Материя. Уровни организации материи

Июль 31, 2022

Главная
Химия
Материя. Уровни организации материи

Содержание

2. Большой взрыв -13,7 млрд. лет назад появились пространство и время Материя. Уровни организации материи агрегатное состояние,
4. Простые Сложные Металлы Неметаллы Неорганические Органические Оксиды Основания Кислоты Соли ЭхОу Э(ОН)х НхА (остаток основания)х (остаток
5. Оксиды ЭхОу солеобразующие Кислотные SO2, SO3 Основные CaO, Na2O Амфотерные Al2O3 несолеобразующие CO, NO, SiO солеобразные
6. Основания Э(ОН)х ОН‾ + [Э(ОН)х-1]+ сильные растворимые – щелочи; слабые; амфотерные Кислоты НхА Н+ + [Нх-1А]
7. NaOH + HCl = NaCl + H2O NaOH + H2CO3 = NaHCO3 + H2O Al(OH)3 +
8. Строение атомов Квантовая теория Уравнение Шредингера Квантовые числа
9. ⮟ 1900г. М.Планк, квантовая теория света. Квант энергии Е = hν. Постоянная Планка h = 6,625·10-34Дж·с.
10. Ĥψ = Еψ (энергия – это у электрона всё). Волновая функция Ψ характеризует амплитуду электронной волны,
11. Волновая функция ψ – это функция четырёх квантовых чисел (n, ℓ, mℓ, ms). ψ(n, ℓ, mℓ,
12. Главное квантовое число n определяет энергию электрона и может принимать только целочисленные значения: 1, 2, 3
13. Условное обозначение формы АО Побочное или орбитальное квантовое число ℓ также определяет энергию электрона (но в
14. Магнитное квантовое число mℓ характеризует количество и ориентацию атомных орбиталей в пространстве и может принимать целочисленные
15. Спиновое квантовое число ms – собственный магнитный момент (спин) имеет только два значения +½ и -½.
16. ПРАВИЛА ЗАПОЛНЕНИЯ АО И ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ АТОМОВ Принцип минимума энергии 1s Принцип Паули Правило Гунда Правила
17. ПОРЯДОК ЗАПОЛНЕНИЯ АО ЭЛЕКТРОНАМИ Н 1s1 Не 1s2 Li 1s22s1
18. Второй период Литий Li 1s22s1 Бериллий Ве 1s22s2 Бор В 1s22s22р1 Углерод С 1s22s22р2 Азот N
19. Важнейшие периодические свойства атома: атомный и ионный радиусы (r); энергия ионизации, (Еи); сродство к электрону, (Eе);
23. Скачать презентацию

Слайд 2

Большой взрыв -13,7 млрд. лет назад появились пространство и время
Материя. Уровни

организации материи

агрегатное состояние, фаза

при n > NА

Слайд 3

Слайд 4

Простые
Сложные
Металлы
Неметаллы
Неорганические
Органические
Оксиды
Основания
Кислоты
Соли
ЭхОу
Э(ОН)х
НхА
(остаток основания)х (остаток кислоты)у
Вещества
Химия – наука о веществах и их превращениях.

Электролитическая диссоциация

Слайд 5

Оксиды
ЭхОу
солеобразующие
Кислотные
SO2, SO3
Основные
CaO, Na2O
Амфотерные
Al2O3
несолеобразующие
CO, NO, SiO
солеобразные
Н2O2, Na2O2, Fe3O4

Слайд 6

Основания
Э(ОН)х
ОН‾ + [Э(ОН)х-1]+
сильные
растворимые – щелочи;
слабые;
амфотерные
Кислоты
НхА
Н+ + [Нх-1А]

‾

бескислородные (НСl, Н2S и др.)
кислородсодержащие (НСlО2, Н2SО4 Н3РО4 и др.)

реакция нейтрализации
Н+ + ОН‾ = Н2О
кислота + основание = соль + вода

остаток основания

остаток кислоты

Слайд 7

NaOH + HCl = NaCl + H2O
NaOH + H2CO3 = NaHCO3

+ H2O
Al(OH)3 + 3Н3РО4 = Al(H2PO4)3+3Н2О
Al(OH)3+ HCl = [Al(ОН)2]Cl + H2O

действие основания
кислые соли средняя соль основные соли
действие кислоты

Соли

(остаток основания)х (остаток кислоты)у

кислые (NaHCO3, Al(H2PO4)3 и др.);
нормальные (NaCl, К3РО4 и др.);
основные (AlОНСl2, [Al(ОН)2]2SO4 и др.)
двойные
комплексные

многоосновная кислота

многокислотное основание

Слайд 8

Строение атомов
Квантовая теория
Уравнение Шредингера
Квантовые числа

Слайд 9

⮟ 1900г. М.Планк, квантовая теория света. Квант энергии Е = hν.

