Строение атома. (Лекция 2-3) - презентация, доклад, проект скачать

Нажмите для полного просмотра!

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Строение атома. (Лекция 2-3). Доклад-сообщение содержит 38 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 3 Лекция 3 1. Строение атома. 1.1. История открытия 1. 2. Современная трактовка

Слайд 2

Описание слайда:

Слайд 3

Описание слайда:

Слайд 4

Описание слайда:

Слайд 5

Описание слайда:

Слайд 6

Описание слайда:

Слайд 7

Описание слайда:

Слайд 8

Описание слайда:

Планетарная модель атома Планетарная модель атома 1. в центре атома - положительно заряженное ядро: заряд ядра q = Z·e, где Z-порядковый номер элемента в таблице Менделеева, e =1.6·10-19 Кл - элементарный заряд; размер ядра 10-13 см; масса ядра фактически равна массе атома. 2. электроны движутся вокруг ядра по круговым и эллиптическим орбитам, как планеты вокруг Солнца: электроны удерживаются на орбите кулоновской силой притяжения к ядру, создающей центростремительное ускорение.

Слайд 9

Описание слайда:

электроны движутся с большой скоростью, образуя электронную оболочку атома. электроны движутся с большой скоростью, образуя электронную оболочку атома.

Слайд 10

Описание слайда:

Современной теории строения атома предшествовали открытия: Современной теории строения атома предшествовали открытия: 1. Открытие квантования энергии (Планк , 1900) 2. Применение «старой квантовой теории» для описания строения и спектра атома водорода (Н . Бор , 1913) 3 «Волновая» («волноподобная»?) природа материи (Л . де Бройль ,1924).

Слайд 11

Описание слайда:

4. Построение квантовой и волновой механики (В . Гейзенберг , 1925;) 4. Построение квантовой и волновой механики (В . Гейзенберг , 1925;) Принцип Гейзенберга: невозможно одновременно и точно определить координату и импульс электрона.- т.е электрон проявляет свойства волны. 5. Э . Шредингер , 1925–1926; волновое уравнение, HΨ= E Ψ, где Ψ- волновая функция электрона.

Слайд 12

Описание слайда:

6. Принцип Паули для многоэлектронных систем (В . Паули , 1925) 6. Принцип Паули для многоэлектронных систем (В . Паули , 1925) 7. Орбитальная модель многоэлектронных систем (Д . Хартри , 1928; В .А . Фок , 1930) 8. Компьютер для расчета строения атома (Д . Атанасов , 1943)

Слайд 13

Описание слайда:

Постулаты Бора. Первый постулат: Атомы имеют ряд стационарных состояний соответствующих определенным значениям энергий: Е1, Е2...En. Находясь в стационарном состоянии, атом энергии не излучает, несмотря на движение электронов. Второй постулат: В стационарном состоянии атома электроны движутся по стационарным орбитам, для которых выполняется квантовое соотношение: m·V·r = n·h/2·p (1) где m·V·r =L - момент импульса, n=1,2,3..., h-постоянная Планка.

Слайд 14

Описание слайда:

Третий постулат: Излучение или поглощение энергии атомом происходит при переходе его из одного стационарного состояния в другое. При этом излучается или поглощается порция энергии (квант), равная разности энергий стационарных состояний, между которыми происходит переход: e = h·u = Em-En (2) Третий постулат: Излучение или поглощение энергии атомом происходит при переходе его из одного стационарного состояния в другое. При этом излучается или поглощается порция энергии (квант), равная разности энергий стационарных состояний, между которыми происходит переход: e = h·u = Em-En (2)

Слайд 15

Описание слайда:

Схемы перехода атома Схемы перехода атома

Слайд 16

Описание слайда:

Квантово-механическая модель строения атома В основу модели положена квантовая теория атома, согласно которой электрон обладает как свойствами частицы, так и свойствами волны. Другими словами, о местоположении электрона в определенной точке можно судить не точно, а с определенной долей вероятности. Поэтому орбиты Бора заменили орбиталями. ("электронные облака" - области пространства в которых существует вероятность пребывания электрона).

Слайд 17

Описание слайда:

Предпосылки для квантово-мехенической модели

Слайд 18

Описание слайда:

Уравнение Шредингера – фундаментальное уравнение квантовой механики, которое описывает поведение электрона в атоме. Уравнение Шредингера – фундаментальное уравнение квантовой механики, которое описывает поведение электрона в атоме. H ψ = E●ψ H – оператор Гамильтона или гамильтониан (оператор – это сложная функция, то есть функция от функции). Е – полная энергия системы. Уравнение Шредингера точно решено только для атома водорода.

Слайд 19

Описание слайда:

Решения уравнения Шредингера Решения уравнения Шредингера Волновые функции Энергии Ψ1(x, y, z, t) E1 Ψ2(x, y, z, t) E2 Ψ3(x, y, z, t) E3 ... Физический смысл волновой функции: P(dV) =|Ψ(x,y,z)|2dV

Слайд 20

Описание слайда:

Волновая функция ψ характеризует свойства квантовой системы. Волновая функция ψ характеризует свойства квантовой системы. Особенности волновой функции: -является функцией координат ψ (x, y, z); - непрерывна; однозначна (т.е. для данного набора координат функция имеет одно значение); физический смысл: величина |ψ|2 пропорциональна вероятности нахождения электрона вблизи точки с координатами (x, y, z) и называется электронной плотностью. Область пространства, в которой вероятность нахождения электрона превышает 95%, называется атомной орбиталью.

