Презентация: ХІМІЯ

ХІМІЯ Лекція №1 БУДОВА АТОМА ТА ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН Д.І. МЕНДЕЛЄЄВА Література: 1. Ядерна модель будови атома. ХІМІЯ ХІМІЯ ХІМІЯ Характеристики елементарних частинок, що входять до складу атома ХІМІЯ ХІМІЯ ХІМІЯ КВАНТОВІ ЧИСЛА ХІМІЯ Правила складання електронних формул ХІМІЯ ХІМІЯ ХІМІЯ Будова періодичної системи. Залежність властивостей елементів від положення в періодичній системі ХІМІЯ ХІМІЯ ХІМІЯ Сучасне формулювання періодичного закону Розрахунки за хімічними формулами й рівняннями реакцій (тема ОПХ) ХІМІЯ ХІМІЯ
1/25
Средняя оценка: 4.5/5 (всего оценок: 88)
Скачать (191 Кб)
Код скопирован в буфер обмена
1

Первый слайд презентации: ХІМІЯ

лекції – 18 год. лабораторні – 36 год. Лектор – завідувач кафедри, доктор технічних наук, професор ПОЛУТРЕНКО МИРОСЛАВА СТЕПАНІВНА

2

Слайд 2: Лекція №1 БУДОВА АТОМА ТА ПЕРІОДИЧНИЙ ЗАКОН Д.І. МЕНДЕЛЄЄВА

Програмні питання: Періодичний закон. Ядерна модель будова атома. Ізотопи. Ізотони. Ізобари. 2. Розподіл електронів по енергетичних рівнях і підрівнях. 3. Структура періодичної системи з точки зору будови атома.

3

Слайд 3: Література:

Рекомендована література 1. Глінка М.Л. Загальна хімія, Вища шк.., К, 1982 і наст. вид. 2. Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія, ВШ, 1998. 3. Телегус В.С. та інш. Основи загальної хімії. Львів «Світ», 2000-424с. 4. Рейтер Л.Г. та інш. Теоретичні розділи загальної хімії. Навч. Пос. - К.:Каравела, 2003.-344с. 5. Кириченко.В.І Загальна хімія -Київ: Вища шк.,2005 --640с. 6. Романко П.Д та інш. Загальна хімія. Лабораторний практикум, 2005. Перелік допоміжної літератури 1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М.: Высш. шк., 1988. -640с. 2. Степаненко та ін. Загальна та неорганічна хімія: Підр. для студ. вищ. навч. закл. -К.: Пед. преса, 2000. - 784с.

4

Слайд 4: 1. Ядерна модель будови атома.

Атом – це найменша хімічно неподільна частинка хімічного елемента, яка зберігає його хімічні властивості та бере участь в хімічних перетвореннях. Доказом складності будови атома було відкриття радіоактивності – спонтанного розпаду атомів деяких елементів. Англійський фізик Е. Резерфорд довів, що радіоактивне випромінювання неоднорідне і складається з α, β, γ-променів. α-промені – це потік позитивно заряджених частинок, маса яких дорівнює масі атома Гелію β-промені – це потік електронів. γ-промені – це промені, які не відхиляються в магнітному полі і, отже не несуть електричного заряду.

5

Слайд 5

МОДЕЛЬ БУДОВИ АТОМА ЗА ГІПОТЕЗОЮ Дж. ТОМСОНА Атом складається з позитивного заряду, рівномірно розподіленого по всьому об’єму атома та електронів, що коливаються всередині цього заряду. З метою перевірки гіпотези Дж. Томсона англійський фізик Е. Резерфорд вивчав розсіювання α-частинок металевими пластинками.

6

Слайд 6

Рисунок 1 – Схема досліду Резерфорда з розсіювання α-частинок (1 – свинцевий кубик; 2 – препарат Ra ; 3 – потік α-частинок; 4 – екран, вкритий PbS ; 5 – α-частинки, що відхилилися; 6 – металева пластинка ( Ag, Au, Pt ) 1 2 4 4 3 6 5 3

7

Слайд 7

ЯДЕРНА МОДЕЛЬ БУДОВИ АТОМА На основі проведених дослідів Е. Резерфорд запропонував у 1911 р. ядерну (планетарну) модель будови атома, згідно якої атом складається з позитивно зарядженого ядра, в якому зосереджена майже вся маса атома та електронів, які обертаються навколо ядра. Сумарний негативний заряд електронів дорівнює позитивному заряду ядра.

