Презентация на тему "Будова атома"

Содержание

• 
  Слайд 1

  Будова атома

• 
  Слайд 2

  План

  Становлення вчення про атоми. Ядро атома Властивості електрона в атомі. Постулати Бора. Модель атома Шредингера. Квантові числа. Правила заповнення електронних оболонок атомів. Правила Клечковського. Принцип Паулі. Правило Гунда.

• 
  Слайд 3
  

  Слово атом означає «неподільний». Вперше воно було застосовано давньогрецьким філософом Демокритом (300р. до н.е), «Легко предположить, но ныне пока еще нет возможности доказать, что атомы простых тел суть сложные существа, образованные сложением некоторых еще меньших частей, что называемое нами неделимым (атом) – неделимо только обычными химическими силами….» (МенделєєвД.І., 1869р)

• 
  Слайд 4

  Етапи становлення вчення про атом

  Трубка Крукса (1890 р.) з катодними променями, що доказувала наявність частинок з певною енергією і зарядом; 1897 р. - Дж. Томсон – встановлена маса та заряд частинок катодного променю – електронів. Рентген (1895р.) відкрив новий вид випромінювання – Х-проміні (або рентгенівські проміні) Відкриття явища радіоактивності Беккерелем, Кюрі, Склодовською-Кюрі Досліди Резерфорда (1910 р.) з  - частинками – доказ існування позитивного заряду в атомі

• 
  Слайд 5

  Перші моделі атомів

  Модель будови атома У.Томсона (“пудингова модель”) Модель будови атома Ленарда (атом складається з нейтральних частинок – електричних дуплетів)

• 
  Слайд 6

  У 1911р. Резерфорд запропонував планетарну модель атома

  Всередині атома знаходиться позитивно заряджене ядро весь позитивний заряд і майже вся маса атома зосереджені в його ядрі навколо ядра обертаються негативно заряджені електрони, кількість яких дорівнює позитивному заряду ядра

• 
  Слайд 7

  АТОМ

  Атом – електронейтральна система, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно зарядженої електронної оболонки

• 
  Слайд 8

  ЯДРО

  розміри атомних ядер 10–15 – 10–14м густина речовини в ядрі – приблизно 1013–1014г/см3 Радіус атома приблизно в 100000 разів більший за радіус ядра закон Мозлі: Ядро атома має позитивний заряд, який дорівнює порядковому номеру елемента в Періодичній системі.

• 
  Слайд 9
  

  Приклади

• 
  Слайд 10

  Субатомні частинки

• 
  Слайд 11

  Ізотопи – види атомів з однаковим зарядом ядра але різною масою

  73Li 63Li; 94Be104Be; 11Н 21Н 31Н

• 
  Слайд 12

  Властивості електрона в атомі

  1. При переміщенні зарядженої частинки виникає електро-магнітне випромінювання. Енергія випромінюється порціями – квантами де h стала Планка (h = 6,626  10–34 Джс), n- ціле число квантів енергії 2. Сила притяжіння електрона до ядра врівноважена відцентровою силою Радіус траєкторії руху електрона можна розрахувати за формулою r0= 0,52910-10м r=r0n2.

• 
  Слайд 13

  1913р. Постулати Бора

  І. Атомна система може знаходитися тільки в особливих – стаціонарних станах, що характеризується певним значенням енергії. В такому стані атом не випромінює. Електрон в атомі може рухатися без випромінювання енергії тільки по визначених стаціонарних орбітах Радіуси стаціонарних орбіт співвідносяться між собою як квадрати їх номерів r1 : r2 : r3 : … : n =12 : 22 : 32 : … : n2

• 
  Слайд 14

  ІІ постулат Бора

  ІІ. Енергія поглинається чи виділяється при переміщенні електрона з однієї орбіти на іншу у вигляді кванта(порції) енергії. Е = Е2 – Е1 Е1 – енергія у вихідному стані Е2 – енергія у кінцевому стані; Е – різниця енергій, Е = h, де - частота випромінювання Тоді частота випромінювання 

• 
  Слайд 15

  Спектр випромінювання водню

• 
  Слайд 16

  Положення квантової механіки

  Енергія в мікросвіті поглинається чи випромінюється дискретно у вигляді квантів. Усі субатомні частинки носять двоїстий характер і їх розглядають і як частку, і як хвилю. Рівняння Луї де Бройля: =h/m,  - довжина хвилі; h- постійна Планка; m-маса; - швидкість руху. 3. Принцип невизначеності Гейзенберга – не можливо точно визначити координату і імпульс мікрочастинки xp h/2,

• 
  Слайд 17
  

  Рівняння Шредингера У 1927р. Шредингер записав хвильове рівняння для опису стану електрона в атомі.

  1. Хвильова функція ψ(x, y, z, t) описує рух хвилі (електрону) в трьохмірному просторі залежить від координат електрона і часу. 2. Умови існування хвильової функції  – не безмежна;  - однозначна і залежить від координат і часу;  - безперервна; ||2 - визначає густину ймовірності місце перебування електрона в атомі в певний момент часу. 3. Область простору, де найбільш ймовірне перебування електрона – орбіталь. 4. Електрон має дискретні значення енергії, що є наслідком його хвильових властивостей.

• 
  Слайд 18
  
• 
  Слайд 19
  
• 
  Слайд 20
  

  Правила заповнення електронами електронних оболонокПринцип мінімуму енергії

  1s

• 
  Слайд 21

  Принцип Паулі, 1925р.

  «В атомі не може бути двох електронів з однаковим набором усіх чотирьох квантових чисел». Максимальна кількість електронів на енергетичному підрівні (L) maxe= 2(2L + 1 ) Максимальна кількість електронів на енергетичному рівні (n) maxe=2n2 На одній орбіталі може перебувати тільки 2 з антипаралельними ms

• 
  Слайд 22

  Правило Гунда

  В межах підрівня електрони заповнюють максимальну кількість орбіталей, тобто розташовуються таким чином, щоб їх сумарне спінове число було максимальним Нітроген N

• 
  Слайд 23
  
• 
  Слайд 24
  
• 
  Слайд 25

  Приклади будови електронних оболонок атомів

  Нітроген N +7 е=7 Хром Cr+24 е =24 1s22s22p3 1s22s22p63s23p64s13d5

• 
  Слайд 26
  

  Натрій Na +11 е=11 ФеррумFe +26 е=26 1s22s22p63s1 1s22s22p63s23p64s23d6

• 
  Слайд 27

  Властивості атомів

  Енергія іонізації (І) — найменша енергія потрібна для того, щоб відірвати електрон із атома. Спорідненість до електрона (Е) — енергія, що виділяється при захопленні електрона нейтральним атомом. Електронегативність (Маллікен, Полінг) – це середнє арифметичне суми енергії іонізації та спорідненості до електрона.

• 
  Слайд 28

  Розміри атомів

  Атоми не мають чітких розмірів, тому ефективний радіус атома визначають по відстані між ядрами атомів, що утворили зв’язок.

• 
  Слайд 29

  1. Порядковий номер елемента в Періодичній таблиці визначає:

  А)відносну атомну масу елемента; б) валентність елемента; в) кількість енергетичних рівній; г) заряд ядра атома елемента

• 
  Слайд 30
  

  2. Квантове число, що визначає орієнтацію в просторі електронної хмарини називають

  А) Головне квантове число б)Орбітальне квантове число в)Магнітне квантове число г)Спінове квантове число

• 
  Слайд 31

  3. Квантове число, що визначає власний рух електрона називають

  А) Головне квантове число б)Орбітальне квантове число в)Магнітне квантове число г) спінове квантове число

• 
  Слайд 32

  4. Які значення набуває головне квантове число?

  а) Цілі числа 1,2,3,... б)Від 0 до n-1, де n- головне квантове число в) Від +l до -l , де l - орбітальне квантове число г) +1/2 або -1/2

• 
  Слайд 33

  5. Що визначає номер періоду в Періодичній таблиці?

  А)відносну атомну масу елемента; б) валентність елемента; в) кількість енергетичних рівній; г) заряд ядра атома елемента

• 
  Слайд 34
  

  6. Квантове число, що визначає загальну енергію електрона на енергетичному рівні а також розміри електронної хмарини називають ...

  А) Головне квантове число б)Орбітальне квантове число в)Магнітне квантове число г)Спінове квантове число

• 
  Слайд 35

  7. Які значення набуває орбітальне квантове число?

  а) Цілі числа 1,2,3,... б)Від 0 до n-1, де n- головне квантове число в) Від +l до -l , де l - орбітальне квантове число г) +1/2 або -1/2

• 
  Слайд 36

  8. Які значення набуває магнітне квантове число?

  Цілі числа 1,2,3,... б)Від 0 до n-1, де n- головне квантове число в) Від +l до -l , де l - орбітальне квантове число г) +1/2 або -1/2

• 
  Слайд 37

  9. Які значення набуває спінове квантове число?

  а) Цілі числа 1,2,3,... б)Від 0 до n-1, де n- головне квантове число в) Від +l до -l , де l - орбітальне квантове число г) +1/2 або -1/2

• 
  Слайд 38
  

  10. "Заповнення електронних орбіталей відбувається від орбіталей з меншим значенням суми головного і орбітального квантових чисел (n+L) до орбіталей з більшим значенням цієї суми "

  А) Принцип Паулі б)Правило Хунда в)І-е правило Клечковського г)ІІ-е правило Клечковського