Презентация на тему "Тема 2. Строение атома"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Тема 2. Строение атома

  2.1. История развития представлений о строении атома

• 
  Слайд 2

  Демокрит(460 - 379 г до н.э.)

  Создал атомистическую теорию строения вещества Создал материалистическую теорию восприятия человеком вселенной Создал гипотезу о происхождении культуры, ремесел, искусств и языка

• 
  Слайд 3

  Дж. Дальтон(1766-1844)

  Открыл закон парциальных давлений газов Открыл закон кратных отношений Составил первую таблицу относительных атомных масс Создал одну из первых систем символов химических элементов Автор монографии «Новая система химической философии», в которой развита атомистическая теория строения вещества

• 
  Слайд 4

  Атомистическая теория строения вещества Дальтона

  Все вещества состоят из атомов, мельчайших частиц вещества, неделимых и неразрушимых. Все атомы данного элемента иде-нтичны как по весу, так и по хими-ческим свойствам. Атомы различ-ных веществ различны по весу и свойствам. Элемент 1 Элемент 1 Атомы различных элементов могут соединяться в простых целочисленных отношениях, образуя соединения В химических реакциях ато-мы не исчезают и не изменя-ются Соединение 1 Соединение 2

• 
  Слайд 5
  

  2.2.Природа электрона, протона, нейтрона. Модели атома Томпсона, Резерфорда,Бора

  Электрон - это материальный объект, обладающий свойствами частицы и волны. Как частица электрон обладает массой, зарядом, скоростью: me- = 1/1836 а.е.м. qe- = -1,6.10-19 Кулон, (-1) V = 3.108 м/сек Как волна электрон обладает частотой и длиной волны: λ = 2,4.10-10 м

• 
  Слайд 6
  

  1813 - 1834 г. Г.Дэви и М.Фарадей открыли явление электроли-тической диссоциации

  NaCl = Na+ + Cl- + Раствор хлорида натрия + + - - - + - Катод Анод + 1778-1829 1791-1867

• 
  Слайд 7
  

  В 1903 г. Дж.Томсон предложил одну из первых моделей строения атома, получившую название «булочки с изюмом»

  По Томсону атом пред-ставлял собой «море положительного электри-чества» с колеблющими-ся в нем электронами. Суммарный отрицатель-ный заряд электронов атома приравнивался суммарному положитель-ному заряду. + - - - - - - - - - 1856 -1940

• 
  Слайд 8
  

  В 1886 г. Э.Гольдштейн впервые регистрирует поток положительно заряженных лучей в вакуумной трубке

  Протон - материальный объект со следующими характеристиками: mp = 1 а.е.м. qp = +1,6.10-19 Кулон, (+1) Нейтрон - материальный объект со следующими характеристиками: mn= 1 а.е.м. qn = 0 Кулон.

• 
  Слайд 9

  В 1911 г. Эрнст Резерфорд предложил первую планетарную модель атома

  По Резерфорду атом состоит из небольшого поло-жительно заря-женного ядра , в котором сосредо-точена вся масса атома и окружа-ющего его элек-тронного облака, радиус которого в 100000 раз превы-шает радиус ядра. 1871-1937 Золотая фольга Экран с покрытием из сульфида цинка Прошедший луч α-частиц с незначит- ельной долей откло- нившихся частиц Источник α-частиц Свинцовый экран Некоторые α-частицы Отклонились на боль- шой угол Диафрагма

• 
  Слайд 10
  

  Величина заряда ядра получила название порядкового номера элемента. Атомы одного элемента с разным количеством нейтронов имеют разную массу и называются изотопами. Ядро атома – это центральная его часть, которая имеет положительный заряд, равный порядковому номеру элемента, и массу, практически равную массе атома элемента. Масса ядра равна сумме масс протонов и нейтронов, входящих в его состав.

• 
  Слайд 11
  

  В 1913 г. Н.Бор предложил модель атома, учитывающую дискретность спектров излучения водорода.

  1. Из бесконечного чис-ла орбит , возможных с точки зрения класси-ческой механики, до-пустимы лишь опреде-ленные дискретные орбиты, по которым электрон движется, не испуская и не поглощая энергию. 2. При переходе с одной такой орбиты на другую электрон приобретает или теряет энергию только целочисленными квантами: E2 –E1 = h 1885-1963

• 
  Слайд 12
  

  2.3. Современная квантово-механическая модель атома. Положение электрона в атоме.

  В качестве модели состояния электрона в атоме принято представление об электрон-ном облаке, плотность соот-ветствующих участков кото-рого пропорциональна веро-ятности нахождения там элек-трона. Область максимальной вероятности пребывания электрона в атоме называ-ется орбиталью.

• 
  Слайд 13
  

  В 1926 г. Шредингер предложил математическую модель , описывающую положение электронов в атоме.

  d2ψ/dx 2 + d2ψ/dy 2 + d2ψ/dz 2 + (8πme/h)[E-V(x,y,z)] V(x,y,z) = 0 Каждому решению уравнения Шредингера отвечает одна электронная орбиталь, которая определяет энергию и распределение электрона в пространстве. Для решения уравнения Шредингера приходится ввести три постоянные: n, l и m, которые получили название квантовых чисел. Каждому набору квантовых чисел соответствует одно решение уравнения Шредингера и соответственно одна орбиталь.

• 
  Слайд 14

  Энергетическая диаграмма электронов в атоме

  и так далее n –главное квантовое число; в основном характеризует Энергетический уровень электрона в атоме. Принимает положительные целочисленные значения от 1 до беско- нечности. Число заполняемых энергетических уровней в атоме численно равно номеру периода, в котором находится элемент n = 1 n = 2 n = 3 n = 4 n = 5 1s 2s 2p 3p 3s 3d 4p 4s 4d 4f Е

• 
  Слайд 15
  

  l– орбитальное квантовое число, определяет форму электронного облака. Принимает значения положительных целых чисел от 0 до n-1.

  l=0 (S-орбиталь) l=1 (р-орбитали) l=2 (d-орбитали) Различные значения l характеризуют энергетические подуровни в пределах каждого энергетического уровня. Энергия s-, p-, d- и f-подуровней последовательно возрастает l=3 (f-орбитали)

• 
  Слайд 16
  

  m – магнитное квантовое число, характеризует разрешенные ориентации электронного облака в пространстве (его положение). Принимает целочисленные значения в пределах от –l до +l включительно.

  l=0, m = 0 s-орбиталей -1на каждом уровне l=1, m = -1, 0, +1 р-орбиталей - 3 на каждом уровне l=2, m = -2, -1,0, +1, +2, d-орбиталей -5 на каждом уровне l=3, m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, f-орбиталей -7 на каждом уровне

• 
  Слайд 17
  

  s- спиновое квантовое число. При каждом заданном значении mспиновое квантовое число имеет всего два разрешенных значения: + ½ и - ½. Оно указывает, что электрон, находящийся на какой-либо орбитали, может характеризоваться одним из двух противоположных направлений вращения вокруг собственной оси.

• 
  Слайд 18

  Принципы построения электронных орбиталей

  Принцип запрета Паули:в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором всех четырех квантовых чисел Е n = 1 n = 2 n = 3 n = 4 n = 5 1s 2s 2p 3p 3s 3d 4s 4p 4d 4f 1-ый уровень: 2е- 2-ой уровень: 8 е- 3-ий уровень: 18 е- 4-ый уровень: 32е- N = 2n2

• 
  Слайд 19
  

  n l m s Число состояний электрона в подуровне Емкость подуровня Обозначение Общее число электронов в уровне 1 0 0 +½,-½ 2 2 1s2 2 2 0 1 0 -1,0,+1 +½,-½ +½,-½ 2 6 2 6 2s2 2p6 8 3 0 1 2 0 -1,0,+1 -2,-,0,+1,+2 +½,-½ +½,-½ +½,-½ 2 6 10 2 6 10 3s2 3p6 3d10 18 4 0 1 2 3 0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 -3 …….+3 +½,-½ +½,-½ +½,-½ +½,-½ 2 6 10 14 2 6 10 14 4s2 4p6 4 d10 4f14 32

• 
  Слайд 20
  

  Принцип минимальной энергии:орбитали заполняются электронами в порядке возрастания энергии

  Правила Клечковского: 1. Атомные орбитали заполняются электронами в порядке последовательного увеличения суммы n+l 2. При одинаковом значении этой суммы заполнение отдельных подуровней происходит от меньшего значения n к большему ( в порядке последовательного возрастания n). 4s→3d→4p→5s→4d 3d 4s 4p 4d 5s 3 4 4 4 5 2 0 1 2 0 5 4 5 6 5

• 
  Слайд 21
  

  Принцип максимальной мультиплетности (правило Гунда): устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов на одинаковых орбиталях, при котором абсолютное значение суммы спиновых квантовых чисел максимально

  Σ|s| = | ½ + ½ + ½| = 1 ½ Σ|s| = | -½ +½ - ½| = ½ Σ|s| = | ½ + ½ - ½| = ½

• 
  Слайд 22
  

  Дифференцирующим называется электрон, который отличает электронную оболочку данного элемента от электронной оболочки предыдущего элемента в таблице Менделеева

  1-ый период Водород Н Гелий He 1s1 1s2

• 
  Слайд 23

  2-ой период

  Литий Li 1s22s1 1s 2s Берилий Be 1s22s2 1s 2s Бор B 1s22s22p1 1s 2s 2р Углерод С 1s22s22p2 1s 2s 2р

• 
  Слайд 24
  

  Азот N 1s22s22p3 1s 2s 2р Кислород О 1s22s22p4 1s 2s 2р Фтор F 1s22s22p5 2s 2р 1s Неон 1s22s22p6 1s 2s 2р

• 
  Слайд 25
  

  Если дифференцирующий электрон находится на s-подуровне, то соот-ветствующие элементы называются s-элементами, если на р-подуровне. – р-элементами, если на d-подуровне – d- элементами, если на f-подуровне, - f – элементами.

  - s-элементы, - р-элементы, - d- элементы, - f – элементы