8

Слайд 8: Характеристики елементарних частинок, що входять до складу атома

Назва Символ Заряд Параметри абс., Кл відн протон 1,6·10 -19 +1 Z нейтрон 0 0 N = A – Z електрон 1,6·10 -19 -1 Z

9

Слайд 9

В сумі протони і нейтрони визначають масове (нуклонне) число елемента. А – масове число, Z – заряд ядра (число протонів або протонне число), N – число нейтронів у ядрі. А = Z + N А = 16; Z = 8; N = 16 – 8 = 8. (19р, 21 n ) (20р, 22 n ) (18р, 22 n ) (20р, 20 n ) ізобари ізотопи

10

Слайд 10

Електрон навколо ядра атома рухається по електронних орбіталях. Атомна електронна орбіталь – це стан електрона в атомі, що характеризується певними значеннями квантових чисел п, l і т, тобто певними розмірами, формою та орієнтацією в просторі електронної хмари. Електрон – це елементарна частинка, складова атома, що рухається навколо ядра зі швидкістю ν і має масу спокою т е.

11

Слайд 11

Постулати Бора: електрони можуть обертатися навколо ядра не по будь-яких, а тільки по деяких певних колових (стаціонарних) орбіталях ; електрон, що обертається по стаціонарній орбіталі, не випромінює і не поглинає електромагнітної енергії; випромінювання (поглинання) енергії відбувається під час стрибкоподібного переходу електрона з однієї стаціонарної орбіталі на іншу.

12

Слайд 12: КВАНТОВІ ЧИСЛА

Назва Сим-вол Що визначає Можливі значення Головне n Визначає енергію орбіталі (енергетичний рівень) Від 1 до ∞ Побічне (орбітальне) l Форму орбіталі (енергетичний підрівень) Від 0 до n  –   1 Магнітне m Орієнтацію орбіталі в просторі – l до + l, Спінове s Напрям обертання електрона як частинки навколо своєї осі +1/2 і –1/2

13

Слайд 13

Головне квантове число (п) відповідає за енергетичний рівень, на якому перебуває електрон. Побічне (орбітальне або азимутальне) квантове число ( l ) може приймати значення, які залежать від значення головного квантового числа п. Кожному значенню l відповідає своя форма орбіталі; при l = 0 орбіталь має форму сфери ( s -орбіталь), при l = 1 – форму об'ємної вісімки – гантелі ( р -орбіталь) і т.д. Форми електронних орбіталей

14

Слайд 14: Правила складання електронних формул

Назва Формулювання Застосування Принцип мінімуму енергії Найстійкішому стану електрона в атомі відповідає мінімальна енергія Електрон займає останню орбіталь з найменшою енергією Принцип Паулі В атомі не може бути двох електронів з однаковими квантовими числами (К.Ч.) Загальне число електронів на кожному енергетичному рівні N = 2n 2, де n – головне К.Ч. Правило Гунда Електрони розміщуються на однакових орбіталях так, щоб їхній спін був максимальний Правило Клечковсь - кого Енергетичні підрівні заповнюються за зростанням суми n + l Вказується послідовність заповнення підрівнів ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ р невірно вірно

15

Слайд 15

K L M N O P Q Енергетичний рівень 1 2 3 4 5 6 7 2 2 2 2 6 6 6 10 10 14 Електронна формула – це запис, який показує скільки електронів міститься на орбіталях атома елемента. Заповнення електронами орбіталей повинно проходити в такій послідовності (енергія електрона зростає): 1 s<2s<2p<3s<3p< 4 s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f≈5d<6p<7s<5f≈6d<7p Кожен елемент має свою індивідуальну електронну формулу:

