Презентация на тему: 1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за

1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за
1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за
Дослід Резерфорда
1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за
1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за
Спектр атома водню Серія Бальмера
Спектр атома водню Серія Лаймана
1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за
1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за
Можливості теорії Бора
1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за
1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за
1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за
1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за
3. АТОМ ВОДНЮ В КВАНТОВІЙ МЕХАНІЦІ
Вирішення рівняння Шредінгера дозволяє отримати важливі результати. Виявляється, що стан атому можна визначити за допомогою набору квантових чисел:
1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за
1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за
1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за
1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за
АТОМ ВОДНЮ В КВАНТОВІЙ МЕХАНІЦІ
ОСНОВНИЙ СТАН АТОМУ ВОДНЮ
ОСНОВНИЙ СТАН АТОМУ ВОДНЮ
ПРИНЦИП ПАУЛІ (принцип виключення)
1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за
ПРИНЦИП ПАУЛІ
Періодична система хімічних елементів Д.І.Менделєєва
Теорія періодичної системи базується на наступних положеннях:
1/28
Средняя оценка: 4.1/5 (всего оценок: 78)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (410 Кб)
1

Первый слайд презентации

1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за Резерфордом. Постулати Бора. Атом водню в квантовій механіці. Принцип Паулі та принцип забудови електронних рівнів атомів.

Изображение слайда
2

Слайд 2

2 Будова атому Історичні моделі будови атому 1) 1901 р. Жан Перрен висунув припущення про ядерно-планетарну будову атома 2) 1902 р. У. Томсон (лорд Кельвін) висунув припущення, що атом є згустком позитивно зарядженої матерії, всередині якої рівномірно розподілені електрони (кекс з ізюмом). 3) 1903 р. Дж. Дж. Томсон детально розвиває цю модель. Він вважає, що електрони всередині позитивно зарядженої кулі містяться у одній площині та утворюють концентричні кільця. 4)1903 р. Філіп фон Лєнард створив модель, у якій протилежні заряди у атомі не існують окремо 5)1904р. Хантаро Нагаока запропонував модель, в якій атом подібний до планети Сатурн;

Изображение слайда
3

Слайд 3: Дослід Резерфорда

1. Будова атома за Резерфордом. Ернест РЕЗЕРФОРД, Барон Резерфорд Нельсонський I 1871-1937 Новозеландський фізик. Народився в Нельсоні, у родині фермера-ремісника. Виграв стипендію для одержання освіти у Кембріджському університеті в Англії. Після його закінчення дістав призначення в канадський університет Мак-Гілл, де разом із Фредеріком Содді встановив основні закономірності явища радіоактивності, за що в 1908 році отримав Нобелівську премію з хімії.

Изображение слайда
4

Слайд 4

Дослід Резерфорда з дослідження будови атома Атом золота Ядро атома Золота фольга

Изображение слайда
5

Слайд 5

5 Планетарна модель атома Резерфорда Нестабільність атома Резерфорда Стійкість атома не можна погодити з класичним поясненням ядерної моделі. Електрон по коловій орбіті рухається з доцентровим прискоренням, а згідно із законами електродинаміки він повинен випромінювати електромагнітні хвилі і внаслідок цього неперервно втрачати енергію. За класичними уявленнями це випромінювання повинно відбуватися безперервно. Тому електрон не зможе триматись на коловій орбіті – він повинен по спіралі наближатись до ядра, і частота його обертання навколо ядра повинна безперервно змінюватись. Електромагнітне випромінювання атома тому повинно мати неперервний, а не лінійчастий спектр.

Изображение слайда
6

Слайд 6: Спектр атома водню Серія Бальмера

Позначення H α H β H γ H δ H ε H ζ H η Границя серії Довжина хвилі, нм 656.3 486.1 434.1 410.2 397.0 388.9 383.5 364.6 (n = 3,4,5…∞) Дослідження спектрів випромінювання розріджених газів, показали, що кожному газу властивий певний лінійчастий спектр, який складається з окремих спектральних ліній. Найбільш вивченим є спектр атома водню. Швейцарський вчений І.   Бальмер у 1885 р. встановив, що довжини хвиль відомих на той час дев’яти ліній спектра атома водню можна обчислити за формулою: - Стала Рідберга

Изображение слайда
7

Слайд 7: Спектр атома водню Серія Лаймана

(n = 2,3,4…∞) (Ультрафіолетова область)

