Презентация на тему "БУДОВА АТОМА"

Содержание

• 
  Слайд 1

  БУДОВА АТОМА

• 
  Слайд 2
  

  1879р.Англійський хімік і фізик У. Крукс відкрив катодні промені, які пізніше були ідентифіковані як потік електронів.1886р.Німецький фізик Е. Гольдштейн відкрив каналові промені, які виявились потоком іонів з позитивним зарядом, кратним заряду електрона.

• 
  Слайд 3
  

  1895р.Німецький фізик В.К. Рентген (Нобелівський лауреат), відкрив Х-промені, які виявились електромагнітним випромінюванням з дуже короткою довжиною хвилі, (10-10÷10-11м)

• 
  Слайд 4
  

  1896р.Французький фізик А.А. Беккерель(Нобелівський лауреат) відкрив явище природного радіоактивного розпаду і розділив випромінювання, яке супроводжувало цей процес, на три складові:α-, β-, γ- промені.

• 
  Слайд 5
  
• 
  Слайд 6
  

  1897р. Англійський фізик Дж. Томпсон відкрив електрон і за відхиленням пучка катодних променів у електричному та магнітному полях знайшов відношення заряду електрона до його масие/m =5,273·10-17ел.ст.од./г

• 
  Слайд 7
  

  1903р.Дж. Томпсон запропонував кавуноподібну модель атома1909р.Р. Маллікен визначив заряд і масу електронуe = 4,803·10-10 ел.ст.од. = 1,601·10-19Клm= 9,108·10-31кг (1/1836 m(H))

• 
  Слайд 8
  

  1911р. англійський фізик Е.Резерфорд (Нобелівський лауреат) використав α - промені для вивчення будови атомуα –частинки - це ядра атому гелію( Не2+)Ar(Au) = 197 Ar(He) = 4

• 
  Слайд 9
  
• 
  Слайд 10
  

  rядра = (10-4-10-5) rатомаЕ. Резерфорд запропонував планетарну модель атома.Але дуже швидко теорія Резерфорда прийшла в протиріччя з багатьма експериментами.Чому електрон не падає на ядро?Чому спектри атомів лінійчасті?

• 
  Слайд 11
  

  1913р.Видатний датський фізик–теоретик (Нобелівський лауреат)запропонував на прикладі атому гідрогену модель атому, використавши для цього відомі, але розрізнені наукові факти і теорії:лінійчасту структуру атомних спектрів, класичну механіку, електростатику та теорію М.Планка про квантування енергії

• 
  Слайд 12
  

  E = h∙h = 6,67 ∙ 10-34 Дж/с (стала Планка)М.Планк – німецький фізик-теоретик (Нобелівський лауреат)

  C = 3·108 м/с Кожній  відповідає квант енергії з певною  та Е

• 
  Слайд 13

  Поняття про спектр

• 
  Слайд 14
  
• 
  Слайд 15
  
• 
  Слайд 16
  

  Основні положення теорії БораАтоми мають кулясту форму, електрони розміщуються навколо ядра атома шарами на стаціонарних орбітах, на яких їхня енергія не змінюється. Збудження атомів відбувається за рахунок поглинання ними дискретних порцій енергії, причому електрон переміщується стрибкоподібно по дозволених стаціонарних орбітах.

• 
  Слайд 17
  

  Перший постулат Бора:Електрон в атомі може обертатися лише по тих орбітах, на яких коловий момент руху є цілим числом, кратним сталій Планка, поділеній на 2π

  n = 1, 2, 3, ... ∞

• 
  Слайд 18
  

  Другий постулат Бора:Під час стрибкоподібного переходу електрона з більш віддаленого квантового рівня на ближчу до ядра орбіту атом випромінює квант енергії з певною частотою коливань:ΔE = E2 – E1 = h

• 
  Слайд 19
  
• 
  Слайд 20
  

  Теорія Н. Бора пояснила спектр атома Н, але для більш складних атомів виявилася недостатньою.

• 
  Слайд 21
  

  Хвильовий характер електрона1924р.Французький вчений Луї де Бройль висловив ідею про хвильову природу електрону.Будь-яка частинка з масою m та швидкістю v може розглядатись як хвиля з довжиною хвилі 

• 
  Слайд 22
  

  М. Планк Енштейн

• 
  Слайд 23
  

  Студент m = 50кгv = 10 м/сХвильовими властивостями великих об`єктів можна знехтувати.

  rатома≈ 10-9м v≈ 10-6м/с Електрон

• 
  Слайд 24
  

  Принцин невизначеності ГейзенбергаДля мікрочастинок існує обмеження точності візначення положенняΔх та імпульсу Δр.Визначити точно одночасно імпульс і положення в просторі електрона в атомі принципово неможливо, тому неможливо говорити про рух електронів навколо яра атома по окремих колових орбітах.

• 
  Слайд 25
  

  Хвильова механіка(теорія руху мікрочастинок)1926р.Австрійський фізик Е. Шредінгер (Нобелівський лауреат) запропонував описувати стан електрона в атомі як стоячу електромагнітну хвилю.Основне рівняння хвильової механіки – рівняння Шредінгера

• 
  Слайд 26
  

  Результатом розв’язання хвильового рівняння є хвильова функція показує вірогідність (ймовірність) знаходження електрона в певному об’ємі простору навколо ядра, тобто електронну густину

• 
  Слайд 27
  

  · · · х у z

• 
  Слайд 28
  

  Хвильова механіка не вказує швидкісті руху електрону і його траекторію, а лише ймовірність знаходження електрона в тій чи іншій зоні біля ядраЗону навколо ядра, в якій ймовірність перебування електрону найбільша, називають орбіталлю

• 
  Слайд 29
  

  Хвильове рівняння має багато рішень, але стаціонарному стану електрона відповідає тільки одна дозволена комбінація трьох квантових чисел (n, l, m), яка однозначно описує одну орбіталь. Квантово-механічні розрахунки показують, що максимална електронна густина зосереджена на такій відстані від ядра атома гідрогену, яка відповідає радіусу орбіти електрона згідно з теорією Н. Бора.

• 
  Слайд 30
  
• 
  Слайд 31
  
• 
  Слайд 32
  

  Квантові числаГоловне квантове число nГоловне квантове число nвизначає енергетичний рівень та загальний запас енергії електрона в атомі n 1 2 3 4 5 6 ... ∞ K L M N O PВід головного квантового числа залежить також розмір орбіталі

• 
  Слайд 33
  

  Залежність енергії електрона від головного квантового числаЕ – це та енергія, яку необхідно витратити, щоб відірвати е від атома (перевести е з n-ного енергетичного рівня на бескінечну відстань)

• 
  Слайд 34

  Const для кожного атома своя і злежить від зряду ядра (Z)для атому Н

• 
  Слайд 35

  Е змінюється дискретно, оскільи n змінюється дискретно

  ......................................

• 
  Слайд 36
  

  n=1 n=2 n=3 n=4 n=∞ E

• 
  Слайд 37
  

  n=1 n=2 n=3 n=4 n=∞ E Пояснення спектру атому Н E∞ = 0 E1 = -13,6 ев

• 
  Слайд 38
  

  Переходи на К-рівень (2→1, 3→1, 4→1,...)К-серія ліній (Серія Лаймана) для Н знаходиться в ультрафіолеовій частині спектраПереходи на L-рівень (3→2, 4→2, 5→2,...)L-серія ліній (серія Бальмера), для Н знаходиться у видимій частині спектраМ-серія ліний (серія Пашена), для Н знаходиться в інфрачервоній частині спектра

• 
  Слайд 39
  

  3→2 4→25→2 6→2червона зелена синя фіолетова656нм 486нм 434нм 364нм

• 
  Слайд 40
  

  Для багатоелектронних атомів спектри виявлялися мультиплетними, а це озачає, що енергія електрона залежить не тільки від nОрбітальне квантове числоl Орбітальне квантове число lвизначає підрівень. Орбітальне квантове число lпов'язане з головним квантовим числом n і набуває значень відповідно до номера енергетичного рівня

• 
  Слайд 41
  

  В межах рівня l набуває значень від 0 до n-10 1 2 3s p d fВід орбітального квантового числа залежить форма і енергія орбіталіn= 1 l =0(1s)n= 2 l = 0(2s) l = 1(2p)n= 3 l = 0(3s) l = 1(3p) l =2(3d)

• 
  Слайд 42
  
• 
  Слайд 43
  

  l = 1 p- орбіталь

• 
  Слайд 44
  

  Магнітне квантове числоmМагнітне квантове число m пов'язане з просторовою орієнтацією електронних орбіталей атома. Воно набуває значень від -lдо +l, у тому числі й 0 Всього на підрівні магнітне квантове число m має (2l+ 1) значень, а на рівні – n2 значень

• 
  Слайд 45
  
• 
  Слайд 46
  

  Кожному значенню магнітного квантового числа m відповідає одна електронна орбіталь з визначеною просторовою орієнтацією.

• 
  Слайд 47
  
• 
  Слайд 48
  

  Кожній орбіталі певного підрівня відповідає визначений набір трьох квантових чисел{n, l, m}3p

  n l m 3 3 3 1 1 1 +1 0 -1

• 
  Слайд 49
  

  Спін електрона Було встановлено, що електрон в атомі має власну фундаментальну властивість, яку назвали спіном. Спін виявляється в існуванні в електронів власного моменту імпульсу і спорідненого з ним магнітного моменту. В теорію будови атома введене ще спінове квантове число ms. Воно може мати тільки два значення: +1/2 і -1/2

• 
  Слайд 50
  
• 
  Слайд 51
  

  Багатоелектронні атомиПринцип Паулі1924р.Німецький фізик В. Паулі сформулював важливий квантово-механічний закон, названій принципом заборони Паулі :В атомі не може бути двох електронів, у яких усі чотири квантові числа були б однакові.

• 
  Слайд 52
  

  Фізичний зміст цього принципу полягає в тому, що в одному й тому самому місці простору два електрони одночасно знаходитись не можуть. Саме тому два електрону можуть займати одну орбіталь лише за умови, що вони мають протилежно спрямованні спіни. Кожна орбіталь незалежно від того, де вона розміщена, в атомі чи молекулі, може мати максимум два електрони. Їх позначають так

• 
  Слайд 53
  

  Послідовність заповнення електронами енергетичних підрівнів у багатоелектронних атомахУ багатоелектронних атомах електрони розмішуються в навколоядерному просторі в послідовності поступового півищення енергії, у відповідності до принципу Паулі та правилу Гунда. Енергія підрівнів зростає в міру збільшення головного квантового числа n та орбітального квантового числа l.

• 
  Слайд 54
  

  Послідовне заповнення електронних орбіталей починається від орбіталей з меншим значенням суми головного та орбітального квантових чисел (n + l)до орбіталей з більшим значенням цієї суми

• 
  Слайд 55
  

  У разі однакових значень суми (n + l)заповнення орбіталей відбувається послідовно в міру збільшення головного квантового числа n.

• 
  Слайд 56