Электронные конфигурации атомов - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Электронные конфигурации атомов, слайд №1

Электронные конфигурации атомов, слайд №2

Электронные конфигурации атомов, слайд №3

Электронные конфигурации атомов, слайд №4

Электронные конфигурации атомов, слайд №5

Электронные конфигурации атомов, слайд №6

Электронные конфигурации атомов, слайд №7

Электронные конфигурации атомов, слайд №8

Электронные конфигурации атомов, слайд №9

Электронные конфигурации атомов, слайд №10

Электронные конфигурации атомов, слайд №11

Электронные конфигурации атомов, слайд №12

Электронные конфигурации атомов, слайд №13

Электронные конфигурации атомов, слайд №14

Электронные конфигурации атомов, слайд №15

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Электронные конфигурации атомов. Доклад-сообщение содержит 15 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:

Электронные конфигурации атомов

Слайд 2

Описание слайда:

Электронная конфигурация — формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атомахимического элементаили молекулы. Электронная конфигурация — формула расположения электронов по различным электронным оболочкам атомахимического элементаили молекулы. Электронная конфигурация обычно записывается для атомов в их основном состоянии. Для определения электронной конфигурации элемента существуют следующие правила:

Слайд 3

Описание слайда:

1. Принцип заполнения. Согласно принципу заполнения, электроны в основном состоянии атома заполняют орбитали в последовательности повышения орбитальных энергетических уровней. Низшие по энергии орбитали всегда заполняются первыми. 2. Принцип запрета Паули. Согласно этому принципу, на любой орбитали может находиться не более двух электронов и то лишь в том случае, если они имеют противоположные спины (неодинаковые спиновые числа). 3. Правило Хунда. Согласно этому правилу, заполнение орбиталей одной подоболочки начинается одиночными электронами с параллельными (одинаковыми по знаку) спинами, и лишь после того, как одиночные электроны займут все орбитали, может происходить окончательное заполнение орбиталей парами электронов с противоположными спинами.

Слайд 4

Описание слайда:

Заполнение орбиталей в не возбужденном атоме осуществляется таким образом, чтобы энергия атома была минимальной (принцип минимума энергии). Сначала заполняются орбитали первого энергетического уровня, затем второго, причем сначала заполняется орбиталь s-подуровня и лишь затем орбитали p-подуровня. Электронную конфигурацию атома передают формулой, в которой указывают заполненные орбитали комбинацией цифры, равной главному квантовому числу, и буквы, соответствующей орбитальному квантовому числу. Верхним индексом указывают число электронов на Данных орбиталях.

Слайд 5

Описание слайда:

Слайд 6

Описание слайда:

Формулировка правила Клечковского Эта энергетическая последовательность легко может быть описана при помощи эмпирического правила суммы двух первых квантовых чисел, разработанного в 1951-м году В. М. Клечковским и иногда называемого правилом (n+l). Это правило основано на зависимости орбитальной энергии от квантовых чисел n и l и описывает энергетическую последовательность атомных орбиталей как функцию суммы .

Слайд 7

Описание слайда:

Суть его очень проста: Суть его очень проста: орбитальная энергия последовательно повышается по мере увеличения суммы(n+l), причём при одном и том же значении этой суммы относительно меньшей энергией обладает атомная орбиталь с меньшим значением главного квантового числа (n). Например, при n+l=6 орбитальные энергии подчиняются последовательности 4d

Слайд 8

Описание слайда:

При заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (более энергетически выгодны), и, значит, заполняются раньше те состояния, для которых сумма главного квантового числа n и побочного (орбитального) квантового числа l, т.е. n+l, имеет меньшее значение. Правило (n+l) в целом хорошо иллюстрирует таблица 1, где по мере постепенного возрастания суммы (n+l) приведена энергетическая последовательность атомных орбиталей. В этой таблице не указаны нереальные (запрещенные квантовой механикой атома) варианты, для которых не выполняется обязательное требование n>l, в частности не указаны комбинации для (n+l)=6: