Презентация на тему "СТРОЕНИЕ АТОМА"

Презентация: СТРОЕНИЕ АТОМА
Включить эффекты
1 из 9
Смотреть похожие
Ваша оценка презентации
Оцените презентацию по шкале от 1 до 5 баллов
  • 1
  • 2
  • 3
  • 4
  • 5
0.0
0 оценок

Рецензии

Добавить свою рецензию

Аннотация к презентации

Посмотреть и скачать бесплатно презентацию по теме "СТРОЕНИЕ АТОМА". pptCloud.ru — каталог презентаций для детей, школьников (уроков) и студентов.

  • Формат
    pptx (powerpoint)
  • Количество слайдов
    9
  • Слова
    другое
  • Конспект
    Отсутствует

Содержание

  • Презентация: СТРОЕНИЕ АТОМА
    Слайд 1

    СТРОЕНИЕ АТОМА

    Прямое доказательство сложного строения атома было получено после открытия самопроизвольного распада атомов некоторых эле-ментов — радиоактивности (А. Беккерель, 1896). После установ-ления природы α-, β- и γ-лучей, образующихся при радиоактивном распаде (Э. Резерфорд, 1899–1903), открытия ядер атомов (Э. Ре-зерфорд, 1909–1911), определения заряда электрона (Р. Милли-кен, 1909) Резерфорд в 1911 г. предложил одну из первых моделей атома. Модель Резерфорда. Суть этой планетарной модели строения атома можно свести к нескольким утверждениям. 1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, зани-мающее ничтожную часть объема атома. 2. Весь положительный заряд атома и почти вся его масса сосредо-точены в его ядре (позднее было показано, что масса электрона равна 1/1823 а. е. м.).

  • Слайд 2

    Главное квантовое число n определяет общую энергию элек трона на данной орбитали (энергетический уровень) и может принимать любые целочисленные значения, начиная с 1: n = 1, 2, 3, …. Под главным квантовым числом, равным ∞, подразумевают, что электро-ну сообщена энергия, достаточная для его полного удаления от ядра (ионизации атома). Орбиталь — совокупность положений электрона в атоме, т. е. область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.

  • Слайд 3

    Орбиталь — совокупность положений электрона в атоме, т. е. область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона. Побочное (орбитальное) квантовое число l характеризует энерге-тическое состояние электронов на данном уровне, определяет фор-му электронного облака, а также орбитальный момент импульса p электрона (отсюда и второе название квантового числа l — орби-тальное):

  • Слайд 4

    Магнитное квантовое число ml. При движении электрона по замкнутой орбите возникает магнитное поле. Состояние электрона, обусловленное орбитальным магнитным моментом электрона (в ре-зультате его движения по орбите), характеризуется третьим кван-товым числом — магнитным квантовым числом ml. Это квантовое число характеризует ориентацию орбитали в пространстве, вы-ражая проекцию орбитального момента импульса на направление магнитного поля.

  • Слайд 5

    Ориентация орбитали в пространстве определяется направле-нием вектора напряженности внешнего магнитного поля. Магнит-ное квантовое число ml может принимать любые целые значения, как положительные, так и отрицательные, от –l до +l, включая 0, т. е. всего может быть (2l + 1) значений. Например, при l = 0 ml = 0; при l = 1 ml = –1, 0, +1; при l = 3 магнитное квантовое число может иметь семь значений (2l + 1 = 7): –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3.

  • Слайд 6

    Спиновое квантовое число ms. Для объяснения всех свойств ато-ма в 1925 г. была выдвинута гипотеза о наличии у электрона так называемого спина (для наглядности здесь использовали анало-гию с вращением Земли вокруг своей оси при движении ее по ор-бите вокруг Солнца). На самом деле спин — это чисто квантовое свойство электрона, не имеющее классических аналогов. Строго говоря, спин — это собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве. Для любого электрона солютное значение спина s = 1/2. Проекция спина на ось z (маг-нитное спиновое число ms) может иметь два значения: ms = +1/2 или ms = –1/21).

  • Слайд 7

    Выше показано, что состояние электронов можно описать набором четырех квантовых чисел, но для полного объяснения строения элек-тронных оболочек атомов нужно знать еще три основных положения: 1) принцип Паули; 2) принцип наименьшей энергии; 3) правило Хунда. Принцип Паули. В 1925 г. швейцарский физикВ. Паули (в 1945г. ему была присуждена Нобелевская премия по физике) установил правило, названное впоследствии принципом Паули (или запретом Паули). В атоме не может быть двух электронов с одинаковыми свойствами. Поскольку свойства электронов характеризуются квантовыми числами, принцип Паули часто формулируют иначе. В атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре кван-товых числа одинаковые.

  • Слайд 8

    Радиоактивный распад. Существуют три основных вида само-произвольных ядерных превращений. 1) α-Распад. Ядро испускает α-частицу, которая представляет собой ядро атома гелия 42 He и состоит из двух протонов и двух нейтро-нов. При α-распаде массовое число исходного изотопа уменьшает-ся на 4, заряд ядра — на 2, например: 88 Ra → 22286 Rn + 42 He 2) β-Распад. В неустойчивом ядре нейтрон превращается в протон, при этом ядро испускает электрон (β-частицу) и антинейтрино: n → p + e + ν При β-распаде массовое число изотопа не изменяется, поскольку общее число протонов и нейтронов сохраняется, а заряд ядра уве-личивается на 1, например: 90 Th → 23491 Pa + 0–1e 3) γ-Распад. Возбужденное ядро испускает коротковолновое γ-из лу-чение (с очень малой длиной волны), при этом энергия ядра умень-шается, массовое число и заряд ядра остаются неизменными.

  • Слайд 9

    . СПАСИБО ЗА ВНИМНИЕ

Посмотреть все слайды

Предложить улучшение Сообщить об ошибке