Слайд 21

Описание слайда:

Квантовые числа. Квантовые числа. Квантовые числа и их значения являются следствием решений уравнений Шредингера и условий однозначности, непрерывности и конечности, налагаемых на волновую функцию  Главное квантовое число n, определяет энергетические уровни электрона в атоме и может принимать любые целочисленные значения начиная с единицы:n= 1,2,3,…..

Слайд 22

Описание слайда:

l - орбитальное квантовое число, которое при заданном n принимает значения 0,1,2,3,…(n-1), т. е. всего n значений, и определяет момент импульса электрона в атоме. l определяет форму электронных орбиталей. l - орбитальное квантовое число, которое при заданном n принимает значения 0,1,2,3,…(n-1), т. е. всего n значений, и определяет момент импульса электрона в атоме. l определяет форму электронных орбиталей. m- магнитное квантовое число, Иначе: m определяет ориентацию электронной орбитали в пространстве.Может иметь в пространстве 2l+1 ориентации, l=0; m=1 ( т.е. один вариант); l=1; m= -1, 0, 1 l=2; m=-2,-1,0,1,2

Слайд 23

Описание слайда:

Слайд 24

Описание слайда:

Для объяснения тонкой структуры спектральных линий американские физики Д. Уленбек (1900-1974) и С. Гаудсмит (1902-1979) предположили, что электрон обладает собственным неуничтожимым механизмом моментом импульса, не связанным с движением электрона в пространстве, - спином. Для объяснения тонкой структуры спектральных линий американские физики Д. Уленбек (1900-1974) и С. Гаудсмит (1902-1979) предположили, что электрон обладает собственным неуничтожимым механизмом моментом импульса, не связанным с движением электрона в пространстве, - спином. ms - магнитное спиновое квантовое число; оно может иметь только два значения: ms = ± 1/2

Слайд 25

Описание слайда:

Итак, состояние электрона в атоме однозначно определяется набором четырех квантовых чисел: главного n (n =1, 2, 3, ...), орбитального l (l = 0, 1, 2, ..., n-1), магнитного ml (ml = - l, .... - 1, 0, +1, , + l), магнитного спинового (ms = + 1/2, - 1/2).

Слайд 26

Описание слайда:

Распределение электронов в атоме по состояниям. Распределение электронов в атоме по состояниям. Принципы и правила. 1.Принцип наименьшей энергии: из всех возможных состояний электрон в атоме стремится занять состояние с наименьшей энергией. n=1- состояние с наименьшей энергией. 2. Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов с одинаковой энергией, т.е. с одинаковым набором квантовых чисел

Слайд 27

Описание слайда:

Атом водорода (протий). 1H1 Атом водорода (протий). 1H1 Ядро атома водорода состоит из одного протона. А атом водорода из одного протона и одного электрона. Электронная формула атома водорода: 1s1, а иона водорода, т.е протона- 1s0. Тяжелые изотопы водорода также содержат в ядре по оному протону, а на орбите по одному электрону. Что же у них разное?

Слайд 28

Описание слайда:

Слайд 29

Описание слайда:

Литий. Z=3. 1. n=1,l=0, ml =0, ms=+1/2 Литий. Z=3. 1. n=1,l=0, ml =0, ms=+1/2 2. n=1,l=0, ml =0, ms=-1/2 3. n=2 l=0, ml =0, ms=+1/2 Почему l=0, а не 1? При n=2 , l=0,1 Первое правило Клечковского: Из всех возможных состояний электрон в атоме стремится занять состояние с наименьшей суммой n+l Li : 1s22s1

Слайд 30

Описание слайда:

Слайд 31

Описание слайда:

Электронные формы атомов Электронные формы атомов

Слайд 32

Описание слайда:

Почему у азота электроны на 3р-подуровне располагаются на разных орбиталях? Почему у азота электроны на 3р-подуровне располагаются на разных орбиталях? Правило Хунда: в пределах подуровня электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный спин был максимальным. Σms= 1/2+1/2 +1/2=3/2

Слайд 33

Описание слайда:

Слайд 34

Описание слайда:

Слайд 35

Описание слайда:

Почему у калия последний внешний электрон располагается на 4s –орбитали, а не на 3d? Почему у калия последний внешний электрон располагается на 4s –орбитали, а не на 3d? По первому правилу Клечковского. 3d- n+l=3+2=5 ; 4s- n+l= 4+0=4 20Ca : 1s22s22p63s23p63d04s2 Далее, скандий. 21Sc : 1s22s22p63s23p63d14s2 Почему 3d (n+l=5), а не 4p ( n+l =5) ? Второе правило Клечковского: при одинаковой сумме n+l заполняются электронами орбитали с меньшим значением n.

Слайд 36

Описание слайда:

Слайд 37

Описание слайда:

24Cr напрашивается:1s22s22p63s23p63d44s2, 24Cr напрашивается:1s22s22p63s23p63d44s2, но самом деле : 1s22s22p63s23p63d54s1. Оказалось, что состояние с наполовину заполненным d-подуровнем является более устойчивым. То же относится и к состоянию с полностью заполненным d-подуровнем. Поэтому у 29Cu : 1s22s22p63s23p63d104s1 По этой причине медь может быть одновалентной, например, CuCl- монохлорид меди известное вещество при производстве печатных плат.

Слайд 38

Описание слайда:

У элементов 5 периода практически то же самое , что и у элементов 4 периода. У элементов 5 периода практически то же самое , что и у элементов 4 периода. 6 период. 55Cs 1s22s22p63s23p63d104s24p64d104f05s25p65d06s1 4f: n+l=4+3=7; 5d: n+l=5+2=7; 6s: n+l=6+0=6 Таким образом начинает заполняться 6s-подуровень. У бария- 6s2, а далее начинается заполнение 4f-подуровня. Правда у лантана …5d16s2 , но у церия уже ……..4f26s2