Презентация на тему "БУДОВА АТОМА"

Содержание

• 
  Слайд 1

  БУДОВА АТОМА

  1 Планетарна модель атома Резерфорда. Теорія будови атома Бора. Квантово-механічна модель будови атома. Квантові числа. Атомне ядро. Радіоактивність.

• 
  Слайд 2

  Історія вчення про будову атома

  2 вивчення явища проходження електричного струму через розчини електролітів (закони Фарадея, 1832 р.); вивчення електричних розрядів у розріджених газах (катодне випромінювання Крукса, 1879 р.); відкриття Х-променів (І. Пулюй, В. Рентген, 1895 р.) відкриття радіоактивності та радіоактивних елементів (А. Беккерель, М. Склодовська-Кюрі, П. Кюрі, 1896 р.); відкриття електрона (Дж. Томсон, 1897 р.); модель будови атома Томсона (1903 р.).

• 
  Слайд 3

  Досліди Резерфорда

  3 Розділення радіоактивного випромінювання в електричному полі (1899 р.): α-Промені – потік позитивно заряджених частинок (4He2+). β-Промені – потік електронів. γ-Промені – потік електромагнітних коливань з дуже короткою довжиною хвилі і високою проникною здатністю. Досліди з розсіювання -частинок (1905-1911 рр.) 1 – свинцевий кубик; 2 – джерело -випромінювання; 3 – спрямований потік -частинок; 4 – екран, вкритий ZnS; 5 – траєкторія руху -частинок після проходження через тонку металеву пластинку (6); 7 – початковий напрям руху -частинок.

• 
  Слайд 4

  Основні положення планетарної моделі атома (1911 р., Резерфорд)

  4 атом складається з позитивно зарядженого ядра, де зосереджена переважна частина маси атома, і електронів, які обертаються навколо ядра; позитивний заряд ядра нейтралізується негативним зарядом електронів. відцентрова сила руху електронів урівноважується силою електростатичного притягання їх до протилежно зарядженого ядра; розміри ядра дуже малі порівняно з розмірами атома: діаметр атома ~10–8 см, діаметр ядра ~10–12 –10–13 см.

• 
  Слайд 5

  Недоліки планетарної моделі

  5 не могла пояснити стійкості атома; не пояснювала наявності лінійчатих спектрів. Спектр атома Гідрогену Формула С. Бальмера для розрахунку частоти кожної із спектральних ліній атома Гідрогену:  – частота спектральної лінії; К – константа; n = 3, 4, 5 – цілі числа, більші ніж 2.

• 
  Слайд 6

  Теорія будови атоми Н.Бора (1913 р.):

  6 Теорія Бораоб’єднувала ядерну модель будови атома з квантовою теорією світла (М. Планк, 1900 р., E = h) Постулати Н. Бора: Електрони можуть обертатися навколо ядра тільки по певних колових орбітах, які називають стаціонарними(умова квантування орбіт). Рухаючись на стаціонарній орбіті, електрон не випромінює і не поглинає електро-магнітної енергії. Випромінювання або поглинання енергії відбувається лише при стрибкоподібному переході електрона з однієї стаціонарної орбіти на іншу (умова частот).

• 
  Слайд 7

  Будова атома за Н. Бором

  7 Частота кванта електромагнітної енергії : Е = Е2 – Е1 = h, де Е1іЕ2 – енергія атома у початковому і кінцевому станах; Е – величина кванта енергії; h – стала Планка (h = 6,626·10-34 Дж·с). Оскільки Е2 – Е1 = h, то  = (Е2 – Е1)/h. Випромінювання енергії в разі переходу електрона в атомі Н з рівня Em на рівень En описується рівнянням: або де h – стала Планка; с – швидкість світла; K – константа; m i n – цілі числа (m  >  n).

• 
  Слайд 8

  Позитивні сторони теорії Бора:

  8 пояснила фізичну природу атомних спектрів; дала змогу розрахувати їх для атома Гідрогену; пояснила природу рентгенівських спектрів (cпричинені переходами внутрішніх електронів). Недоліки теорії Бора: не пояснювала деяких спектральних характеристик багатоелектронних атомів; не пояснювала причину різної інтенсивності ліній в спектрі атома Гідрогену; не давала відповіді на питання, де перебуває електрон під час переходу з однієї орбіти на іншу.

• 
  Слайд 9

  Основні положення квантової механіки

  9 Квантова механіка вивчає рух мікрооб’єктів у силових полях. 1. Поширення корпускулярно-хвильової двоїстості фотона на всі об’єкти мікросвіту. Комбінуючи рівняння Планка Е = h і Ейнштейна Е = mс2, і враховуючи, що c = , одержуємо mc2 = h, а  = c/. Отже, справедлива рівність mc = h/, звідки отримуємо вираз для довжини хвилі:  = h/mc – для фотона або  = h/m – для інших частинок. Це рівняння Луї де Бройля.

• 
  Слайд 10
  

  10 2. Принцип невизначеності Гейзенберга: не можна одночасно встановити точне місцезнаходження електрона в просторі і його швидкість (або імпульс). Імпульс – це добуток маси тіла на його швидкість: p = m. Інакше, чим точніше визначено координати частинки, тим невизначенішим є її імпульс (і пов’язана з ним швидкість): x·хħ /m, або x·pхħ, де x – невизначеність (похибка) координат частинки у даний момент часу; х і pх – невизначеність швидкості та імпульсу частинки в напрямку координати Х; ħ = приведена стала Планка.

• 
  Слайд 11

  Поняття про атомну орбіталь

  11 Орбіталь (електронна хмара) даного електрона - це область навколоядерного простору, обмежена умовною поверхнею, що охоплює 90% електронної густини (тобто заряду і маси електрона). Орбіталь – це простір навколо ядра, в якому ймовірність перебування електрона є найбільшою. Електронна хмара та радіальний розподіл електронної густини навколо атома H

• 
  Слайд 12

  Хвильова функція. Рівняння Шредінгера

  12 Хвильова функція – це амплітуда трьохмірної електронної хмари, абоамплітуда ймовірності перебування електрона в даній точці простору. Добуток 2V – це ймовірність знаходження електрона в елементарному об’ємі простору V. Рівняння Шредінгера (1925 р.) пов’язує енергію системи з її хвильовим рухом: h – стала Планка; m – маса електрона; x, y, z – координати електрона; Е – повна енергія електрона; U – потенціальна енергія електрона.

• 
  Слайд 13
  

  Квантові числа: n – головне квантове число;l – орбітальне; ml – магнітне; s – спінове.

  13 Головне квантове число визначає основний запас енергії електрона і розміри електронної орбіталі. n = 1, 2, 3 і т. д. Стан електрона, що відповідає певному значенню n, називається енергетичним рівнемелектрона в атомі. Максимальна кількість енергетичних рівнів, на яких можуть знаходитися електрони атома в основному стані, співпадає з номером періоду, де розміщений даний елемент. Електрони, що мають однакові значення n, утворюють електронні рівні (оболонки), які позначають: K, L, M, N, O.

• 
  Слайд 14

  Квантові числа

  14 Орбітальне (побічне, азимутальне) квантове число,l, характеризує енергію електрона на підрівні і форму орбіталі: l = 0 ... (n-1) Енергетичний підрівень - сукупність електронів даного рівня з однаковим значенням l. Орбітальне квантове число: 0 1 2 3 Енергетичні підрівні:s p d f . Магнітне квантове число, ml, визначає орієнтацію у просторі електронної орбіталі: ml = -l ... +l Будь-якому значенню l відповідають(2l+1)значень ml.

• 
  Слайд 15

  Форми і просторова орієнтація електронних орбіталей

  15

• 
  Слайд 16

  Квантові числа

  16 Всі орбіталі, які відповідають якому-небудь стану і мають однакову енергію, називаються виродженими. Число орбіталей, що утворюють підрівень, дорівнює 2l+1. Кількість орбіталей в атомі для кожного значення n дорівнює n2. Стан електрона в атомі, який характеризується певними значеннями квантових чисел n, l, ml, тобто певними розмірами, формою і орієнтацією в просторі електронної хмари, називається атомною електронною орбіталлю. Власний момент кількості руху електрона описується спіновим квантовим числом, s, яке може набувати двох значень: +1/2, –1/2.

• 
  Слайд 17

  Заповнення електронами енергетичних рівнів

  17 Принцип найменшої енергії: найбільш стійкому стану електрона в атомі відповідає найменша з його можливих енергія. Правила Клечковського: Електрони заповнюють енергетичні рівні і підрівні у послідовності зростання їх енергії, що визначається зростанням суми (n + l). При однакових значеннях цієї суми спочатку заповнюється орбіталь з меншим значенням n. Послідовність заповнення енергетичних підрівнів: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f  5d 6p 7s 5f 6d 7p.

