Строение атома - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Строение атома. Доклад-сообщение содержит 26 слайдов. Презентации для любого класса можно скачать бесплатно. Если материал и наш сайт презентаций Mypresentation Вам понравились – поделитесь им с друзьями с помощью социальных кнопок и добавьте в закладки в своем браузере.

Слайды и текст этой презентации

Слайд 1

Описание слайда:

Строение атома

Слайд 2

Описание слайда:

Квантовая теория строения атома В основе лежат положения: 1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу, т.е. может вести себя и как частица (имеет массу и заряд), и как волна (способность к дифракции).

Слайд 3

Описание слайда:

Длина волны электрона определяется соотношением Де Бройля: Длина волны электрона определяется соотношением Де Бройля: λ = h / (m υ) λ – длина волны в см (м); h – постоянная Планка (6,63·10-34 Джс) m – масса частицы в г (кг); υ – скорость частицы в см/с (м/с). Гипотеза де Бройля получила экспериментальное подтверждение для малых частиц (электронов, нейтронов).

Слайд 4

Описание слайда:

2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. 2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. 3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части около ядерного пространства. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона велика, называется орбиталью.

Слайд 5

Описание слайда:

4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (нуклоны). 4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (нуклоны). Заряд протона равен по величине и противоположен по знаку заряду электрона; масса его равна приблизительно одной а.е.м. Нейтрон – незаряженная частица с массой, приблизительно равной массе протона.

Слайд 6

Описание слайда:

Различные виды атомов имеют общее название – нуклиды. Их можно характеризовать любыми двумя числами из трех фундаментальных параметров: Различные виды атомов имеют общее название – нуклиды. Их можно характеризовать любыми двумя числами из трех фундаментальных параметров: А – массовое число Z – заряд ядра, равный числу протонов N – число нейтронов в ядре

Слайд 7

Описание слайда:

Связь между ними: Связь между ними: Z = A – N N = A – Z A = Z + N Нуклиды с одинаковым Z, но разными A и N называются изотопами.

Слайд 8

Описание слайда:

Появление гипотезы де Бройля открыло принципиальную возможность описывать электрон в атоме уже не как частицу, а как волну. Это в 1926 году сделал австрийский физик Э. Шредингер. Появление гипотезы де Бройля открыло принципиальную возможность описывать электрон в атоме уже не как частицу, а как волну. Это в 1926 году сделал австрийский физик Э. Шредингер. Он применил к электрону в атоме математический аппарат, описывающий движение волны в трехмерном пространстве.

Слайд 9

Описание слайда:

где: ð2- дифференциальный оператор, представляющий собой сумму вторых частных производных по соответствующим координатам, m - масса покоя электрона, E - полная энергия электрона, U= e2/r - потенциальная энергия электрона.

Слайд 10

Описание слайда:

Решение уравнения Шредингера приводит к необходимости ввести постоянные величины, называемые квантовыми числами. Решение уравнения Шредингера приводит к необходимости ввести постоянные величины, называемые квантовыми числами.

Слайд 11

Описание слайда:

n – главное квантовое число; n – главное квантовое число; l - орбитальное квантовое число; m – магнитное квантовое число; s – спиновое квантовое число.

Слайд 12

Описание слайда:

ГЛАВНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО ГЛАВНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО Характеризует общий запас энергии и возможные энергетические состояния электрона в атоме. Принимает целые значения от 1 до бесконечности. Наименьшей энергией обладает электрон с n = 1. С увеличением значения главного квантового числа n энергия электрона возрастает. Электроны в атоме образуют электронные слои или энергетические уровни, которым соответствует определенное значение n.

Слайд 13

Описание слайда:

Электроны внешнего энергетического уровня обладают максимальным запасом энергии и наименьшей связью с ядром. Электроны внешнего энергетического уровня обладают максимальным запасом энергии и наименьшей связью с ядром. Максимальное число электронов, которое может находиться на том или ином уровне, определяется по формуле: N= 2n2 где N - максимальное число электронов на уровне; n – номер энергетического уровня. На внешнем энергетическом уровне может находиться не более восьми электронов, а на первом - не более двух.

