Презентация на тему: ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМА

ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМА
ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМА
Косвенные свидетельства сложности строения атомов
Модели строения атомов
Квантово-механическая модель строения атома
ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМА
ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМА
Главное и побочное квантовые числа
Магнитное квантовое число
Спиновое квантовое число
Квантовые числа: резюме
Закономерности формирования электронных структур
Правила Клечковского
Функция радиального распределения
ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМА
Электронные конфигурации с повышенной устойчивостью
Катионы d- и f- элементов
Периодический закон
Периодически меняющиеся свойства атомов
Радиусы химических элементов
Энергия ионизации
Изменение энергии ионизации в периодах и группах
Сродство к электрону
Сродство к электрону атомов элементов 2-го и 3-го периодов
Электроотрицательность
ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМА
1/26
Средняя оценка: 4.6/5 (всего оценок: 98)
Код скопирован в буфер обмена
Скачать (1856 Кб)
1

Первый слайд презентации: ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМА

Изображение слайда
2

Слайд 2

- Вещество можно делить лишь до тех пор, пока не будут получены его наименьшие частицы. - Так утверждал греческий философ Демокрит за 400 лет до н.э. Он назвал эти частицы атомами ( неделимый ). - До каких пор можно делить порцию вещества?

Изображение слайда
3

Слайд 3: Косвенные свидетельства сложности строения атомов

Фотоэффект ( А.Г. Столетов, 1889 г.) Открытие рентгеновского излучения (В.К. Рентген, 1895 г.) Открытие электрона (Дж. Дж. Томсон, 1897 г.) Естественная радиоактивность (А. Беккерель, 1896 г.) – урановая смоляная руда: засвечивание фотопленки, ионизация газов, свечение флуоресцирующих веществ Радиоактивность (М. Кюри, 1896-1898 гг.) – Po и Ra в составе урановых руд Эксперименты Э. Резерфорда по рассеиванию α -частиц (1911 г.) Вывод: α -частицы сталкиваются с другими положительно заряженными частицами большой массы (атомное ядро)

Изображение слайда
4

Слайд 4: Модели строения атомов

« Пудинг с изюмом » (1902-1904 г. Дж. Томсон) В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.). Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра. Планетарная (1911 г. Э. Резерфорд) В 1913 г. Нильс Бор предположил, что электрон движется не по любым, а лишь по строго определённым («разрешённым»,«стационарным») орбитам, при этом не излучая и не поглощая энергии. Излучение происходит при перескоке с одной стационарной орбиты на другую порциями - квантами Модель Бора (1913 г.)

Изображение слайда
5

Слайд 5: Квантово-механическая модель строения атома

В последующие годы некоторые положения теории Бора были переосмыслены и дополнены. Наиболее существенным нововведением явилось понятие об электронном облаке, которое пришло на смену понятию об электроне только как частице. Теорию Бора сменила квантовая теория, которая учитывает волновые свойства электрона и других элементарных частиц, образующих атом. Квантово-механическая модель строения атома 1900г. М.Планк, квантовая теория света. Квант энергии Е = hν. Постоянная Планка h = 6,625·10 -34 Дж·с. 1905 г. А. Эйнштейн. Корпускулярно - волновая природа света, фотоны Е = mc 2 Уравнение де Бройля (1924 г.) Принцип неопределённости Гейзенберга (1927 г.) - у атома нет чётких границ, электронное облако → вероятность

Изображение слайда
6

Слайд 6

Электрон в атоме можно рассматривать как частицу, которая при движении проявляет волновые свойства. Т.е. нельзя описать движение электрона в атоме определенной траекторией (орбитой). 2. Электрон в атоме может находиться в любой точке пространства вокруг ядра, однако вероятность его пребывания в разных местах атомного пространства различна. Уравнение Шредингера (1925 г.) Атомная орбиталь (АО ) – граничная поверхность, внутри которой вероятность нахождения электрона составляет не менее 90 - 95%.

Изображение слайда
7

Слайд 7

Важным следствием теории квантовой механики является то, что вся совокупность сложных движений электрона в атоме описывается четырьмя квантовыми числами Характеристика энергии электрона и пространственное распределение вероятности нахождения его в атоме системой квантовых чисел Следствия теории квантовой механики

Изображение слайда
8

Слайд 8: Главное и побочное квантовые числа

Главное квантовое число n определяет энергию электрона и может принимать только целочисленные значения: 1, 2, 3... и т. д. Каждому значению n соответствует определённый уровень энергии электрона: Е 1 < Е 2 < Е 3 <... и т.д. n 1 2 3 4 5 6 оболочка K L M N O P Побочное или орбитальное квантовое число ℓ также определяет энергию электрона и форму атомной орбитали. Принимает целочисленные значения от 0 до (n–1) Значение ℓ 0 1 2 3 4 Подуровень s р d f g Энергия Е s < Е р < Е d < Е f