Постоянная Планка h = 6,625·10-34Дж·с.
1905 г. А. Эйнштейн. Корпускулярно- волновая природа света, фотоны. Е = mc2.
Объединённое ур-ние Планка-Эйнштейна hν = mc2,
т.к. ν = с/λ, то λ = h/(mc).
⮟ 1924 г. Де Бройль - для электрона λ = h/(mv). Электрон – это и корпускула и волна.
Принцип неопределённостей Гейзенберга (1927) Δx·Δpx ≥ ħ или Δх·Δv ≥ h/2πmе – у атома нет чётких границ, электронное облако.
Атомная орбиталь (АО) – граничная поверхность, внутри которой вероятность нахождения электрона составляет не менее 90 - 95%.

Слайд 10

Ĥψ = Еψ (энергия – это у электрона всё).
Волновая функция

Ψ характеризует амплитуду электронной волны, а её квадрат Ψ2 – плотность вероятности нахождения электрона в определённой области пространства.

Уравнение Шредингера:

Слайд 11

Волновая функция ψ – это функция четырёх квантовых чисел (n, ℓ,

mℓ, ms).
ψ(n, ℓ, mℓ, ms) = ψ(x, y, z, t)
n – главное квантовое число,
ℓ – побочное (орбитальное) квантовое число,
mℓ – магнитное (азимутальное) квантовое число,
ms – магнитное спиновое квантовое число.

КВАНТОВЫЕ ЧИСЛА

Слайд 12

Главное квантовое число n определяет энергию электрона и может принимать

только целочисленные значения: 1, 2, 3 ... и т. д.
Каждому значению n соответствует определённый уровень энергии электрона: Е1 < Е2 < Е3< ... и т.д.
Обычно представляется в виде:

Слайд 13

Условное обозначение формы АО
Побочное или орбитальное квантовое число ℓ также

определяет энергию электрона (но в меньшей степени, чем n) и форму атомной орбитали.
Принимает целочисленные значения от 0 до (n–1).
Обозначается латинскими буквами:
Значение ℓ 0 1 2 3 4
Подуровень s р d f g
Энергия Еs < Ер < Еd < Еf

Слайд 14

Магнитное квантовое число mℓ характеризует количество и ориентацию атомных орбиталей

в пространстве и может принимать целочисленные значения от ℓ до +ℓ, включая ноль. Всего принимает 2ℓ+1 значение.
Условное обозначение в виде ячейки или ─.

у s-подуровня – одна орбиталь
у р-подуровня – три АО
у d-подуровня – пять АО
у f-подуровня – семь АО.

Слайд 15

Спиновое квантовое число ms – собственный магнитный момент (спин)

имеет только два значения +½ и -½.
обозначение в виде стрелок ↑ или ↓.

Слайд 16

ПРАВИЛА ЗАПОЛНЕНИЯ АО И ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ АТОМОВ
Принцип минимума энергии
1s<2s<2р<3s<3р<4s≈3d<4р<5s≈4d<5р<6s≈5d≈4f<6р<7s
Принцип Паули
Правило

Гунда

Правила Клечковского

Электронная формула атома водорода: 1Н 1s1
и электронно-графическая 1Н

Различают электронные (сокращённые) и электронно-графические (полные) формулы атомов.

Слайд 17

ПОРЯДОК ЗАПОЛНЕНИЯ АО ЭЛЕКТРОНАМИ
Н 1s1
Не 1s2
Li 1s22s1

Слайд 18

Второй период
Литий Li 1s22s1
Бериллий Ве 1s22s2
Бор В 1s22s22р1
Углерод С 1s22s22р2
Азот N

1s22s22р3
Кислород О 1s22s22р4
Фтор F 1s22s22р5
Неон Nе 1s22s22р6

СТРУКТУРА ПЕРИОДИЧЕСКОЙ СИСТЕМЫ Д.И.МЕНДЕЛЕЕВА

Первый период
Водород Н 1s1 или
Гелий Не 1s2 или

Слайд 19

Важнейшие периодические свойства атома:
атомный и ионный радиусы (r);
энергия ионизации,

(Еи);
сродство к электрону, (Eе);
электроотрицательность,
окислительно-восстановительная активность;
степень окисления,
составы высших водородных соединений,
составы высших кислородных соединений,
термодинамические,
электролитические свойства и многие другие.

Слайд 20

Слайд 21

Материя. Уровни организации материи

Содержание

Большой взрыв -13,7 млрд. лет назад появились пространство и времяМатерия. Уровни

ОксидыЭхОусолеобразующиеКислотныеSO2, SO3ОсновныеCaO, Na2OАмфотерные Al2O3несолеобразующиеCO, NO, SiOсолеобразныеН2O2, Na2O2, Fe3O4

ОснованияЭ(ОН)хОН‾ + [Э(ОН)х-1]+ сильные растворимые – щелочи; слабые; амфотерныеКислотыНхАН+ + [Нх-1А]

NaOH + HCl = NaCl + H2ONaOH + H2CO3 = NaHCO3

Строение атомовКвантовая теорияУравнение ШредингераКвантовые числа

⮟ 1900г. М.Планк, квантовая теория света. Квант энергии Е = hν.

Ĥψ = Еψ (энергия – это у электрона всё). Волновая функция