Презентация на тему "Строение атомов"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Общая химияЛектор – Голушкова Евгения Борисовна

  Лекция 2 – Строение атомов

• 
  Слайд 2
  

  План лекции 1. Экспериментальная основа теории 2. Корпускулярно-волновое описание электрона 3. Квантовые числа 4. Принципы построения и способы изображения электронных структур 5. Строение атома и периодическая система элементов

• 
  Слайд 3

  Атом

  Устойчивая микросистема элементарных частиц, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов, движущихся в околоядерном пространстве

• 
  Слайд 4
  

  Ядро атома состоит из протонов и нейтронов Число протонов в ядре равно атомному номеру элемента и числу электронов в атоме Атом - электронейтрален

• 
  Слайд 5

  Свойства элементарных частиц

  Частица поло- заряд масса жение (у.е.) Протон (p) ядро +1 1,00728 Нейтрон (n) ядро 0 1,00867 Позитрон (е) ядро +1 0,00055 Электрон(е) обо- -1 0,00055 лочка

• 
  Слайд 6
  

  A = Z + N A – массовое число атома Z – заряд ядра (число протонов) N – число нейтронов Э А Z

• 
  Слайд 7

  ИЗОТОПЫ ХЛОРА

• 
  Слайд 8
  

  Cамостоятельно: Радиоактивные превращения химических элементов Н.С.Ахметов «Общая и неорг. химия» стр.9 - 16

• 
  Слайд 9

  Экспериментальные основы

  Спектральный анализ, спектры (Г. Кирхгоф, 1859; Дж.Бальмер, 1885, И.Ридберг) Периодический закон (Д.Менделеев 1869) Фотоэффект (А. Столетов, 1888) Катодные лучи (Ж. Перрен, 1895) Рентгеновские лучи (В.Рентген 1895) Радиоактивность (А. Беккерель, 1896) Открытие электрона (Дж. Томпсон, 1897)

• 
  Слайд 10

  Модели атома

  Резерфорд Нильс Бор Квантовая модель

• 
  Слайд 11

  Исследования Резерфорда

• 
  Слайд 12

  Принцип квантования

  (М. Планк, 1900) атомы излучают энергию порциями, кратными некоторой минимальной величине - кванту, фотону - h h= 6,626•10-34(Дж•c)–пост. Планка Е = h =c

• 
  Слайд 13

  Принцип корпускулярно-волнового дуализма

  При движении электронов проявляются их волновые свойства При взаимодействии с веществом – корпускулярные волновые и корпускулярные свойства присущи электронамодновременно (Л.Де-Бройль)

• 
  Слайд 14

  Принцип неопределенности(В. Гейзенберг, 1925)

  Движение электрона в атоме не может быть описано определённой траекторией Положение и скорость движения электрона в атоме можно найти лишь с определенной долей точности

• 
  Слайд 15

  Волновое движение электрона

  Для струны: Ψ = А·Sin n(π/a)x n – квантовое число а – длинна струны х – координата точки на струне А – максимальная амплитуда колебаний

• 
  Слайд 16

  Квантовые представления

  Положение электрона характеризуется вероятностью пребывания частицы в конкретной области пространства Область наиболее вероятного пребывания электрона в атоме называют атомной орбиталью - АО Вероятность обнаружения электрона определяется квадратом волновой функцией -2

• 
  Слайд 17
  

  Вероятностная модель

• 
  Слайд 18
  

  Орбитальdz2

• 
  Слайд 19

  Уравнение Шредингера -уравнение трехмерной волны

  НΨ = Е·Ψ В волновой теории движение эл-на представ-ся в виде стоячей волны, для которой характерен набор колебаний с длинами волн: , /2, /3, ....... /n; т.е. движение характеризуется квант. числом - n

• 
  Слайд 20

  Квантовые числа

  Уравнение Шредингера - трехмерно. Соответственно - три набора квантовых чисел. Каждой координате свое квантовое число. Размер, энергия, форма и ориентация электронного облака изменяются в атоме скачками (квантами)

• 
  Слайд 21

  Главное квантовое число(n)

  n- 1,2,3,…, определяет энергию электрона в атоме Энергетический уровень - состояние электронов в атоме с тем или иным значением n Основное состояние атома - min энергия электронов Возбужденное состояние – более высокие значения энергии электронов

• 
  Слайд 22
  

  Орбитальное квантовое число(l)харак-ет форму электронного облака l= 0, 1, 2, 3….n-1 Подуровень:s, p, d, f, g, h Т.е. энерг-кий уровень (n)содержит совокупность энерг-ких подуровней, отличающихся по энергиям (в многоэлектронном атоме)

• 
  Слайд 23

  Типы и формы атомных орбиталей

  S Px,Py,Pz dxz,dxy,dz2 dx2-y2,dyz

• 
  Слайд 24
  

  Магнитное квантовое число(ml)характеризует ориентацию электронных облаков в пространстве ml меняется от –l до +l, а всего  =2l + 1 значений Например: l= 0(s); ml = 0 l = 1(p); ml = 0, +1, -1

