Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь

Нажмите для полного просмотра!

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №2

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №3

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №4

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №5

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №6

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №7

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №8

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №9

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №10

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №11

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №12

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №13

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №14

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №15

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №16

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №17

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №18

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №19

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №20

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №21

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №22

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №23

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №24

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №25

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №26

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №27

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №28

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №29

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №30

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №31

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №32

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №33

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №34

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №35

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №36

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №37

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №38

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №39

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №40

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №41

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №42

Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь, слайд №43

Содержание ▲

Вы можете ознакомиться и скачать презентацию на тему Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь. Доклад-сообщение содержит 43 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:

Химия Строение атома. Периодическая таблица Менделеева. Химическая связь.

Слайд 2

Описание слайда:

Атом Атом состоит из двух частей – атомного ядра и электронной оболочки. В атомном ядре сосредоточена почти вся масса атома. Частицы, образующие ядро атома называются «нуклонами». Это протоны и нейтроны. В электронной оболочке находятся электроны – частицы с крайне малой массой и отрицательным зарядом.

Слайд 3

Описание слайда:

Атомное ядро Атомное ядро, состоящее из частиц с одинаковым(положительным) зарядом существует благодаря так называемому «дефекту масс» Если высчитать массу атомного ядра как массу всех нуклонов, то окажется, что расчетная масса больше реальной массы атома. «Недостаток» массы конвертируется в энергию ядерных сил, удерживающих компоненты ядра вместе по формуле: E = mc2

Слайд 4

Описание слайда:

Атомное ядро Атом в нормальном состоянии электронейтрален. Число протонов равно числу электронов. Поскольку именно электронная конфигурация определяет химические свойства, то изменение количества протонов в ядре меняет и принадлежность атома к химическому элементу. Количество нейтронов в ядре атома на его химические свойства не влияет.

Слайд 5

Описание слайда:

Комбинации строения атомных ядер Если у двух атомов одинаковое количество протонов, но различное количество нейтронов, то такие атомы называются «изотопами». Химические свойства изотопов одинаковы. Если у двух атомных ядер одинаковое количество нейтронов, но разное количество протонов, то такие атомы называются «изотонами». Изотоны принадлежат к различным химическим элементам. Если у двух атомных ядер равна сумма протонов и нейтронов, то они называются «изобарами». Как и изотоны, они принадлежат к разным химическим элементам.

Слайд 6

Описание слайда:

Электрон. Корпускулярно-волновой дуализм. Электроны обладают двойственными свойствами, с одной стороны они демонстрируют свойства, характерные для потока частиц – имеют массу покоя, заряд, могут оказывать давление, с другой стороны движение электронов подчиняется законам распространения радиоволн – можно определить такие характеристики как длина волны и частота, присутствуют такие явления как дифракция и интерференция. Такое явление получило название «корпускулярно-волновой дуализм».

Слайд 7

Описание слайда:

Электрон. Уравнение Шрёдингера. Движение элементарных частиц описывается уравнением Шрёдингера: где h – постоянная Планка; m – масса частицы; U – потенциальная энергия; Е – полная энергия; x, y, z – координаты; ψ(«пси») – волновая функция.

Слайд 8

Описание слайда:

Электрон. Уравнение Шрёдингера. Важным физическим смыслом обладает квадрат волновой функции. Ψ2 для определенного объема v (математическое выражение - Ψ2/dv) определяет вероятность нахождения электрона в точке пространстве объема v. Решение уравнения Шрёдингера на данный момент существует только для частиц с одним электроном – атом водорода, катион гелия и т.д.

Слайд 9

Описание слайда:

Электрон. Постулаты Бора. Атом и атомные системы могут длительно пребывать только в особенных стационарных или квантовых состояниях, каждому из которых отвечает определенная энергия. В стационарном состоянии атом не излучает электромагнитных волн. Излучение света происходит при переходе электрона из стационарного состояния с большей энергией в стационарное состояние с меньшей энергией. Энергия излученного фотона равна разности энергий стационарных состояний.

Слайд 10

Описание слайда:

Электрон. Принцип неопределенности Гейзинберга. Движение электрона описывается двумя переменными – импульсом и положением в пространстве. Чем точнее оператор измеряет одну переменную, тем большая погрешность возникает при определении второй.

Слайд 11

Описание слайда:

Электрон. Электронное облако. Движение электрона носит вероятностный характер. В атоме электрон находится в стационарных состояниях. Невозможно единовременно определить скорость движения электрона(импульс) и его координаты в пространстве.

Слайд 12

Описание слайда:

Электрон. Электронное облако. Пространство вокруг атома, в котором вероятность обнаружения электрона не менее 90% называется «электронным облаком» (или «атомной орбиталью»). Электронное облако – всего – лишь модель движения электрона в стационарном состоянии. Со временем эта модель может быть заменена.

Слайд 13

Описание слайда:

Электрон. Квантовые числа. Для характеристики электрона в составе атома введены квантовые числа: n – главное l – орбитальное ml - магнитное ms - cпиновое

Слайд 14

Описание слайда:

Электрон. Главное квантовое число. Главное квантовое число определяет энергию электрона на и размер атомной орбитали. Чем выше значение n, тем больше энергии у электрона и тем больше размер электронного облака. Состояние электрона, характеризующееся определенным значением n называется энергетическим уровнем. Электронные облака с одинаковым n имеют схожие размеры. n может принимать значение целых положительных чисел. Значение n совпадает с номером периода в периодической таблице.

Слайд 15

Описание слайда:

Электрон. Орбитальное квантовое число. Орбитальное квантовое число характеризует форму электронного облака и энергию электрона на подуровне. Максимальное значение l определяется по формуле: l = n – 1 Каждому значению l соответствует своя форма электронного облака. Энергетические подуровни обозначают буквами:

Слайд 16

Описание слайда:

Электрон. Формы электронного облака. Формы s, p и d электронных облаков:

Слайд 17

Описание слайда:

Электрон. Магнитное квантовое число. Магнитное квантовое число характеризует расположение электронных облаков одного энергетического подуровня в пространстве. ms может принимать значения от – l до + l включая 0. Всего значений ms для одного подуровня может быть 2l + 1.

Слайд 18

Описание слайда:

Пример пространственного расположения р-орбиталей.

Слайд 19

Описание слайда:

Электрон. Спиновое квантовое число. Спиновое квантовое число ms характеризует собственный момент количества движения электрона, обусловленный его движением вокруг своей оси; ms =± 1/2. Знаки “+” и “–“ соответствуют различным направлениям вращения электрона – по или против часовой стрелки.

Слайд 20

Описание слайда:

Электрон. Каждый электрон в атоме характеризуется четыремя квантовыми числами: Главным - характеризует энергию уровня. Орбитальным – характеризует энергию подуровня и форму электронного облака. Магнитным – характеризует положение электронного облака в пространстве. Спиновое – характеризует вращение электрона вокруг собственной оси. В одном атоме не может быть двух электронов с одинаковыми квантовыми числами.

Слайд 21

Описание слайда:

Электронное облако. Электронное облако характеризуется тремя квантовыми числами – главным, орбитальным, магнитным. Каждое электронное облако (атомная орбиталь) может содержать не более двух электронов с различным спином.

Слайд 22

Описание слайда:

Электронная конфигурация Электронная конфигурация – совокупность всех электронов в атоме, с учетом их расположения на различных уровнях и подуровнях. При записи электронной конфигурации: Электронное облако условно обозначается ячейкой - □, над или под ячейкой указывается номер уровня и обозначение подуровня. Электрон обозначается стрелкой в ячейке. Направление стрелки соответствует направлению спина.

Слайд 23

Описание слайда:

Электронная конфигурация атома серы.

Слайд 24

Описание слайда:

Порядок заполнения атомных орбиталей. Атомные орбитали заполняются электронами в соответствии с 4 правилами: 1) принцип наименьшей энергии; 2) правило Клечковского; 3) принцип запрета Паули; 4) правило Гунда.

Слайд 25

Описание слайда:

Принцип наименьшей энергии. Любая система стремится занять самое устойчивое состояние. Как правило такому состоянию соответствует минимум энергии в системе. Соответственно электроны будут выбирать атомную орбиталь с минимальным уровнем энергии. Уровень энергии определяется правилом Клечковского.

Слайд 26

Описание слайда:

Правило Клечковского. Правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атома заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l), а при равных значениях суммы (n+l) – в порядке возрастания n. Порядок заполнения: 1s

Слайд 27

Описание слайда:

Принцип запрета Паули. Принцип запрета Паули: в одном атоме не может быть электронов с четыремя одинаковыми квантовыми числами. На одной атомной орбитали может находится не более двух электронов, причем их спиновые числа должны быть равны + ½ и - ½.

Слайд 28

Описание слайда:

Правило Гунда Правило Гунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спинового числа их (│∑ms│) максимально.

Слайд 29

Описание слайда:

Задание Написать электронную конфигурацию следующих атомов: 8O, находится втором периоде 11Na, находится в третьем периоде 21Sc, находится в четвертом периоде

Слайд 30

Описание слайда:

Электронные семейства атомов В химических реакциях участвую электроны с последнего энергетического уровня. Такие электроны называются «валентными». В зависимости от того, на каком подуровне находятся последние валентные электроны выделяют следующие семейства химических элементов: s – элементы, валентные электроны находятся на последнем s - подуровне p – элементы, валентные электроны находятся на последнем s- и p- подуровнях d – элементы, валентные электроны находятся на последнем s- и предпоследнем d - подуровнях f – элементы, заполняется f - подуровни

Слайд 31

Описание слайда:

Электронные аналоги Электронные конфигурации валентных электронов по мере роста заряда ядра атома(то есть роста количества электронов) повторяются. На каждом энергетическом уровне есть место на s – орбиталях, начиная со второго на p – орбиталях, с третьего – на d – орбиталях. Элементы с одинаковой конфигурацией валентных уровней называются «электронными аналогами».

Слайд 32

Описание слайда:

Периодический закон Формулировка Менделеева: свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел, стоят в периодической зависимости от их атомного веса. Современная формулировка: свойства химических элементов, а также формы и свойства их соединений находятся в периодической зависимости от величины заряда атомных ядер.

Слайд 33

Описание слайда:

Слайд 34

Описание слайда:

Периодическая таблица. У каждого элемента в периодической таблице есть порядковый номер. Он соответствует количеству протонов в ядре атома. Периоды – горизонтальные ряды элементов, в которых происходит последовательное заполнение одного энергетического уровня. Главное квантовое число равно номеру периода. Группы – вертикальные ряды элементов, которые являются электронными аналогами. Номер группы равен числу валентных электронов.

Слайд 35

Описание слайда:

Стабильные электронные конфигурации s2 p6 – октет, элементы с такой конфигурацией являются благородными газами. Элементы, которым не хватает одного электрона до октета s2 p5 – галогены, элементы у которых один электрон находится «сверху» октета s1 - щелочные металлы.

Слайд 36

Описание слайда:

Стабильные электронные конфигурации d5 и d10, - иметь заполненный наполовину или полностью d подуровень выгоднее, чем заполненный s подуровень. Именно поэтому существует явление «электронного провала» у хрома(достигается половинная емкость d подуровня), меди(достигается максимальная емкость d подуровня), и их электронных аналогов. Палладий для достижения максимальной емкости перемещает два электрона на d подуровень.

Слайд 37

Описание слайда:

Периодичность свойств атомов Основные характеристики атомов: Атомный радиус Энергия ионизации Энергия сродства к электрону Электроотрицательность

Слайд 38

Описание слайда:

Атомный радиус Атомы и ионы не имеют строго определенных границ вследствие волновой природы электронов. Поэтому введены два условных понятия атомных радиусов: Эффективный атомный радиус определяется экспериментально (из спектрографических данных) как ½ расстояния между центрами ядер двух соседних атомов в молекуле или кристалле. Орбитальный атомный радиус – это расстояние от ядра атома до наиболее удаленного максимума электронной плотности.

Слайд 39

Описание слайда:

Атомный радиус В периоде атомные радиусы с ростом порядкового номера уменьшаются (от щелочного металла к инертному газу). В пределах каждой подгруппы элементов радиусы, как правило, увеличиваются при увеличении номера периода, так как возрастает число энергетических уровней. При движении по диагонали эти два эффекта компенсируют друг - друга, в результате похожи по свойствам элементы, находящиеся по диагонали относительно друг - друга.

Слайд 40

Описание слайда:

Энергия ионизации Энергия, необходимая для отрыва электрона от невозбужденного атома, называется «первой энергией ионизации». В результате ионизации атомы превращаются в положительно заряженные ионы. Энергию ионизации выражают либо в кДж/моль, либо в эВ/атом (1эВ = 1,6∙10-19 Дж). Энергия ионизации характеризует восстановительную способность элемента или его металлические свойства. Чем меньше значение энергии ионизации тем проще атому отдать свой электрон.

Слайд 41

Описание слайда:

Энергия ионизации Первая энергия ионизации в периоде возрастает слева направо. В главных подгруппах с увеличением порядкового номера энергия ионизации уменьшается, что обусловлено увеличением размеров атомов. В подгруппах d – элементов при переходе от 3d – к 5d – элементу энергии ионизации увеличиваются, это связано с усилением эффекта экранирования.

Слайд 42

Описание слайда:

Энергия сродства к электрону Энергетический эффект присоединения электрона к нейтральному атому называется «сродством к электрону». Сродство к электрону характеризует окислительные или неметаллические свойства атома элемента. Принимая электроны, атом превращается в отрицательно заряженный ион. Эта величина так – же выражается в кДж/моль, либо в эВ/атом. В периодах слева направо сродство к электрону и окислительные свойства элементов возрастают. В группах сверху вниз сродство к электрону, как правило, уменьшается.

Слайд 43

Описание слайда:

Электроотрицательность Электроотрицательность - способность атома химического элемента к оттягиванию на себя электронной плотности по сравнению с другими элементами соединения. Эта способность зависит от энергии ионизации атома и его сродства к электрону. Существует множество способов оценки электроотрицательности, но относительное положение элементов в этих шкалах не меняется. В периодах наблюдается общая тенденция роста величины электроотрицательности, а в подгруппах - ее падения.