Строение атома - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Строение атома. Доклад-сообщение содержит 46 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 СТРОЕНИЕ АТОМА

Слайд 2

Описание слайда:

Свидетельства сложности строения атома Электролиз (1800 г.) Фотоэффект ( Герц, Столетов, 1887-1888г.) Теория электролитической диссоциации ( Аррениус, 1887 г.)

Слайд 3

Описание слайда:

Свидетельства сложности строения атома Катодные лучи (Томсон, 1897), частицы которых получили название электроны е- (несут единичный отрицательный заряд); Естественная радиоактивность элементов (Беккерель и Пьер Кюри, М. Склодовская-Кюри 1896);

Слайд 4

Описание слайда:

Основные понятия и определения Атом это наименьшая частица химического элемента, способная к самостоятельному существованию, подчиняющаяся квантовым законам и являющаяся носителем его свойств. Атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Слайд 5

Описание слайда:

Основные понятия и определения Электрон – стабильная элементарная частица, имеющая массу покоя 9,109 · 10-31 кг , Несущая элементарный отрицательный заряд 1,60 · 10-19 Кл. Заряд электрона принимают за -1

Слайд 6

Описание слайда:

Основные понятия и определения Протон – ядро атома легкого изотопа водорода 1, элементарная частица, несущая положительный заряд 1,60 · 10-19 Кл, имеющая массу 1,672 · 10-27 кг. Заряд ядра определяется числом находящимся в нем протонов и определяет число электронов в атоме элементов, его химическую индивидуальность (Номер химического элемента)

Слайд 7

Описание слайда:

Основные понятия и определения Нейтрон – электрически нейтральная элементарная частица с массой покоя 1,675 · 10-27 кг. Ядра атомов состоят из элементарных частиц двух видов – протонов и нейтронов. Вся масса атома сосредоточена в его ядре. rя = 10-15 М rа = 10-10 М

Слайд 8

Описание слайда:

Атомные спектры Данные о спектрах химических элементов - экспериментальное основание теории строения атома. Спектры, получаемые разложением излучения, испускаемого телами – эмиссионные. Непрерывные спектры – при излучении раскаленных твердых и жидких тел. Линейчатый спектр – от излучения, испускаемого атомами, полосатый – молекулами. (У железа – свыше 5000 линий)

Слайд 9

Описание слайда:

Спектр водорода

Слайд 10

Описание слайда:

Атомный спектр водорода в видимой и ближней УФ-области (серия Бальмера)

Слайд 11

Описание слайда:

Уровни энергии электрона в атоме водорода

Слайд 12

Описание слайда:

Наличие в центре атома положительно заряженного ядра (Резерфорд, 1911)

Слайд 13

Описание слайда:

Планетарная модель строения атома.(Бор,1910г.) Постулаты Бора. 1. Электрон вращается по строго определенным стационарным орбитам. При этом он не излучает энергии.

Слайд 14

Описание слайда:

Планетарная модель строения атома.(Бор,1910г.) Постулаты Бора

Слайд 15

Описание слайда:

Постулаты Бора 2. Поглощение и излучением атомом энергии имеет место при переходе с одной орбиты на другую. М. Планк (1900 г.): энергия излучается и поглощается отдельными порциями – квантами, пропорциональными частоте, колебаний, излучения

Слайд 16

Описание слайда:

Основные понятия и определения

Слайд 17

Описание слайда:

Теория ЗОММЕРФЕЛЬДА Стационарные орбиты в атомах могут быть не только круговыми, но эллиптоидными и могут различным образом располагаться в пространстве. Удалось объяснить многие закономерности для спектров.

Слайд 18

Описание слайда:

Недостатки теории Бора-Зоммерфельда 1. При расчете ряда спектральных характеристик теория дает результаты, не совпадающие с опытом. 2. При расчете энергии электронов дает не соответствующие эксперименту результаты 3. Теорию невозможно применить для количественного объяснения химической связи.

