Презентация на тему "Электрон"

Содержание

• 
  Слайд 1
  

  ПЗ и ПС Д.И. Менделеева в свете квантово-механической теории строения атома. Современные представления о природе химической связи и строении молекул. pptcloud.ru

• 
  Слайд 2
  

  1. Современная модель строения атома. 2. Характеристика энергии электрона и пространственное распределение вероятности его нахождения в атоме системой квантовых чисел. 3. Электронные конфигурации атомов. 4. ПЗ Д.И. Менделеева. 5. Теории химической связи ( МВС и ММО).

• 
  Слайд 3
  

  - 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?

• 
  Слайд 4
  

  В 1808 г. английский химик Дальтон сформулировал атомистическую теорию. «Все вещества состоят из атомов, мельчайших неделимых частиц, которые не могут быть ни созданы, ни уничтожены». ~1900 г Фотоэффект- испускание электронов металлами и полупроводниками при их освещении. (Столетов А.Г. 1889г.) Радиоактивность– самопроизвольный распад атомов, сопровождающийся испусканием различных частиц. (А. Беккерель, 1896 г.)

• 
  Слайд 5
  

  Как устроен атом? 1911 г.Э. Резерфорд Подобную модель называют ядерной или планетарной. Ядро (1,67 •10-27кг) Электрон ( в 1867 раз легче ядра, v =108м/с)

• 
  Слайд 6
  

  В 1913 гНильс Бор (Дания) 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.

• 
  Слайд 7
  

  В 1924 г французский учёный Луи де Бройль высказал предположение о двойственной природе материальных частиц, в частности электрона. В 1926 гЭ. Шредингер теорию движения микрочастиц – квантовая (волновую) механику создание современной квантово-механической модели строения атома. Эта модель не наглядная ! ( очень условное изображение) λ=10-8 см

• 
  Слайд 8
  

  1. 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.

• 
  Слайд 9
  

  …электронным облаком. … атомной орбиталью (АО) (или электронной плотностью). Термин "орбита" (из модели Бора) в волновой модели теперь полностью уступил место термину "орбиталь". Орбиталь имеет чисто вероятностный смысл и её просят не путать с орбитой, т.е. траекторией движения электрона. «Неужели действительно были такие идиоты, которые думали, что электрон вращается по орбите?» Н. Бор

• 
  Слайд 10
  

  Э. Шредингер рассматривая волновое поведение движущегося электрона в атоме применил математический аппарат, описывающий движение волны в трехмерном пространстве - уравнение Шредингера. Решение этого уравнения, т.е. математическое описание орбитали (указание трех пространственных координат), возможно лишь при определенных значениях набора трех целых чисел n, l, ml, которые называют квантовыми. Комбинация чисел n, l, и ml не одна, поэтому и решений уравнения Шредингера тоже несколько. Т.о, квантовые числа n, l, и ml (точнее их приемлемые комбинации) определяют геометрические особенности электронной плотности (АО).

• 
  Слайд 11
  

  Уравнение Шредингера Очень сложный математический аппарат!

• 
  Слайд 12
  

  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.

• 
  Слайд 13
  

  Главное квантовое числоn– определяет… Принимает целочисленные значения от 1 до ∞. Чем ↑n , тем ↑ энергией обладает электрон, и тем слабее он связан с ядром….. …можно говорить о существовании в атоме энергетических уровней (электронных слоев или оболочек), отвечающих определенным значениям главного квантового числа - n. Характеризует..

• 
  Слайд 14
  

  Побочное (орбитальное) квантовое числоl – определяет … сложн. сложн. Форма орбитали g f d p s Буквенное обозначение подуровня 4 3 2 1 0 l Характеризует… Принимает целочисленные знач. от 0 до (n-1)

• 
  Слайд 15
  

  Число подуровней, на которые расщепляется энергетический уровень равно номеру уровня. Например, Т.о., энергетический подуровень – это совокупность электронных состояний, характеризующихся определенным набором квантовых чисел n и l.

• 
  Слайд 16
  

  Магнитное квантовое число ml– определяет… Оно принимает все целочисленные значения от – lдо + l. Например, при l=0 ml= 0; при l=1 ml = -1; 0 ; +1; при l=2 ml= -2; -1; 0 ; +1; +2; Любому значению lсоответствует (2l+1) возможных расположений электронного облака данного типа в пространстве. Характеризует..

• 
  Слайд 17
  

  Следовательно, можно сказать, что число значений ml указывает на число орбиталей с данным значением l. s-cостоянию соответствует одна орбиталь, p-состоянию – три, d-состоянию – пять, f-состоянию – семь и т.д. Число орбиталей на подуровне равно(2l+1), а общее число орбиталей на энергетическом уровне равно n2. Все орбитали, принадлежащие одному подуровню данного энергетического уровня, имеют одинаковую энергию в отсутствии магнитного поля (вырожденные).

• 
  Слайд 18
  

  сложные структуры -3;-2;-1;0; +1;+2;+3 3 (f) сложные структуры -2;-1; 0; +1;+2 2 (d) -1 0 +1 1 (p) 0 0 (s) Направление в пространстве Число АО на подуровне = = (2l+1) ml l

• 
  Слайд 19
  

  3 (f) 2 (d) 1 (p) 0 (s) l -3;-2;-1;0; +1;+2;+3 -2;-1; 0; +1;+2 -1 0 +1 0 ml Число АО на подуровне = = (2l+1) сложные структуры сложные структуры Направление в пространстве

• 
  Слайд 20
  

  Состояние электрона в атоме, характеризующееся определенными значениями чисел n, l,mlназывается атомной орбиталью.

• 
  Слайд 21
  

  Спиновое квантовое числоs. характеризует собственный механический момент электрона, связанный с вращением его вокруг своей оси - по часовой стрелке и против часовой стрелки. Спиновое квантовое число может принимать, следовательно, только два значения и в квантовой механике они приняты такими: s = +1/2 и s = -1/2. На самом деле …

• 
  Слайд 22
  

  Общая характеристика состояния электрона в многоэлектронном атоме определяется принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми. На одной орбитали могут находиться не более двух электронов, отличающихся друг от друга спинами. Максимальная емкость энергетического подуровня – 2(2+l ) электронов, а уровня – 2n2.

• 
  Слайд 23
  

  Электронные конфигурации атомов Это … - Принцип min энергии Этот принцип подтверждается двумя правилами Клечковского: 1. 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

• 
  Слайд 24
  

  Может быть заполнение электронами энергетических уровней и подуровней идет в следующем порядке: …3s3p3d4s4p… (3+0) (3+1) (3+2) (4+0) (4+1) 3 4 5 4 5 применяем второе правило К. …3s3p4s3d4p… Увеличение Е

• 
  Слайд 25
  

  Последовательность заполнения электронами уровней и подуровней: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2 5d14f145d2-106p67s26d15f146d2-107p6… Не вдаваясь в детали: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2 4f145d106p67s25f146d107p6…

• 
  Слайд 26
  

  При наличии однотипных орбиталей их заполнение происходит в соответствии с правилом Хунда: в пределах энергетического подуровня электроны располагаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Например, 2 p 2 1 2 1 2 1 2 1 = + ч ш ц з и ж - + 2 p 2 1 2 1 2 1 2 1 = + ч ш ц з и ж - + 2 p 2 3 2 1 2 1 2 1 = + + 2 p 2 1 2 1 2 1 2 1 = ч ш ц з и ж - + + 2 p 2 1 2 1 2 1 2 1 - = ч ш ц з и ж - + + ч ш ц з и ж - max суммарныйспин

• 
  Слайд 27
  

  «Проскок» электрона» Установлено, что уd-орбиталейособо устойчивыми конфигурациями являются d5 и d10 , а у f-орбиталей f7 и f14. Всвязи с этим в основном состоянии атома наблюдается проскок электрона с ns-подуровня на (n-1)d-подуровень: Сr: ….3d44s2 – неправильно Сr: ….3d54s1 – правильно

• 
  Слайд 28
  

  Периодический закон Д.И. Менделеева. Открыт в 1869 г. великим русским ученым Д.М. Менделеевым. “Свойства элементов и свойства образуемых ими простых и сложных соединений стоят в периодической зависимости от их атомного веса”. Это определение немного ошибочно. Современная формулировка ПЗ гласит: 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.

• 
  Слайд 29
  

  Периодом в ПС называется -… …от ns1 до ns2p6 (кроме первого периода). Элементы –аналоги, т.е. расположенные в одной подгруппе ПС, имеют одинаковое строение внешних электронных оболочек атомов при различных значениях n и поэтому проявляют сходные химические свойства.

• 
  Слайд 30
  

  Периодически меняющиеся свойства атомов Атомные и ионные радиусы 2. Энергия ионизации 3. Сродство к электрону 4. Электроотрицательность

• 
  Слайд 31
  

  эффективные атомные радиусы, кот. Рассчитывают… Абсолютные атомные радиусы… уменьшение увеличение при этом в группах А такое увеличение происходит в большей степени, чем в группах В.

• 
  Слайд 32
  

  2. Энергия ионизации (Еион) [кДж/моль] или [эВ/атом](1эВ/атом= 100 кДж/моль. ) – это … Характер изменения в периодах одинаков:

• 
  Слайд 33
  

  Энергии ионизации атомов элементов 2-го и 3-го периодов Увеличивается немонотонно уменьшение

• 
  Слайд 34
  

  1 2 3 4 5 6 8 7 0 500 1000 1500 2000 I,кДж/моль Na Li Be Mg B Al C Si P N O S F Cl Ne Ar Энергии ионизации элементов II-гои III-го периодов

• 
  Слайд 35
  

  Анализ изменения ПИ позволяет сделать некоторые выводы: 1. В периодах ПИ ↑, что вызвано сжатием электронной оболочки вследствие увеличения эфф. заряда ядра. 2. Неравномерность в изменении ПИ ….. …ПИ (В2s22p1)

• 
  Слайд 36
  

  2. Сродство к электрону (Еср.) [кДж/моль] или [эВ/атом] - это … Характер изменения в периодах одинаков:

• 
  Слайд 37
  

  Сродство к электрону атомов элементов 2-го и 3-го периодов

• 
  Слайд 38
  

  100 200 300 400 -100 -200 1 2 3 4 5 6 7 8 Li Na Be Mg B Al Si C P N O S Cl F Ne Ar группа Еср,кДж/моль II период III период

• 
  Слайд 39
  

  Анализ изменения СЭ позволяет сделать некоторые выводы: 1. Min (отрицательное) СЭ наблюдается у атомов, имеющих завершенные ns2 иns2np6подуровни. 2. Незначительно СЭ у атомов с конфигурацией np3(устойчивый наполовину заполненный подуровень) 3. Мах СЭ обладают атомы 7(А) группы – ns2np5

• 
  Слайд 40
  

  3. Электроотрицательность () [кДж/моль] или [эВ/атом] – характеризует … χ Li= ½ (500+60) = 280 кДж/моль χ F= ½ (1700+310) = 1005 кДж/моль По Полингу χ Li условно принята за 1, тогда χ F = 1005 /280 = 3,6 . Т.о. получается безразмерная величина - относительная электроотрицательность (ОЭО).

• 
  Слайд 41
  

  увеличение уменьшение ОЭО элементов по Л.Полингу