Изображение слайда
8

Слайд 8

Нільс Бор, один з основоположників сучасних уявлень про субатомний світ, творець першої квантово-механічної моделі будови атома. Фотографія зроблена в 1948 році в Принстонському університеті (США) 2. Постулати Бора. Нільс Бор 1885 - 1962 Квантові постулати Бора Перший постулат Бора (постулат стаціонарних станів): існують стаціонарні стани атома, знаходячись у яких він не випромінює і не поглинає енергію. Цим стаціонарним станам відповідають цілком визначені (стаціонарні) орбіти, по яким рухаються електрони. Правило квантування орбіт Бора стверджує, що в стаціонарному стані атома електрон, рухаючись по коловій орбіті, повинен мати квантові значення моменту імпульсу, що задовольняють умові L= mVr = ħn де (n=1, 2, 3, …) – головне квантове число, що нумерує орбіти електрона в теорії Бора. Стан з n=1 є основним, не збудженим станом атома. В основному стані атом може знаходитися нескінченно довго. Стани з n > 1 - це збуджені стани атома. В таких станах атом може існувати обмежений час.

Изображение слайда
9

Слайд 9

при переході атома з одного стаціонарного стану в інший випромінюється або поглинається один фотон (квант енергії). Випромінювання відбувається при переході атома зі стану з більшою енергією в стан з меншою енергією. Поглинання фотонів супроводжується переходом атомів у стан з більшою енергією. Зміна енергії атома, пов'язана з випромінюванням або поглинанням фотона, пропорційна частоті випромінювання. Якщо - зміна енергії атома в результаті цих процесів, то Δ E= h v Другий постулат Бора (правило частот): Поглинання фотона Випромінювання фотона Електрон перескакує на більш високу орбіту Електрон перескакує на більш низьку орбіту

Изображение слайда
10

Слайд 10: Можливості теорії Бора

Електрон в атомі водню утримується силою Кулона: F=ke 2 /r 2 Ця сила надає електрону доцентрове прискорення: F=mV 2 /r З іншого боку, принцип квантування орбіт дає: mVr = n ħ Тоді: mV 2 /r = ke 2 /r 2 або mV 2 r = ke 2 З цих рівнянь знайдемо швидкість електрона на стаціонарному рівні V = ke 2 / nħ і радіус орбіти електрона r = n 2 ħ 2 /mke 2 Згадаємо, що: k = 1/4 πε 0 і ħ = h/2 π

Изображение слайда
11

Слайд 11

Енергія електрона в атомі водню дорівнює сумі кінетичної енергії і потенціальної енергії його взаємодії з ядром W = W k +W p W k = mV 2 /2; W p = - ke 2 /r Знак “-” відповідає притяганню між електроном і ядром. Тоді W = mV 2 /2 - ke 2 /r. Підставимо в це рівняння отримані раніше значення швидкості і радіуса. Тоді для значення повної енергії електрона в атомі водню отримаємо W = - mk 2 e 4 /2 π 2 ħ 2 n 2. Енергія W і = mk 2 e 4 /2 π 2 ħ 2 Називається енергією іонізації, тоді енергія атома на n –му енергетичному рівні W = - W і / n 2.

Изображение слайда
12

Слайд 12

Згідно до другого постулату Бора: ħ v = - W і ( 1/n 2 - 1/ m 2 ). Таким чином, ми отримали серіальну формулу, яка визначає можливі спектральні лінії в спектрі атома водню v = R ( 1/m 2 - 1/ n 2 ), де R = W і / ħ - стала Рідберга.

Изображение слайда
13

Слайд 13

Усі лінії спектра випромінювання атомів, які випромінюються при переході електронів з будь-якої орбіти на певну, називають серією. Ці серії в спектрі атома водню отримали свої назви. Для: m = 1 - серія Лаймана, ( n =2,3,4...) вона належить до ультрафіолетової частини спектра; m = 2 - серія Бальмера, ( n =3,4,5...) видима серія. Ця серія вивчається в даній роботі; m = 3 - серія Пашена, ( n =4,5,6...) - в близькій інфрачервоній області, m = 4 - серія Брэкета, ( n =5,6,7...) - в близькій ІЧ області. m = 5 - серія Пфунда, ( n =6,7,8...) - в далекій ІЧ області. Наведені серіальні закономірності є яскравим проявом квантових властивостей атомних систем. Як приклад наведемо формулу Бальмера для серії Бальмера v = R ( 1/ 2 2 - 1/ n 2 ),