Изображение слайда
9

Слайд 9: Магнитное квантовое число

Магнитное квантовое число m ℓ характеризует количество и ориентацию атомных орбиталей в пространстве и может принимать целочисленные значения от ­ℓ до +ℓ, включая ноль. Всего принимает 2ℓ+1 значение. у s -подуровня – одна АО у р -подуровня – три АО у d -подуровня – пять АО у f -подуровня – семь АО осевые биссектрисные

Изображение слайда
10

Слайд 10: Спиновое квантовое число

Спиновое квантовое число m s – собственный магнитный момент (спин) имеет только два значения +½ и -½. обозначение в виде стрелок  или . 1s 1s 2s 2р

Изображение слайда
11

Слайд 11: Квантовые числа: резюме

Изображение слайда
12

Слайд 12: Закономерности формирования электронных структур

Принцип наименьшей энергии: электрон размещается на АО c min энергией Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором 4-х кв.чисел Правило Гунда: на одном подуровне сумма спинов электронов максимальна

Изображение слайда
13

Слайд 13: Правила Клечковского

С ростом атомного номера элемента электронов размещаются последовательно на орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального квантовых чисел - ( n + l ) 2. При одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n

Изображение слайда
14

Слайд 14: Функция радиального распределения

ns > np > nd > nf (n-2)f ~ (n-1)d ~ ns < np

Изображение слайда
15

Слайд 15

Изображение слайда
16

Слайд 16: Электронные конфигурации с повышенной устойчивостью

p 6 d 10 f 14 p 3 d 5 f 7

Изображение слайда
17

Слайд 17: Катионы d- и f- элементов

Изображение слайда
18

Слайд 18: Периодический закон

“Свойства элементов и свойства образуемых ими простых и сложных соединений стоят в периодической зависимости от их атомного веса” Современная формулировка ПЗ: Свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда атомных ядер в результате периодического повторения электронных конфигураций внешнего энергетического уровня

Изображение слайда
19

Слайд 19: Периодически меняющиеся свойства атомов

атомные и ионные радиусы энергия ионизации сродство к электрону электроотрицательность Периодически меняющиеся свойства атомов

Изображение слайда
20

Слайд 20: Радиусы химических элементов

Радиус атома (иона) – это расстояние от ядра до максимума электронной плотности наиболее удаленной орбитали этого атома (иона) при этом в группах А увеличение радиуса происходит в большей степени, чем в группах В

Изображение слайда
21

Слайд 21: Энергия ионизации

Энергия ионизации – это энергия, необходимая для отрыва электрона от атома и превращение атома в положительно заряженный ион Э – е = Э +, Е ион [ кДж/моль ] Ионизационный потенциал – это разность потенциалов, при которой происходит ионизация

Изображение слайда
22

Слайд 22: Изменение энергии ионизации в периодах и группах

увеличивается немонотонно уменьшение Атомы благородных газов (ns 2 np 6 ) имеют max Е ион

Изображение слайда
23

Слайд 23: Сродство к электрону

Сродство к электрону - это энергия, выделяющаяся при захвате электрона нейтральным атомом Э + е = Э - [ кДж / моль ] Δ Н ср (А) = - Δ Н ион (А – ) А (г) + е → А – (г), Δ Н ср (А) А – (г) + е → А – (г), Δ Н ион (А – )

Изображение слайда
24

Слайд 24: Сродство к электрону атомов элементов 2-го и 3-го периодов

Min (отрицательное ) СЭ наблюдается у атомов, имеющих завершенные ns 2 и ns 2 np 6 подуровни Незначительно СЭ у атомов с конфигурацией ns 2 np 3 (устойчивый наполовину заполненный подуровень) Мах СЭ обладают атомы 7 (А) группы – ns 2 np 5

Изображение слайда
25

Слайд 25: Электроотрицательность

Электроотрицательность - свойство атома притягивать электроны от других атомов, с которыми он образует химическую связь в соединениях ЭО по Маликкену: χ Li = ½ (500+60) = 280 кДж/моль χ F = ½ (1700+310) = 1005 кДж/моль ОЭО по Полингу: По Полингу χ Li условно принята за 1, тогда χ F = 1005 /280 = 3,6. Т.о. получается безразмерная величина - относительная электроотрицательность (ОЭО)

Изображение слайда
26

Последний слайд презентации: ЭЛЕКТРОННОЕ СТРОЕНИЕ АТОМА

увеличение уменьшение ОЭО элементов по Л. Полингу Группа Период Iа IIа IIIа IVа Vа VIа VIIа VIIIа 1 (H) H 2,1 He 2 Li 1,0 Be 1,6 B 2,1 С 2,6 N 3,0 O 3,4 F 4,0 Ne 3 Na 0,9 Mg 1,3 Al 1,6 Si 1,9 P 2,2 S 2,6 Cl 3,0 Ar 4 K 0,8 Ca 1,0 Ga 1,8 Ge 2,0 As 2,2 Se 2,4 Br 2,8 Kr 5 Rb 0,8 Sr 1,0 In 1,8 Sn 2,0 Sb 2,1 Te 2,1 I 2,5 Xe

Изображение слайда