Презентация на тему "Строение атома и его изучение"

Содержание

• 
  Слайд 1
  

  Лекция Строение атома Атом химического элемента состоит из «+» заряженного ядра и быстро движущихся на определенных расстояниях от него «-» заряженных электронов. Заряд электрона е =1,6·10―19 Кл; масса - mе=9,11·10-31 кг(~1/1840 массы атома Н).

• 
  Слайд 2
  

  Электроны, обладая свойствами волны и свойствами частицы, могут находится в любой части пространства вокруг ядра. Область пространства, для которой вероятность обнаружения электрона составляет 95%, называется атомной орбиталью.

• 
  Слайд 3
  

  Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов. Протон (р) – элементарная частица, обладающая «+» зарядом, равным заряду электрона. Нейтрон (N) – элементарная частица, не обладающая зарядом. Протоны и нейтроны - 2 различных (заряженное и незаряженное) состояния элементарной ядерной частицы нуклона.

• 
  Слайд 4
  

  Число протонов в ядре характеризует его заряд (Z). Общее число протонов и нейтронов называют массовым числом (А): А = р + N Энергия связи ядра - характеризует устойчивость ядер, чем больше энергия связи ядра, тем оно устойчивей.

• 
  Слайд 5
  

  Разновидности химического элемента, имеющие одинаковое число протонов, но разное число нейтронов, называют изотопами(греч. «изос» -одинаковый, «топос» - место). Изотопы имеют одинаковое строение электронных оболочек и одинаковые химические свойства, различаются они массовым числом.

• 
  Слайд 6
  

  Обозначение: верхний индекс – массовое число; нижний индекс – заряд ядра. 3517Cl 3717Cl

• 
  Слайд 7
  

  КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА Главное квантовое число (n) Определяет возможные энергетические состояния электрона в атоме. n = 1 ÷ ∞ Для реальных атомов: n =1, 2, 3, 4, 5, 6, 7

• 
  Слайд 8
  

  Наименьшей энергией электрон обладает при n =1, с увеличением n энергия электрона возрастает. Состояние электрона, которое характеризуется определенным значением главного квантового числа, называется энергетическим уровнем.

• 
  Слайд 9
  

  Определяет размер электронного облака (чем больше n, тем больше размер облака). Электроны, с одинаковым значением n, образуют в атоме электронные облака приблизительно одинакового размера.

• 
  Слайд 10
  

  Орбитальное квантовое число (l) Форма электронного облака определяется орбитальным квантовым числом l, которое может принимать целочисленные значения: l = 0 ÷ (n-1)

• 
  Слайд 11
  

  Состояние электрона, которое характеризуется определенным значениемl , называется энергетическим подуровнем.

• 
  Слайд 12
  

  Магнитное квантовое число (m) Ориентация электронного облака в пространстве определяется значением магнитного квантового числа m. Принимает целочисленные значения: m = - l÷(0)÷ +l

• 
  Слайд 13
  

  Некоторому значение l соответствует (2l+1) возможных значений m, т.е. возможных способов расположения электронных облаков в пространстве. Состояние электрона с определенными значениями квантовых чисел n, l и m(определенными размерами, формой и ориентацией облака в пространстве), называется атомной электронной орбиталью.

• 
  Слайд 14
  
• 
  Слайд 15
  
• 
  Слайд 16
  

  Спиновое квантовое число (s) Характеризует собственное вращательное движение электрона вокруг своей оси (от англ.«spin» - вращение, волчок). Принимает значения:

• 
  Слайд 17
  

  Условное обозначение:

• 
  Слайд 18
  

  Многоэлектронные атомы. Распределение электронов по уровням, подуровням и атомным орбиталям Число электронов, вращающихся вокруг ядра, соответствует «+» заряду ядра.

• 
  Слайд 19
  

  Принцип наименьшей энергии(электрон, всегда стремится занять самый низкий энергетический уровень,т.е. вначале заполняются уровни с n =1, затем n =2 и т.д.).

• 
  Слайд 20
  

  2. Принцип несовместимости (принцип Паули)– в атоме не может быть 2 электронов, характеризующихся одинаковыми значениями всех квантовых чисел,т.е. для каждого электрона характерен свой набор квантовых чисел. Вольфганг ПАУЛИ (1900 г – 1958г)

• 
  Слайд 21
  

  Число электронов в энергетическом слое определяется значением гл. квантового числа по формуле: N = 2n2 В соответствии с принципом Паули, максимальное число электронов на подуровнях: s2, p6, d10, f14

• 
  Слайд 22
  

  Правило Хунда– по атомным орбиталям электроны распределяются таким образом, чтобы обеспечить максимальное значение суммарного спинового числа Фридрих ХУНД (1891 - 1974)

• 
  Слайд 23
  
• 
  Слайд 24
  

  В соответствии с принципом наименьшей энергиии с помощью квантовых чиселполучают т.н. «идеальный» рядраспределения электронов.   1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f14 5s25p6 5d10 5f14 6s2 6p6 6d10 6f14 7s2 7p6 7d107f14

• 
  Слайд 25
  

  Правило Клечковского– вначале электронами заполняется тот подуровень, для которого минимальна сумма (n+l), при одинаковых значениях этой суммы предпочтительней подуровень с меньшим значением n. Всеволод Маврикиевич Клечковский (1900–1972)

• 
  Слайд 26
  

  1 2 3 3 4 5 4 5 1+0 2+0 2+1 3+0 3+1 3+2 4+0 4+1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s24p6 675 6 7 8 6 4+2 4+3 5+0 5+1 5+2 5+3 6+0 4d10 4f14 5s2 5p6 5d10 5f14 6s2

• 
  Слайд 27
  

  7 8 9 7 8 9 10 6+1 6+2 6+3 7+0 7+1 7+2 7+3 6p6 6d10 6f14 7s2 7p6 7d10 7f14

• 
  Слайд 28
  

  В соответствии с правилом Клечковского формируется реальный рядраспределения электронов: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s23d104p6 5s2 4d105p66s2 4f14 5d106p6 7s25f146d107p66f14 7d10 7f14

• 
  Слайд 29
  

  Электронные и электронно-структурные (графические) формулы Электронные формулы показывают распределение электронов по уровням и подуровням. Электронно-структурные – по атомным орбиталям. По атомным орбиталям распределяют электроны внешнего слоя и d-подуровня предыдущего слоя (для d-элементов).