16

Слайд 16

Наприклад : 1 Н І період, 1 s 1 3 L і ІІ період, 1 s 2 2 s 1 17 Cl ІІІ період, VII група, 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5 23 V І V період, 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 3 38 Sr V період, 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 3 d 10 4 s 2 4p 6 5s 2 57 L а V І період, 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 2 3 d 10 4 p 6 5 s 2 4 d 10 5 p 6 6 s 2 5 d 1 Графічна електронна формула для атома Оксигену: 8 О ІІ період, VI група, 1 s 2 2 s 2 2 p 4 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 1 s 2 р 2s

17

Слайд 17

Хімічна активність елементів визначається їхньою здатністю втрачати чи приєднувати електрони. Кількісно це оцінюється наступними характеристиками: Енергія йонізації – це мінімальна енергія, необхідна для відриву електрона від незбудженого атома Спорідненість до електрона – це енергія, що виділяється в разі приєднання електрона до нейтрального атома Електронегативність – це умовна величина, що характеризує здатність атомів у хімічних сполуках відтягнути до себе електрони Елементи з високими значеннями електронегативності – типові неметали; елементи з найменшими значеннями електронегативності – типові метали.

18

Слайд 18: Будова періодичної системи. Залежність властивостей елементів від положення в періодичній системі

На сьогодні існує понад 100 варіантів періодичної системи. Періодична система – це графічний вираз періодичного закону. Назва Визначення Що означає Періоди Горизонтальні ряди, які розпочинаються лужним металом (крім першого) і закінчуються інертним газом. (7 періодів) Число енергетичних рівнів Групи Вертикальні стовпчики, які містять подібні за властивостями елементи різних періодів. (8 груп) Число валентних електронів, максимальний додатній ступінь окиснення Структура періодичної системи:

19

Слайд 19

Властивості Що характеризує Зміна Головна підгрупа Періоди Металічні Здатні віддавати валентні електрони ↓ посилюються зверху вниз ← посилюються справа наліво Неметалічні Здатність приєднувати електрони до завершення енергетичного рівня ↑ посилюються знизу вверх → посилюються зліва направо Вища валентність за киснем Число неспарених електронів зовнішнього рівня в збудженому стані стала → зростає зліва направо Атомний радіус Міжядерна відстань ↓ зростає зверху вниз ← зростає справа наліво Електроне - гативність Здатність атомів притягувати до себе електрони ↑ зростає знизу вверх → зростає зліва направо Енергія йонізації Енергія, яка необхідна для відривання електрона від атома ↑ зростає знизу вверх → зростає зліва направо Періодичність зміни властивостей елементів головних підгруп

20

Слайд 20

Елемент Положення в ПС Електронна формула Валентність Родина Са 4-й період, ІІ група, головна підгрупа, Z = 20 Повна: 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4 s 2 Скорочена: 4 s 2 Графічна: 4 1 + hν Са* 4 s 1 4р 1 Нормальний стан – 0; Збуджений стан (*) – ІІ s -елемент Опис властивостей елементів за положенням їх в періодичній системі (ПС) ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 2 3 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 4 ↑ ↑

21

Слайд 21

Елемент Положення в ПС Електронна формула Валентність Родина Zn 4-й період, ІІ група, побічна підгрупа, Z = 30 Повна: 1 s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4 s 2 3d 10 Скорочена: 4 s 2 3d 10 Графічна: + hν Zn * 4 s 1 3d 10 4р 1 Нормальний стан – 0; Збуджений стан (*) – ІІ d -елемент ↑↓ 1 ↑↓ ↑↓ ↑↓ 2 3 4 ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 4 ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

22

Слайд 22: Сучасне формулювання періодичного закону

Властивості хімічних елементів, а також властивості утворених ними простих і складних сполук перебувають у періодичній залежності від значення заряду їх атомних ядер або порядкового номера елемента в періодичній системі.

23

Слайд 23: Розрахунки за хімічними формулами й рівняннями реакцій (тема ОПХ)

Задача 1. Густина парів А за повітрям дорівнює 2,14. Із скількох атомів складається молекула А. Дано: Молекула А складається з атомів фосфору. Один атом фосфору має масу – 31 а.о.м., отже, до складу молекули А входить 62,06 а.о.м. : 31 а.о.м. = 2 атоми Р.

24

Слайд 24

Задача 2. Розрахувати масові частки кожного із елементів у сполуці А.

25

Последний слайд презентации

Похожие презентации

Ничего не найдено