Слайд 19

Описание слайда:

Квантово-механическая модель строения атома Двойственная природа электрона. Электрон обладает корпускулярно-волновым дуализмом, т.е. может вести себя и как частица и как волна. Его длина может быть рассчитана по уравнению Луи де Бройля: Закон де Бройля (открыт в 1924 г): любая частица, а не только фотон, имеет корпускулярно-волновой характер движения

Слайд 20

Описание слайда:

Квантово-механическая модель строения атома Принцип неопределенности Гейзенберга (1927 г.): невозможно в любой момент времени определить и положение электрона в пространстве и его импульс с одинаковой точностью.

Слайд 21

Описание слайда:

Уравнение Шредингера Э. Шредингер предложил описывать движение микрочастиц с помощью уравнения, которое связывает энергию, координаты и волновую функцию ψ – характеризует свойства квантовой системы

Слайд 22

Описание слайда:

Квантовые числа Для описания орбитали (электрона) используют квантовые числа (параметры в уравнении Шредингера) 1. Главное квантовое число (n) Может принимать значения n = 1,2,3,4,5...∞

Слайд 23

Описание слайда:

n характеризует: а) номер энергетического уровня; б) интервал энергии электронов, находящихся на этом уровне; в) размеры орбиталей; г) в ПС соответствует номеру периода; Емкость энергетического уровня определяется по формуле 2n2

Слайд 24

Описание слайда:

Энергия связи электрона с ядром определяется формулой: Энергия связи электрона с ядром определяется формулой: E = -Rz2/n2 R -постоянная Ридберга Z- заряд ядра n – главное квантовое число R=1314 кДж/моль или 13,6 эВ При возникновении связей между протоном и электроном энергия понижается (-)

Слайд 25

Описание слайда:

2. Орбитальное квантовое число (l)

Слайд 26

Описание слайда:

2. Орбитальное квантовое число (l)

Слайд 27

Описание слайда:

3. Магнитное квантовое число (m) m = -l…0…+ l определяет возможные ориентации электронного облака в пространстве. Количество чисел m равно числу возможных ориентаций электронного облака: 2l + 1 Если l = 0, m = 0, s-орбиталь может иметь 1 ориентацию Если l = 1, m = -1,0, +1 р-орбиталь может иметь 3 ориентации Если l = 2, m = -2, -1,0, +1,+2 d-орбиталь может иметь 5 ориентаций Если l = 3, m = -3, -2, -1,0, +1,+2, +3 f-орбиталь может иметь 7 ориентаций

Слайд 28

Описание слайда:

Спиновое квантовое число S s = ± 1/2 отражает у электрона наличие собственного момента движения В отличие от теории Бора-Зоммерфельда квантовая механика показывает, что электрон может находиться в любой точке атома, но вероятность его пребывания в разных областях пространства различна.

Слайд 29

Описание слайда:

Слайд 30

Описание слайда:

Слайд 31

Описание слайда:

Слайд 32

Описание слайда:

Возбужденные состояния атомов

Слайд 33

Описание слайда:

Слайд 34

Описание слайда:

Основные и возбужденные состояния атомов

Слайд 35

Описание слайда:

Третий период заканчивается Ar+18 1S22S22p63S23p6 Третий период заканчивается Ar+18 1S22S22p63S23p6

Слайд 36

Описание слайда:

Слайд 37

Описание слайда:

Заполнение электронами внешнего уровня начинается у Заполнение электронами внешнего уровня начинается у Ga+31 1S22S22p63S23p63d104S24p1 , a заканчивается у криптона Kr+36 1S22S22p63S23p63d104S24p6

Слайд 38

Описание слайда:

Принцип Паули и правило Хунда Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, состояние которых описывается одинаковым набором всех четырех квантовых чисел . Вывод: на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (с противоположными спинами). Правило Хунда. В пределах одного подуровня электроны распределяются так, чтобы суммарный спин был максимален.

Слайд 39

Описание слайда:

Многоэлектронные атомы 1. Принцип минимума энергии В атоме каждый электрон занимает тот подуровень на котором его энергия будет минимальной 2. Правила Клечковского Первое правило Клечковского: Заполнение подуровней электронами происходит в последовательности увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел Е = min при n + l = min Второе правило Клечковского: в случае одинаковых значений этой суммы заполняется сначала тот подуровень, для которого меньше n Е = min при n = min, если n + l = const