Изображение слайда
14

Слайд 14

Спектр атому водню І – серія Лаймана; ІІ – серія Бальмера; ІІІ – серія Пашена; І V – серія Брэкета; V – серія Пфунда. Енергетичний спектр атома водню ІІ IV -13,6 -3,4 -1,5 - 0,85 0 E, еВ n =1 n =2 n =3 n= 4 n =5 I n = ∞ ІІІ

Изображение слайда
15

Слайд 15: 3. АТОМ ВОДНЮ В КВАНТОВІЙ МЕХАНІЦІ

15 3. АТОМ ВОДНЮ В КВАНТОВІЙ МЕХАНІЦІ Потенціальна енергія електрона в цьому атомі дорівнює: де r - відстань електрона від ядра. Тоді рівняння Шрьодінгера має вигляд: Поле, в якому рухається електрон є центрально - симетричним. Тому доцільно взяти оператор Лапласа в сферичній системі координат.

Изображение слайда
16

Слайд 16: Вирішення рівняння Шредінгера дозволяє отримати важливі результати. Виявляється, що стан атому можна визначити за допомогою набору квантових чисел:

16 Вирішення рівняння Шредінгера дозволяє отримати важливі результати. Виявляється, що стан атому можна визначити за допомогою набору квантових чисел: 1. n=1,2,3… - головне квантове число, нумерує енергетичні стани атому за збільшенням енергії, причому стан з n=1 називається основним станом. В основному стані атом може знаходиться необмежений час, це стан з мінімальною потенціальною енергією. Стани з n>1 - збуджені стани, в таких станах атом може знаходитись обмежений час (за звичай), потім атом має перейти на нижчий рівень. Рівняння Шредінгера має вирішення: а) за будь-яких додатних значень енергії (електрон пролітає поблизу ядра і віддаляється у нескінченість); б) за дискретних від’ємних значень енергії (електрон пов’язаний з атомом):

Изображение слайда
17

Слайд 17

17 2. Азимутальне (орбітальне) квантове число визначає можливі значення для моменту імпульсу електрона в атомі і набуває значень: Момент імпульсу електрона квантується 3. Магнітне квантове число m визначає можливі квантові значення магнітного моменту. При заданому азимутальному квантовому числі, магнітне може набувати значень:

Изображение слайда
18

Слайд 18

18 Орбітальний момент імпульсу електрону та пропорційний йому магнітний момент орієнтовані перпендикулярно до площини орбіти електрона і напрямлені в протилежні боки: - гіромагнітне відношення. Виявляється, що площина орбіти електрона не може бути орієнтована довільно відносно зовнішнього магнітного поля, тобто існує просторове квантування: Момент імпульсу електрону може мати тільки такі орієнтації, при яких проекція вектора моменту імпульсу електрона на напрямок зовнішнього магнітного поля z набуває квантованих значень кратних

Изображение слайда
19

Слайд 19

19 4. Спін. У 1921р. Штерном і Герлахом були проведені досліди по вимірюванню магнітних моментів атомів різних хімічних елементів. Для цього взяли елементи першої групи таблиці Менделєєва, у яких всі, крім одного, орбітальні механічні (і магнітні) моменти взаємно компенсуються. Вони виявили, що проекція магнітного моменту атома на напрямок поля є кратним магнетону Бора: Для пояснення цього результату необхідно припустити, що електрон, крім орбітального моменту імпульсу і відповідного йому магнітного моменту має власний механічний момент імпульсу, який називається спіном електрона і відповідний йому власний магнітний момент. Спін електрона та інших елементарних частинок є особливою властивістю цих частинок: подібно тому, що частинки мають масу, заряд, вони ще мають і спін.

Изображение слайда
20

Слайд 20

20 Із загальних висновків квантової механіки випливає, що власний момент імпульсу електрона квантується: де s - спінове квантове число (спін). Спінове квантове число не є цілим, для електрона воно дорівнює: Припущення про існування спіну було висунуто у 1925р. Гаудсмітом та Уленбеком. Вони надали спіну електрона наочне тлумачення, яке полягає у тому, що спін розглядається як момент імпульсу електрону, пов’язаний з обертанням електрону – зарядженої кульки - навколо своєї вісі. Правда, коли строго підрахувати кутову швидкість такого обертання, виявиться, що швидкість точок на поверхні сфери, радіусом буде у 200 разів більша за швидкість світла у вакуумі!

Изображение слайда
21

Слайд 21: АТОМ ВОДНЮ В КВАНТОВІЙ МЕХАНІЦІ

21 АТОМ ВОДНЮ В КВАНТОВІЙ МЕХАНІЦІ Стан електрону, який має різні значення орбітального квантового числа, в атомній фізиці позначають наступним способом s - стан; p - стан; d - стан; f - стан, та т.д.

Изображение слайда
22

Слайд 22: ОСНОВНИЙ СТАН АТОМУ ВОДНЮ

22 ОСНОВНИЙ СТАН АТОМУ ВОДНЮ Розглянемо більш детально s - стан електрону в атомі водню при n=1. Такий стан називається основним. Хвильова функція електрону в цьому стані є функцією тільки : r. Це означає, що вірогідність виявити електрон в певній точці атому залежить тільки від r. Вирішення рівняння Шредінгера для воднево подібного атому приводить до енергії атому в основному стані: як і в теорії Бора. Виявляється, що борівські орбіти електрону є геометричним місцем точок, в яких з найбільшою вірогідністю можна виявити електрон.

Изображение слайда
23

Слайд 23: ОСНОВНИЙ СТАН АТОМУ ВОДНЮ

23 ОСНОВНИЙ СТАН АТОМУ ВОДНЮ На рисунку зображена залежність вірогідності виявити електрон в стані з n=1 на різних відстанях від атому. Вона відмінна від нуля в точках

Изображение слайда
24

Слайд 24: ПРИНЦИП ПАУЛІ (принцип виключення)

24 ПРИНЦИП ПАУЛІ (принцип виключення) У 1925 р. Паулі встановив квантово-механічний закон – принцип Паулі (принцип виключення): В будь-якому атомі не може бути двох електронів, які б знаходилися в однакових стаціонарних станах, що визначаються набором чотирьох квантових чисел: головного n, орбітального l, магнітного m, спінового s. Максимальне число електронів, які знаходяться в станах, що визначаються набором трьох квантових чисел n, l,m, тобто відрізняються тільки орієнтацією спінів електронів дорівнює 2, оскільки спін електрону має тільки дві можливі орієнтації Z(n, l,m)=2

Изображение слайда
25

Слайд 25

25 Тепер визначимо максимальне число електронів, що знаходяться у станах, які відповідають двом квантовим числам n і l. Вектор моменту імпульсу може мати ( 2 l+1 ) різних орієнтацій, то Знайдемо максимальне число електронів, які знаходяться в станах з певним значенням головного квантового числа. Оскільки l при заданому n змінюється від 0 до n-1, то максимальне число електронів можна визначити за формулою:

Изображение слайда
26

Слайд 26: ПРИНЦИП ПАУЛІ

26 ПРИНЦИП ПАУЛІ n Шар Кількість електронів у станах Максимальна кількість електронів s (l=0) p (l=1) d (l=2) f (l=3) g (l=4) 1 K 2 - - - - 2 2 L 2 6 - - - 8 3 M 2 6 10 - - 18 4 N 2 6 10 14 32 5 O 2 6 10 14 18 50

Изображение слайда
27

Слайд 27: Періодична система хімічних елементів Д.І.Менделєєва

Р Г руп и е лемент ів I II III IV V VI VII VIII 1 1H водень 2He гел ій 2 3Li літій 4Be берилій 5B бор 6С вуглець 7N азот 8O кисень 9F фтор 10 Ne неон

Изображение слайда
28

Последний слайд презентации: 1 Лекція № 14 Тема: “ Атом водню та періодична таблиця. ” Будова атома за: Теорія періодичної системи базується на наступних положеннях:

28 Теорія періодичної системи базується на наступних положеннях: 1 порядковий номер хімічного елементу дорівнює загальному числу електронів в атомі даного елементу; 2 стан електронів в атомі визначається набором їх квантових чисел. Розподіл електронів за енергетичними станами має задовольняти принципу мінімуму потенціальної енергії: із збільшенням числа електронів, кожний наступний електрон має зайняти можливий стан з мінімальною енергією; 3 заповнення електронами енергетичних станів в атомі має відбуватися відповідно до принципу Паулі.

Изображение слайда