормальном состоянии энергия связи электрона с ядром равна 13,6 эВ (1 эВ = 96,48 кДж/моль)
Знак минус указывает, что возбуждение электрона
требует затраты энергии
Слайд 17Поэтому можно говорить о существовании в атоме энергетических уровней (электронных
слоев или оболочек), отвечающих определенным значениям главного квантового числа -
n.Электроны, характеризующиеся одним и тем же значением главного квантового числа, образуют в атоме электронные облака приблизительно одинаковых размеров.
Слайд 18l - орбитальное квантовое число, определяет момент количества движения электрона
(векторная величина); форму эл. обл.; эн. электр. в подуровне
l =
0,1,2,3…(n-1); Энергетический подуровень – это совокупность электронных состояний, характеризующихся определенным набором квантовых чисел n и l.
Слайд 21 ml - определяет проекцию вектора момента
количества движения (Мz ) на направление
магнитного поля. Значения ml характеризуют
разрешённые ориентации электронного
облака в пространстве (ml = -l …0…+l).
Мz = h · ml
Расположение орбитали хар-ся значением проекции вектора орбитального момента количества движения Мz на какую-либо ось координат (обычно ось Z)
ml - магнитное квантовое число
Слайд 23Любому значению l соответствует (2l+1) возможных расположений электронного облака данного
типа в пространстве.
Слайд 24Все орбитали, принадлежащие одному подуровню данного энергетического уровня, имеют одинаковую
энергию.
Состояние электрона в атоме, характеризующееся определенными значениями чисел n,
l,ml называется атомной орбиталью.
Слайд 28ms – спиновое квантовое число
to spin - вращать
Значение +
1/2
ms = +1/2 ( )
Значение – 1/2
ms =
– 1/2 ( )характеризует собственный механический момент электрона, связанный с вращением его вокруг своей оси - по часовой стрелке и против часовой стрелки.
Слайд 29 Принципы заполнения электронами
энергетических уровней и подуровней
Принцип минимума полной
энергии атома
Реализуется этот принцип, если:
Слайд 30Принцип Паули
+1/2 +1/2
нет
-1/2 +1/2 да
В
атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми.
Слайд 31
Правило Гунда
В пределах одного энергетического подуровня
электроны
располагаются т.о., чтобы их суммарный
спин был максимальным.
Слайд 351s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2
4f145d106p67s25f146d107p6…
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2
5d14f145d2-106p67s26d15f146d2-107p6…
![11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 [Ne] 3s1 … 3s1 Малые периоды](/img/thumbs/d44b0849bd3137e3e0ed649229480cb7-800x.jpg "Строение атома 11Na 1s2 2s2 2p6 3s1 [Ne] 3s1 … 3s1 Малые периоды")
Слайд 41«Проскок (провал) электрона»
Энергет. выгодный «провал» набл. при достройке d-подуровня до
пяти (половина макс. ёмкости) или десяти (макс. ёмкость).
Слайд 42Т.о. у d-орбиталей особо устойчивыми конфигурациями
являются d5 и d10
, а у f-орбиталей f7 и f14
Слайд 451869 г. Д.И. Менделеев: свойства простых тел, а также свойства
и формы их соединений находятся в периодической зависимости от величины
атомных весов.Современная формулировка: свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда ядер их атомов в результате периодического повторения электронных конфигураций внешнего энергетического уровня.
Слайд 46
3
2
H
К дисс.(I) H2Se = 1,7∙10-4
К дисс.(I) H2S = 6,0∙10-8
При определении свойств Д.И. Менделеев
пользовался правилом среднего арифметического
Слайд 47Период – ряд элементов, расположенных в порядке возрастания Z, электронная
конфигурация внешнего энергет. уровня которых изменяется от ns1 до ns2p6
(кроме I периода).Элементы – аналоги - расположены в одной подгруппе ПС; имеют одинаковое строение внешних электр. оболочек атомов при различных значениях n и поэтому проявляют сходные хим. св-ва.
Слайд 48Периодичность изменения радиусов атомов и ионов, энергии ионизации, сродства к
электрону и электроотрицательности
элементов.
Слайд 49Атомные и ионные радиусы
Радиусы атомов рассчитывают исходя из межъядерных расстояний
в твёрдых веществах или молекулах газов.
Слайд 52Энергия (потенциал) ионизации
I1 = 520,0 кДж/моль
I2 = 7295,8 кДж/моль
I3 = 11770,6 кДж/моль
Li 1s22s1
Слайд 55Энергия сродства к электрону
(сродство к электрону Еа)
Н0 + 1е
= Н-
1s1 1s2
Еа(Н)
= 73 кДж/моль(энергия выделяется)
Слайд 61Молекула – это термодинамически устойчивая динамическая система,
представляющая собой совокупность
ядер и электронов, которая характеризуется
минимумом полной энергии системы.
Слайд 62ΔG = ΔН – ТΔS
ΔН – энтальпийный фактор;
-ТΔS – энтропийный
фактор
Термодинамика процесса образования
молекулы
Образование молекул из атомов –
процесс самопроизвольный
ΔG
< 0
Слайд 63 ΔН < 0
ΔG < 0
Основная причина
образования химических связей между атомами -
А + В = АВэнтропия S1 S2
S2 < S1 ΔS < 0 -ТΔS>0
Слайд 64Электрическая природа
химической связи
ао о
вА О О В
Типы электростатического взаимодействия:
1. Взаимодействия ядро – электрон:
Ав способствуют образованию
Ва химической связи
Слайд 652. Межэлектронные взаимодействия :
а) притяжение электронов с
антипараллельными спинами (+)
б)
отталкивание электронов с параллельными спинами (-).3. Межъядерное отталкивание АВ не способствует образованию химической связи.
Слайд 67Химическая связь – это совокупность электронно – ядерных взаимодействий, приводящих
к минимуиу потенциальной энергии системы.
Слайд 68Основные положения метода валентных связей
1. Обобществление валентных электронов
(двухэлектронная;
двухцентровая)
2. неспаренные электроны с антипараллельными спинами (↑↓)
3.Частичное перекрывание атомных орбиталей
Слайд 694. Степень перекрывания атомных
орбиталей и прочность связи
5. Направление
и степень перекрывания
электронных облаков
