Периодический закон Д.И. Менделеева. Строение атома - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Периодический закон Д.И. Менделеева. Строение атома, слайд №1

Периодический закон Д.И. Менделеева. Строение атома, слайд №2

Периодический закон Д.И. Менделеева. Строение атома, слайд №3

Периодический закон Д.И. Менделеева. Строение атома, слайд №4

Периодический закон Д.И. Менделеева. Строение атома, слайд №5

Периодический закон Д.И. Менделеева. Строение атома, слайд №6

Периодический закон Д.И. Менделеева. Строение атома, слайд №7

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Периодический закон Д.И. Менделеева. Строение атома. Доклад-сообщение содержит 7 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:

Лекция №2 по химии Периодический закон Д.И. Менделеева Строение атома.

Слайд 2

Описание слайда:

План лекции 1. Периодический закон Д.И. Менделеева. 2. Строение атома. Квантовые числа. Принцип Паули. 3. Распределение электронов в атоме. Правило Хунда. 4. Причины периодичности.

Слайд 3

Описание слайда:

1.Периодический закон Д.И. Менделеева Авторская формулировка (1869г): Свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элементов. Современная формулировка: Свойства простых веществ, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома.

Слайд 4

Описание слайда:

2. Строение атома. Квантовые числа. Атом - наименьшая электронейтральная частица химически неделимая. Строение атома: ядро ( в нём протоны и нейтроны) и электронная оболочка (электроны). Квантовые числа характеризуют состояние электронов и орбиталей: Главное квантовое число (n=1,2,3,…7); Орбитальное квантовое число (l=0,1,2,…(n-1)); Магнитное квантовое число (m= -l…0…+l); Спиновое квантовое число (s= +1/2, -1/2).

Слайд 5

Описание слайда:

Принцип Паули В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел Поэтому на одной орбитали не может быть больше двух электронов. Два электрона, которые находятся на одной орбитали называются спаренными.

Слайд 6

Описание слайда:

3. Распределение электронов в атоме. Правило Хунда. Электроны заполняют орбитали в порядке увеличения их энергии: 1s2s2p3s3p4s3d4p5s4d5p6s4f5d6p7s5f6d На каждой s-оболочке может быть не более 2 электронов, На каждой p -оболочке м.б. не более 6 электронов, На d-оболочке не более 10 электронов, На f-оболочке не более 14 электронов Правило Хунда: В пределах одного подуровня электроны заполняют максимальное число орбиталей.

Слайд 7

Описание слайда:

4.Причины периодичности. Периодически повторяются следующие свойства элементов: энергия ионизации атома(кол-во энергии, необходимое для отрыва электрона от атома), неметалличность, сродство к электрону (кол-во энергии которое выделяется при присоединении электрона к атому), электроотрицательность, степени окисления. Периодическое повторение свойств элементов объясняется периодическим повторением количества электронов на внешнем электронном слое.