• 
  Слайд 30
  

  Se (+34) 1s22s22p63s23p64s23d104p4 W=2 4s2 4p4 Валентность (W) определяется числом неспаренных электронов на внешнем уровне.

• 
  Слайд 31
  

  Число неспаренных электронов можно увеличить за счет дополнительной энергии и перевода атома в возбужденное состояние. Затраченная энергия компенсируется энергией которая выделяется при образовании химической связи. Переходы электронов возможны только в пределах одного энергетического уровня или на подуровень ниже.

• 
  Слайд 32
  

  Se* (+34) 1s22s22p63s23p64s23d104p34d1 W=4 4s2 4p3 4d1 Валентные возможности

• 
  Слайд 33
  

  Se* * (+34) 1s22s22p63s23p64s13d104p34d2 W=6 4s14p3 4d2

• 
  Слайд 34
  

  Zr (+40) 1s22s22p63s23p64s23d104p6 5s24d2 W=0 4d2 5s2

• 
  Слайд 35
  

  Zr*(+40) 1s22s22p63s23p64s23d104p6 5s1 4d25p1 W=4 4d2 5s15p1

• 
  Слайд 36
  

  Периодический закон Д.И. Менделеева (1869 г) И. Берцелиус (Швеция) в начале XIX века разделил все элементы на металлы и неметаллы. В 1829 г. И. Доберейнер (Германия) предложил сгруппировать сходные по свойствам элементы в триады: Cl, Br, I; K, Rb, Cs;Ca, Sr, Ba

• 
  Слайд 37
  

  3. В 1864 г. Дж. Ньюлендс (Англия) распределил все известные элементы в ряд, в порядке возрастания атомных масс. 4. В 1864 г. Ю. Майер (Германия) опубликовал таблицу элементов, из которой однако не вытекала периодичность изменения свойств элементов. В основе всех этих классификаций лежали случайные сходства и случайные признаки элементов, они выявляли закономерности только в рядах близких по свойствам элементов.

• 
  Слайд 38
  

  Д.И. Менделеевв основу классификации положил атомный вес (атомную массу) элементов. Расположив все известные тогда (63) элементы в порядке возрастания их атомных масс и с учетом их свойств, он сформулировал в 1869 г. периодический закон: Д.И. Менделеев 1834 г. – 1907 г.

• 
  Слайд 39
  

  Современная формулировка закона: Свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от положительного заряда ядра.

• 
  Слайд 40
  

  Структура периодической системы Система состоит из периодов и групп. Период составляют элементы, у которых заполняется электронами одинаковое число квантовых слоев. Номер периода совпадает со значением главного квантового числа внешнего электронного слоя.

• 
  Слайд 41
  
• 
  Слайд 42
  

  Группу составляют элементы, имеющие одинаковое число валентных электронов. s и p –элементы помещены в группы по числу электронов во внешнем энергетическом уровне. d–элементы помещают в группы по сумме s-электронов внешнего слоя и d-электронов предшествующего слоя. Все f –элементы являются элементами 3 группы, образуют 2 семейства из 14 сходных по свойствам элементов (лантаноиды, актиноиды).

• 
  Слайд 43
  

  Элементы каждой группы подразделяются на подгруппы: главную и побочную.Подгруппа – это вертикальный ряд элементов, имеющих однотипное электронное строение и являющихся электронными аналогами. s и p –элементы составляют главную подгруппу (А); d–элементы – побочную (В).

• 
  Слайд 44
  

  Главную подгруппу 8 группы составляют инертные (благородные) газы: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, имеющие строение внешнего электронного слоя ns2np6.

• 
  Слайд 45
  

  Свойства свободных атомов Зависимость атомных радиусов от заряда ядра имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличением заряда размеры атомов уменьшаются. Это связано с увеличением притяжения электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания его заряда.

• 
  Слайд 46
  

  При переходе к следующему периоду, радиусы атомов увеличиваются. В пределах подгруппы с возрастанием заряда ядра размеры атомов увеличиваются (в группах радиус возрастает сверху вниз).

• 
  Слайд 47
  

  Способность атомов легко отдавать внешние электроны и превращаться в «+» -заряженные ионы является наиболее характерным химическим свойством металлов. Для отрыва электрона от нейтрального атома необходимо затратить некоторую энергию, которая называется энергией ионизации (ЕI , эВ).

• 
  Слайд 48
  

  В периодах энергия ионизации возрастает слева направо, что вызвано сжатием электронных оболочек атома вследствие увеличения заряда ядра. В группах сверху вниз энергия ионизации уменьшается вследствие увеличения радиуса атома и экранирующего действия электронов.

• 
  Слайд 49
  

  Неметаллы наоборот характеризуются способностью присоединять электроны с образованием «-»-заряженных ионов. Энергия, которая выделяется при присоединении электрона к атому, называется энергией сродства к электрону (Еср, эВ).

• 
  Слайд 50
  

  У атомов неметаллов сродство к электрону всегда «+» и тем больше, чем ближе к инертному газу расположен элемент. В периодах энергия сродства к электрону возрастает слева направо, в группах – уменьшается сверху вниз.