Презентация на тему "Строение атома"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Вводная лекция

  Строение атома

• 
  Слайд 2

  История развития

• 
  Слайд 3
  
• 
  Слайд 4
  
• 
  Слайд 5
  
• 
  Слайд 6

  Опыт Уильяма Крукса (1895 г)

  + - Колба (воздух откачен до 1 мм рт.ст.) 10 -4атм Пластина отражает рентгеновское излучение Часть «-» заряда, попадая на «+» электрод начинает светиться Открытие электрона

• 
  Слайд 7
  

  + - Н2 Колба заполнена водородом нашли отношение z/m Открытие протона H+ + - от экрана идут γ-лучи экран

• 
  Слайд 8

  1896 г. – Беккерель

  Изучая радиоактивность, выделил : α-ядра 4Не2+ β-электроны γ-кванты Атом перестал быть неделим

• 
  Слайд 9

  Первые модели строения атома

  Модель «сливового пудинга» Модель Томсона, 1904 г Атом «-», «+» заряды уравновешивают друг друга

• 
  Слайд 10

  Ядерная модель атома Резерфорда, 1911 г

  «+» заряженное ядро окружено облаком электронов

• 
  Слайд 11

  Планетарная модель атома, (Бор, 1911)

  Электроны движутся вокруг ядра по круговым орбитам Три постулата Бора: Электрон находится в атоме на стационарной орбите Электрон не излучает энергию Энергия излучается при переходе электрона с одной орбиты на другую

• 
  Слайд 12

  Гипотезы о движении электронов

  В. Гейзенберг (немецкий физик-теоретик)- матричная механика. Электрон – частица Э. Шрёдингер (австрийский физик-теоретик) – волновая механика. Электрон - волна Квантовомеханическая теория строения атома. Атом - система микрочастиц, не подчиняющихся законам классической механики.

• 
  Слайд 13

  Квантование энергии электрона в атоме

  Величины, принимающие определенные, дискретные значения (латинское "дискретус" - разделенный, прерывистый) – квантуются В 1900 г. М. Планк (немецкий физик) изучавший тепловое излучение твердых тел. Электромагнитное излучение испускается в виде отдельных порций - квантов - энергии.

• 
  Слайд 14

  1 квант энергии:

  ΔE = hν, ΔE - энергия кванта, Дж ν - частота, с-1 h - постоянная Планка (одна из фундаментальных постоянных природы), равная 6,626·10−34 Дж·с. Кванты энергии - фотоны Квантование энергии позволило объяснить происхождение линейчатых атомных спектров, состоящих из набора линий, объединенных в линии

• 
  Слайд 15
  

  1885 г. - И.Я. Бальмер (швейцарский физик и математик) - длины волн, соответствующие определенным линиям в спектре атомов водорода, можно выразить как ряд целых чисел.

  1 / λ = R(1 / n12 − 1 / n22), λ - длина волны, см; R - постоянная Ридберга для атома водорода равная 1,097373·105 см−1, n1 и n2 - целые числа, причем n1 < n2. Предложенное уравнение, позднее модифицировано шведским физиком Ю.Р. Ридбергом

• 
  Слайд 16

  Первая квантовая теория строения атома была предложена Н. Бором.

  в изолированном атоме электроны двигаются по круговым стационарным орбитам, находясь на которых, они не излучают и не поглощают энергию. Каждой такой орбите отвечает дискретное значение энергии. Переход электрона из одного стационарного состояния в другое сопровождается излучением кванта электромагнитного излучения, частота которого равна ν = ΔE / h, где ΔE - разность энергий начального и конечного состояний электрона, h - постоянная Планка.

• 
  Слайд 17
  

  Важный принцип квантовой механики – дискретность электрона Электроны в атоме могут иметь лишь строго определенные значения энергии. Электронам - разрешен переход с одного уровня энергии на другой, - запрещены промежуточные состояния.

• 
  Слайд 18

  Двойственная природа электрона

  В механике рассматривается 2 вида движения: движение тела с локализацией перемещающегося объекта в каждой точке траектории в определенный момент времени движение волны, делокализованной в пространстве среды Для микрообъектов такое разграничение движения невозможно. Эту особенность движения называют корпускулярно-волновым дуализмом.

• 
  Слайд 19
  

  В зависимости от того, какие свойства частиц изучаются, они проявляют либо одни, либо другие свойства. Корпускулярно-волновой дуализм (КВД) способность микрочастицы, обладающей массой, размерами и зарядом, одновременно проявлять и свойства, характерные для волн, например, способность к дифракции.

• 
  Слайд 20
  

  А. Эйнштейн – автор идеи КВД предложил рассматривать кванты электромагнитного излучения - фотоны - как движущиеся со скоростью света частицы, имеющие нулевую массу покоя. Их энергия равна где m - масса фотона, с - скорость света в вакууме, h - постоянная Планка, ν - частота излучения, λ - длина волны. E = mc2 = hν = hc / λ, где m - масса фотона, с - скорость света в вакууме, h - постоянная Планка, ν- частота излучения, λ- длина волны.

• 
  Слайд 21
  

  В 1924 г. французский физик Л. де Бройль корпускулярно-волновыми свойствами обладает не только фотон, но и любая другая частица, движущаяся со скоростью v. уравнение, связывающее скорость движения частицы с длиной волны производимого ей электромагнитного излучения λ = h / mv, где m - масса частицы, v - ее скорость, h - постоянная Планка; (уравнение де Бройля): величина λ получила название длины волны де-Бройля.

• 
  Слайд 22

  Соотношение неопределенностей Гейзенберга

  В 1927 г. немецкий физик-теоретик В. Гейзенберг сформулировал принцип неопределенности принципиальная невозможность одновременно точно определить положение микрочастицы в пространстве и ее импульс: Δpx· Δ x ≥ h / 2π, где Δpx= mΔvxx – неопределенность (ошибка в определении) импульса микрообъекта по координате х; Δx- неопределенность (ошибка в определении) положения микрообъекта по этой координате.

• 
  Слайд 23

  Выводы:

  Чем точнее определена скорость, тем меньше известно о местоположении частицы, и наоборот. Поэтому для микрочастицы становится неприемлемым понятие о траектории движения, поскольку оно связано с конкретными координатами и импульсом частицы. Можно лишь говорить о вероятности обнаружить ее какой-то областях пространства. Произошел переход от "орбит движения" электронов, введенных Бором, к понятию орбитали – области пространства, где вероятность пребывания электронов максимальна.

• 
  Слайд 24

  Уравнение Шрёдингера

  Волновое уравнение (1926 г.) - описание состояния электрона в атоме водорода. объединение математических выражений для колебательных процессов и уравнения де Бройля где Ψ - волновая функция (аналог амплитуды для волнового движения в классической механике), Ψ характеризует движение электрона в пространстве как волнообразное возмущение; x, y, z - координаты, m - масса покоя электрона, h - постоянная Планка, E - полная энергия электрона, Ep - потенциальная энергия электрона.

• 
  Слайд 25
  

  Решениями уравнения Шрёдингера являются волновые функции. Для одноэлектронной системы (атома водорода) выражение для потенциальной энергии электрона имеет простой вид: Ep = -e2 / r В этом случае уравнение Шрёдингера имеет точное решение. где e - заряд электрона, r - расстояние от электрона до ядра.

• 
  Слайд 26
  

  Для решения заменяют декартовы координаты x, y, z на сферические r, θ, φ.

  волновую функцию можно представить в виде произведения трех функций, каждая из которых содержит только одну переменную: ψ(x,y,z) = R(r) Θ(θ) Φ(φ) Функцию R(r) называют радиальной составляющей волновой функции, а Θ(θ) Φ(φ) - ее угловыми составляющими.

• 
  Слайд 27

  Квантовые числа

  главное n орбитальное l магнитное ml Функция Φ(φ) - от ml. Функция R(r) зависит от n и l Функция Θ(θ) - от l и ml

• 
  Слайд 28
  

  Атомная орбиталь - геометрический образ одноэлектронной волновой функции Орбиталь – область пространства вокруг ядра атома, в которой высока вероятность обнаружения электрона (обычно выбирают значение вероятности 90-95%). Контуры атомной орбитали графическое отображение волновой функции, полученной при решении волнового уравнения для одного электрона.

• 
  Слайд 29
  

  Чем больше значение n, тем выше энергия и больше размер орбитали. Главное квантовое число nхарактеризует энергию атомной орбитали. принимает любые положительные целочисленные значения. Уровни энергии с определенными значениями n иногда обозначают буквами K, L, M, N... (для n = 1, 2, 3, 4...). Каждому значению главного квантового числа отвечает определенное значение энергии электрона.

• 
  Слайд 30
  
• 
  Слайд 31
  

  Форма s-орбиталей сферическая, p-орбитали напоминают гантели, d- и f-орбитали имеют более сложную форму.

• 
  Слайд 32
  

  Магнитное квантовое число ml отвечает за ориентацию атомных орбиталей в пространстве. Для каждого значения l магнитное квантовое число ml может принимать целочисленные значения от −l до +l (всего 2l + 1 значений) Например, р-орбитали (l = 1) могут быть ориентированы тремя способами (ml = -1, 0, +1)

• 
  Слайд 33
  

  ms – спин электрона - одно из свойств (наряду с массой и зарядом) этой элементарной частицы. Электрон, занимающий определенную орбиталь характеризуется тремя квантовыми числами, описывающими эту орбиталь и четвертым квантовым числом (спиновым) ms,

• 
  Слайд 34
  

  Спин - собственный магнитный момент количества движения элементарной частицы. Спин электрона характеризуется спиновым квантовым числом ms, которое может быть равно +1/2 и −1/2

• 
  Слайд 35
  

  Совокупность состояний электрона в атоме с одним и тем же значением n называют энергетическим уровнем. Число уровней, на которых находятся электроны в основном состоянии атома, совпадает с номером периода, в котором располагается элемент Номера этих уровней обозначают цифрами: 1, 2, 3,... (реже - буквами K, L, M, ...)

• 
  Слайд 36
  

  характеризуется одними и теми же значениями квантовых чисел n и l Энергетический подуровень - совокупность энергетических состояний электрона в атоме, третий - три подуровня и так далее Подуровни обозначают буквами: s, p, d, f... Первый энергетический уровень имеет один подуровень, второй - два подуровня,

• 
  Слайд 37
  

  для многоэлектронных атомов для каждого энергетического уровня (при данном значении главного квантового числа n) происходит расщепление на подуровни Энергия электрона зависит уже не только от n, но и от орбитального квантового числа l. Она увеличивается в ряду s-, p-, d-, f-орбиталей

• 
  Слайд 38

  Принцип минимума энергии

  электроны занимают в первую очередь орбитали, имеющие наименьшую энергию определяет порядок заселения атомных орбиталей, имеющих различные энергии Энергия подуровней растет в ряду: 1s < 2s < 2 p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f 5d < 6p < 7s < 5f ≈ ≈ 6d...

• 
  Слайд 39
  

  Принцип Паули принцип запрета ограничивает число электронов, которые могут находиться на одной орбитали. Налюбой орбитали может находиться не более двух электронов в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа). Поэтому в атоме не должно быть двух электронов с одинаковыми четырьмя квантовыми числами (n, l, ml, ms).

• 
  Слайд 40
  

  Правило Гунда определяет порядок заселения электронами орбиталей, имеющих одинаковую энергию 1927 г. - на основе атомных спектров Последовательность заселения атомных орбиталей электронами

• 
  Слайд 41
  

  порядок заселения орбиталей электронами и построение электронной формулы любого элемента.

• 
  Слайд 42

  Электронная конфигурация атома

  Электронная формула атома Распределение электронов по орбиталям в основном (невозбужденном) состоянии атома и его ионов: 1s22s22p63s23p6... Число электронов на орбиталях подуровня указывается в верхнем индексе справа от буквы, например 3d5 - это 5 электронов на 3d-подуровне.

• 
  Слайд 43
  

  1s22s22p63s23p6 = [Ar] 1s2 = [He] 1s22s22p6 = [Ne] 1s22s22p63s23p5, или [Ne]3s23p5 электронная формула атома хлора За скобки вынесены валентные электроны, принимающие участие в образовании химических связей