• 
  Слайд 25
  

  Спиновое квантовое число (ms) характеризует собственный магнитный момент электрона, который или совпадает с ориентацией орбитального момента, или направлен в противоположную сторону. ms имеет значения: +1/2 или -1/2

• 
  Слайд 26

  Атомная орбиталь (АО)

  это состояние электрона в атоме, которое описывается волновой функцией с набором из трех квантовых чисел n, l, ml Условное изображение АО АО обозначают с помощью кв. чисел Например: 1s (n = 1, l = 0, ml = 0) 2p (n = 2, l= 1, ml = -1, 0, +1)

• 
  Слайд 27

  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 Правила Гунда: (1) на одном подуровне сумма спинов электронов максимальна, (2) сумма магнитных кв-х чисел максимальна.

• 
  Слайд 28

  Правила Клечковского

  Ниже по энергии находится та орбиталь для которой сумма (n + l) минимальна Если сумма (n + l) для двух подуровней одинакова , то сначала эл-ны заполняют АО с меньшим n

• 
  Слайд 29

  Графическое правилоКлечковского

• 
  Слайд 30

  Последовательность заполнения АО по правилам Клечковского

  1sι2s2pι3s3pι4s3d4pι5s4d5pι6s4f5d6pι7s5f6d7p

• 
  Слайд 31

  Способы изображения электронных структур

  Электронная формула Графическая структура Энергетическая диаграмма

• 
  Слайд 32

  Примеры электронных структур

  Полная электронная формула Se - 1s22s22p63s23p64s23d104p4 Краткая формула Se - 4s24p4 Электроно-графическая формула Ti p d S 4 3 2 1

• 
  Слайд 33

  Энергетическая диаграммаванадия

  Е 5 4 3 2 1 S p d f

• 
  Слайд 34
  

  Maксимальнаяемкость подуровня: 2(2l+1)e Максимальная емкость уровня: 2n2е

• 
  Слайд 35

  Проскок электрона

  Пример: z = 24; Cr Ожидаемая:1s22s22p63s23p64s23d4 Действительная:1s22s22p63s23p64s13d5

• 
  Слайд 36

  Электронные конфигурации с повышенной устойчивостью

  p6 d10f14 p3 d5f7

• 
  Слайд 37

  Периодическая система элементов Д.И.Менделеева (1869г.)

  Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от их атомных весов

• 
  Слайд 38

  Неясные моменты

  В чем причина периодичности? Почему элементы одной группы имеют одинаковую валентность и образуют одинаковые соединения? Почему число элементов в периодах не одинаковое? Почему в ПС расположение элементов не всегда соответствует возрастанию атомной массы (Аr – К, Co – Ni, Te – I)?

• 
  Слайд 39

  Периодический закон

  Свойства элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от заряда ядер их атомов

• 
  Слайд 40

  Причина периодичности

  Определенная последовательность формирования электронных оболочек (принципы и правила Паули, Хунда, Клечковского) Периодическое повторениесходных электронных слоёв и их усложнение при увеличении гл. кв. числа: периоды начинаются s-элементами, а заканчиваются р-элементами

• 
  Слайд 41

  Короткие периоды

  1 период (n=1): (2n2) 2 элемента (1s2) 2 период (n=2): (2n2) 8 элементов (2s22p6) 3 период (n=3): (2n2 – 2*5) 8 элементов (3s23p6)

• 
  Слайд 42

  Длинные периоды

  4 период (n=4): (2n2 -2*7) 18 элементов (4s23d104p6) 5 период (n=5): (2n2 -2(7 + 9)) 18 элементов (5s24d105p6) 6 период (n=6): (2n2 -2(9 + 11)) 32 элемента (6s24f145d106p6) 7 период (n=7): (2n2 -2(9 + 11 + 13)) 32 элемента (7s25f146d107p6), незавершенный

• 
  Слайд 43
  

  Период - горизонтальная последовательность эл-тов, атомы которых имеют равное число энергетических уровней, частично или полностью заполненных электронами

• 
  Слайд 44
  

  Группа - вертикальная последовательность элементов с однотипной электроной конфигурацией атомов, равным числом внешних эл-нов, одинаковой max валентностью и похожими химическими свойствами

• 
  Слайд 45
  
• 
  Слайд 46

  Периодичность свойств элементов

  атомные и ионные радиусы энергия ионизации сродство к электрону электроотрицательность валентность элементов

• 
  Слайд 47

  Периодичность свойств простых веществ и соединений

  температура плавления и кипения длина химической связи энергия химической связи электродные потенциалы стандартные энтальпии образования веществ энтропии веществ и т.д.

• 
  Слайд 48

  Атомные и ионные радиусы химических элементов

  Орбитальный радиус атома (иона) – это расстояние от ядра до максимума электронной плотности наиболее удаленной орбитали этого атома

• 
  Слайд 49
  

  Радиус ум-ся р а с т е т

• 
  Слайд 50

  Радиусы катионов и анионов

  Превращение атома в катион - резкое ум-ие орбитального радиуса Превращение атома в анион почти не изменяет орбитального радиуса Rкат

• 
  Слайд 51

  Зависимость орбитального радиуса атомов от атомного номера элементов

• 
  Слайд 52

  Зависимость эффективного радиуса атомов от атомного номера элементов

• 
  Слайд 53
  

  Эффективные радиусы атомов и ионов определяют по межъядерным расст-ям в молекулах и кристаллах, предполагая, что атомы – несжимаемые шары

• 
  Слайд 54
  

  Ковалентные радиусы - это эффективные радиусы, определяемые по межъядерным расстояниям в ковалентных молекулах Металлические радиусы - это эффективные радиусы в металлах Ионные радиусы – это эффективные радиусы в ионах

• 
  Слайд 55

  Энергия и потенциал ионизации атомов

  Энергия ионизации– этоэнергия, необходимая для отрыва электрона от атома и превращение атома в положительно заряженный ион Э – е = Э+, Еион[кДж/моль] Ионизационный потенциал – это разность потенциалов, при которой происходит ионизация J[эВ/атом]; Еион= 96,5•J

• 
  Слайд 56

  1-й, 2-й, ….i потенциал ионизации

  Энергия отрыва каждого последующего электрона больше, чем предыдущего J1

• 
  Слайд 57

  Периодичность изменения J

  Элемент J1 J2 J3 J4 Li5,39 75,6122,4 – Be9,3218,2158,3 217,7 B8,30 25,1 37,9 259,3 C 11,26 24,4 47,9 64,5 N14,53 29,6 47,5 77,4

• 
  Слайд 58
  
• 
  Слайд 59

  Сродство к электрону

  это энергия, выделяющаяся или поглощающаяся при захвате электрона атомом или энергия, необходимая для присоединения электрона к атому: Э + е = Э-, F[кДж/моль]

• 
  Слайд 60

  Периодичность изменения F для элементов первых 3-х периодов

• 
  Слайд 61

  Электроотрицательность

  - свойство атома притягивать электроны от других атомов, с которыми он образует химическую связь в соединениях Электроотрицательность определяли Полинг, Малликен и др. ученые Электроотрицательность выражается в относительных условных единицах

• 
  Слайд 62

  Электроотрицательность элементов первых 3-х периодов

• 
  Слайд 63

  Валентность

  Валентность определяется электронами внешнего уровня, поэтому высшая валентность элементов главных подгрупп равна номеру группы

• 
  Слайд 64

  Зависимость валентности от атомного номера элемента

• 
  Слайд 65

  Периодические свойства соединений

  основно-кислотные свойства оксидов и гидроксидов: в периодах ум-ся основные свойства, но ув-ся кислотные свойства этих соединений в группах основные свойства ув-ся, а кислотные ум-ся

• 
  Слайд 66

  Периодичность кислотно-основных свойств

  Группа s-эл-ты H p-эл-ты Основ.d-эл-тыКислотные Основые оксидыкисл.-осн. св-ваоксиды для свойства зависят от с.о.неметалл ув-ся f- эл-ты - преимущественно основные

• 
  Слайд 67

  Кислотно-основные свойства

  с. о. кислотные свойства MnOMn2O3MnO2MnO3 Mn2O7 осн.слабо осн.амфот.кисл. кисл.

• 
  Слайд 68
  

  По периоду: (-) значения Gрo кислотные св-ва оксидов Na2O + Al2O3 = 2NaAlO2Goр= -175 kJ Na2O + SiO2 = Na2SiO3 Goр= -197 kJ Na2O + 1/3P2O5 = 2/3Na3PO4 Goр= -371 kJ Na2O + SO3 = Na2SO4 Goр= -522 kJ Na2O + Cl2O7 = 2NaClO4Goр= -587kJ

• 
  Слайд 69
  

  Окислительная способность простых веществ и однотипных соединений: в периодах увеличивается в группах уменьшается

• 
  Слайд 70
  

  термическая устойчивость однотипных солей в периодах уменьшается и возрастает их склонность к гидролизу в группах увеличивается

• 
  Слайд 71

  Периодичность окислительно-восстановительных свойств простых веществ

  s–элементыp-элементы Металлы,d-элементыЭл.отрицательность сильныеМеталлы,и окисл. спос-ть вос-лислаб. вос-лиувеличивается (пр., Na (пр., Fe вос-ся Ca вос-ся хол.водян.паром) Галогены - H2O до H2окислители H

• 
  Слайд 72
  

  Периодическими являются многие другие свойства соединений: энергия хим. связи, энтальпия, энергия Гиббса образования и др. Место химического элемента в ПС определяет его свойства и свойства его многих соединений