Слайд 14

Описание слайда:

Орбитальное квантовое число - l Орбитальное квантовое число - l Электроны одного и того же уровня могут различаться значениями энергии, образуя энергетические подуровни. Орбитальное квантовое число (его также называют побочным или азимутальным) характеризует запас энергии электрона на энергетическом подуровне и форму электронного облака, которая, как и энергия, не может быть произвольной.

Слайд 15

Описание слайда:

Электроны, находящиеся на соответствующих подуровнях, называют s-, p-, d-, f- электронами. Электроны, находящиеся на соответствующих подуровнях, называют s-, p-, d-, f- электронами.

Слайд 16

Описание слайда:

Таким образом, энергетический подуровень – это совокупность электронных состояний, характеризующихся определенным набором квантовых чисел n и l. Таким образом, энергетический подуровень – это совокупность электронных состояний, характеризующихся определенным набором квантовых чисел n и l. Такое состояние электрона, соответствующее определенным значениям n и l, записывается в виде цифрового и буквенного обозначения , например, 4р (n = 4, l= 1); 5d (n = 5, l= 2).

Слайд 17

Описание слайда:

Магнитное квантовое число - m Магнитное квантовое число - m Положение (ориентация) электронного облака в пространстве определяется значением магнитного квантового числа. Оно зависит от орбитального квантового числа и может принимать целочисленные значения от -l до +l, включая 0. Число орбиталей с данным значением l равно (2l + 1). Эти орбитали различаются только значением магнитного квантового числа (ml):

Слайд 18

Описание слайда:

Слайд 19

Описание слайда:

Спиновое квантовое число - s Спиновое квантовое число может принимать, следовательно, только два значения и в квантовой механике они приняты такими: s = +1/2 и s = -1/2.

Слайд 20

Описание слайда:

Заполнение атомных орбиталей электронами Распределение электронов в атомах элементов определяется тремя основными положениями: принципом Паули, принципом наименьшей энергии (правилa Клечковского) и правилом Хунда.

Слайд 21

Описание слайда:

Принцип Паули → В атоме не может быть электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Из принципа Паули следует, что на одной орбитали не может находиться более двух электронов, причем они должны иметь разные спины. Принцип Паули → В атоме не может быть электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Из принципа Паули следует, что на одной орбитали не может находиться более двух электронов, причем они должны иметь разные спины. Максимальная емкость энергетического подуровня - 2(2l+1) электронов, а уровня - 2n2.

Слайд 22

Описание слайда:

Правило Хунда → на каждом подуровне сумма спинов электронов должна быть максимальной по абсолютному значению (модулю). Правило Хунда → на каждом подуровне сумма спинов электронов должна быть максимальной по абсолютному значению (модулю). Иными словами, электроны сначала заполняют вакантные орбитали по одному (суммарный спин электронов на одинаковых АО стремится к max).

Слайд 23

Описание слайда:

Принцип наименьшей энергии Принцип наименьшей энергии Электрон всегда занимает орбиталь с наименьшей энергией. Последовательность заполнения атомных электронных орбиталей в зависимости от значений главного и орбитального квантовых чисел, была исследована В.М. Клечковским, который установил, что энергия электрона возрастает по мере увеличения суммы этих двух квантовых чисел (n+l). В соответствии с этим было сформулировано два правила Клечковского.

Слайд 24

Описание слайда:

Первое правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l) к орбиталям с большим значением этой суммы. Первое правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l) к орбиталям с большим значением этой суммы. Например, запас энергии на подуровне 4s меньше, чем на 3d.

Слайд 25

Описание слайда:

Второе правило Клечковского: при одинаковых значениях суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l) заполняется подуровень с меньшим значением главного квантового числа. Второе правило Клечковского: при одинаковых значениях суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l) заполняется подуровень с меньшим значением главного квантового числа. Подуровни 3d, 4p, 5s. 3d n+l = 3+2 = 5 4p n+l = 4 + 1 = 5 5 s n+l = 5 + 0 = 5 Вначале заполняется 3d подуровень, затем 4p, после 5s подуровни.