• 
  Слайд 18

  Діаграма рівнів енергії багатоелектронного атома

  18

• 
  Слайд 19

  Винятки з правил Клечковського

  19 Після заповнення електронами 6s або 7s-підрівнів наступний електрон з’являється на підрівнях 5d або 6d-підрівні, а не на 4f чи 5f. Підрівні p, d i f мають підвищену стійкість, якщо вони незаповнені, заповнені наполовину або повністю. “Провал” електрона в атомі Cr:4s23d 4  4s13d 5, у атомі Cu: 4s23d 9 4s13d10.

• 
  Слайд 20

  Принцип Паулі:

  20 в атомі не може бути двох електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох квантових чисел. Два електрони, що знаходяться на одній орбіталі і характери-зуються антипаралельними спінами, називаються спареними. Максимальну кількість електронів N, що може міститися на даному електронному рівні, обчислюють за формулою N = 2n2, n – головне квантове число. Звідки отримаємо: для K-рівня – 2 електрони; для L-рівня – 8; для М-рівня – 18; для N-рівня – 32 електрони.

• 
  Слайд 21

  Правило Гунда:

  21 в межах енергетичного підрівня електрони розмі-щуються так, щоб їхній сумарний спін був макси-мальним, тобто спочатку по одному на орбіталь. Розташування електронів за енергетичними рівнями та підрівнями називають електронною конфігурацією.

• 
  Слайд 22

  Атомне ядро

  22 Атомне ядро – це позитивно заряджена частина атома, в якій зосереджена майже вся його маса. Ядра складаються з протонів і нейтронів. Протон, р – це стабільна елементарна частинка з позитивним зарядом g = 1,602·10–19 Кл (+1) та масою спокою 1,673·10–24 г(А = 1,00728 а.о.м.). Нейтрон,n – стабільна електронейтральна елемен-тарна частинка з масою спокою 1,675·10–24 г (А = 1,00866 а.о.м.). Протони і нейтрони утримуються в ядрі специфічни-ми ядерними силами, радіус дії яких ~10–15 м.

• 
  Слайд 23
  

  23 Енергія зв’язку – це енергія, що необхідна для розділення ядра на його складові частини – нуклони. Характеризує стійкість ядра. Дефект маси – різниця між масою ядра та арифметич-ною сумою мас протонів і нейтронів, що входять до його складу. Відповідає енергії, яка виділяється при утворенні ядер з вільних протонів і нейтронів: ΔEзв = Δmc2, де ΔEзв – енергія зв’язку; Δm – дефект маси; c – швидкість світла. Приклад. Енергія зв’язку в ядрі Гелію ≈ 28,2 МеВ.

• 
  Слайд 24
  

  24 Загальна кількість протонів (Z) і нейтронів (N) в ядрі дорівнює округленому значенню атомної маси і називається масовим (або нуклонним) числом: А = Z + N. Заряд атомного ядра елемента визначається кількістю протонів, що входять до складу ядра. Порядковий номер елемента Zчисельно дорівнює позитивному заряду ядра атома і показує кількість протонів в ядрі цього атома. Різниця між масовим числом і порядковим номером елемента (A – Z) дорівнює числу нейтронів в ядрі атома даного елемента.

• 
  Слайд 25

  Ізотопи та ізобари

  25 Ізотопи – це атоми хімічного елемента, які мають однакове число протонів Z, але різне число нейтронів. Тому при однаковому заряді мають різну атомну масу,займають одне місце у періодичній таблиці елементів і мають однакові хімічні властивості. Ізобари– це атоми, що містять різне число протонів Z і нейтронів N, але мають однакове сумарне число нуклонів (дорівнює масовому числу А). Ізотопи: (20p, 20n), (20p, 22n), (20p, 23n); Ізобари: (18p, 22n), (19p, 21n), (20p, 23n).

• 
  Слайд 26

  Радіоактивність

  26 Радіоактивністю називається самочинне перетворення нестійкого ізотопу одного хімічного елемента в ізотоп іншого елемента, що супроводжується випромінюванням елементарних частинок або ядер. Наприклад: (-розпад) Період піврозпаду,Т – це той час, за який розпадається половина всієї кількості наявних радіоактивних атомів. Наприклад, період піврозпаду Радону становить 3,85 доби, Радію – 1620 років, Урану – 4,5 мільярда років.

• 
  Слайд 27

  Правило зміщення (Содді, Фаянс, 1913 р.):

  27 Під час -розпаду ядро втрачає позитивний заряд 2е, і маса його зменшується приблизно на 4 а.о.м. У результаті елемент зміщується на дві клітинки до початку періодичної системи: У випадку β-розпаду з ядра вилітає електрон. Тому заряд збільшується на одиницю, а маса залишається майже незмінною: