Строение атома

Сентябрь 9, 2022

Главная
Химия
Строение атома

Содержание

2. КВАНТОВАЯ ТЕОРИЯ СТРОЕНИЯ АТОМА В основе лежат положения: 1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу, т.е. может
3. Длина волны электрона определяется соотношением Де Бройля: λ = h / (m υ) λ – длина
4. 2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. 3. Электрон в атоме не движется
5. 4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (нуклоны). Заряд протона равен по величине и противоположен
6. Различные виды атомов имеют общее название – нуклиды. Их можно характеризовать любыми двумя числами из трех
7. Связь между ними: Z = A – N N = A – Z A = Z
8. Появление гипотезы де Бройля открыло принципиальную возможность описывать электрон в атоме уже не как частицу, а
9. где: ð2- дифференциальный оператор, представляющий собой сумму вторых частных производных по соответствующим координатам, m - масса
10. Решение уравнения Шредингера приводит к необходимости ввести постоянные величины, называемые квантовыми числами.
11. n – главное квантовое число; l - орбитальное квантовое число; m – магнитное квантовое число; s
12. ГЛАВНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО Характеризует общий запас энергии и возможные энергетические состояния электрона в атоме. Принимает целые
13. Электроны внешнего энергетического уровня обладают максимальным запасом энергии и наименьшей связью с ядром. Максимальное число электронов,
14. Орбитальное квантовое число - l Электроны одного и того же уровня могут различаться значениями энергии, образуя
15. Электроны, находящиеся на соответствующих подуровнях, называют s-, p-, d-, f- электронами.
16. Таким образом, энергетический подуровень – это совокупность электронных состояний, характеризующихся определенным набором квантовых чисел n и
17. Магнитное квантовое число - m Положение (ориентация) электронного облака в пространстве определяется значением магнитного квантового числа.
19. СПИНОВОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО - s Спиновое квантовое число может принимать, следовательно, только два значения и в
20. ЗАПОЛНЕНИЕ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ ЭЛЕКТРОНАМИ Распределение электронов в атомах элементов определяется тремя основными положениями: принципом Паули, принципом
21. Принцип Паули → В атоме не может быть электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.
22. Правило Хунда → на каждом подуровне сумма спинов электронов должна быть максимальной по абсолютному значению (модулю).
23. Принцип наименьшей энергии Электрон всегда занимает орбиталь с наименьшей энергией. Последовательность заполнения атомных электронных орбиталей в
24. Первое правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение электронных орбиталей происходит от орбиталей с
25. Второе правило Клечковского: при одинаковых значениях суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+l) заполняется подуровень с
27. Скачать презентацию

Слайд 2

КВАНТОВАЯ ТЕОРИЯ СТРОЕНИЯ АТОМА
В основе лежат положения:
1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую)

природу, т.е. может вести себя и как частица (имеет массу и заряд), и как волна (способность к дифракции).

Слайд 3

Длина волны электрона определяется соотношением Де Бройля:
λ = h / (m

υ)
λ – длина волны в см (м);
h – постоянная Планка (6,63·10-34 Дж⋅с)
m – масса частицы в г (кг);
υ – скорость частицы в см/с (м/с).
Гипотеза де Бройля получила экспериментальное подтверждение для малых частиц (электронов, нейтронов).

Слайд 4

2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость.
3.

Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части около ядерного пространства. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона велика, называется орбиталью.

Слайд 5

4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (нуклоны).
Заряд протона равен

по величине и противоположен по знаку заряду электрона; масса его равна приблизительно одной а.е.м.
Нейтрон – незаряженная частица с массой, приблизительно равной массе протона.

Слайд 6

Различные виды атомов имеют общее название – нуклиды. Их можно характеризовать

любыми двумя числами из трех фундаментальных параметров:
А – массовое число
Z – заряд ядра, равный числу протонов
N – число нейтронов в ядре

Слайд 7

Связь между ними:
Z = A – N
N = A – Z
A

= Z + N
Нуклиды с одинаковым Z, но разными A и N называются изотопами.

Слайд 8

Появление гипотезы де Бройля открыло принципиальную возможность описывать электрон в атоме

уже не как частицу, а как волну. Это в 1926 году сделал австрийский физик Э. Шредингер.
Он применил к электрону в атоме математический аппарат, описывающий движение волны в трехмерном пространстве.

Слайд 9

где: ð2- дифференциальный оператор, представляющий собой сумму вторых частных производных по

соответствующим координатам, m - масса покоя электрона, E - полная энергия электрона, U= e2/r - потенциальная энергия электрона.

Слайд 10

Решение уравнения Шредингера приводит к необходимости ввести постоянные величины, называемые квантовыми

числами.

Слайд 11

n – главное квантовое число;
l - орбитальное квантовое число;
m – магнитное

квантовое число;
s – спиновое квантовое число.

Слайд 12

ГЛАВНОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО
Характеризует общий запас энергии и возможные энергетические состояния электрона

в атоме. Принимает целые значения от 1 до бесконечности.
Наименьшей энергией обладает электрон с n = 1. С увеличением значения главного квантового числа n энергия электрона возрастает.
Электроны в атоме образуют электронные слои или энергетические уровни, которым соответствует определенное значение n.

Слайд 13

Электроны внешнего энергетического уровня обладают максимальным запасом энергии и наименьшей связью

с ядром.
Максимальное число электронов, которое может находиться на том или ином уровне, определяется по формуле:
N= 2n2
где N - максимальное число электронов на уровне; n – номер энергетического уровня.
На внешнем энергетическом уровне может находиться не более восьми электронов, а на первом - не более двух.

Слайд 14

Орбитальное квантовое число - l
Электроны одного и того же уровня могут

различаться значениями энергии, образуя энергетические подуровни.
Орбитальное квантовое число (его также называют побочным или азимутальным) характеризует запас энергии электрона на энергетическом подуровне и форму электронного облака, которая, как и энергия, не может быть произвольной.

Слайд 15

Электроны, находящиеся на соответствующих подуровнях, называют s-, p-, d-, f- электронами.

Слайд 16

Таким образом, энергетический подуровень – это совокупность электронных состояний, характеризующихся определенным

набором квантовых чисел n и l.
Такое состояние электрона, соответствующее определенным значениям n и l, записывается в виде цифрового и буквенного обозначения , например, 4р (n = 4, l= 1); 5d (n = 5, l= 2).

Слайд 17

Магнитное квантовое число - m
Положение (ориентация) электронного облака в пространстве определяется

значением магнитного квантового числа. Оно зависит от орбитального квантового числа и может принимать целочисленные значения от -l до +l, включая 0.
Число орбиталей с данным значением l равно (2l + 1). Эти орбитали различаются только значением магнитного квантового числа (ml):

Слайд 18

Слайд 19

СПИНОВОЕ КВАНТОВОЕ ЧИСЛО - s
Спиновое квантовое число может принимать, следовательно, только

два значения и в квантовой механике они приняты такими: s = +1/2 и s = -1/2.

Слайд 20

ЗАПОЛНЕНИЕ АТОМНЫХ ОРБИТАЛЕЙ ЭЛЕКТРОНАМИ
Распределение электронов в атомах элементов определяется тремя основными

положениями: принципом Паули, принципом наименьшей энергии (правилa Клечковского) и правилом Хунда.

Слайд 21

Принцип Паули → В атоме не может быть электронов с одинаковым

набором всех четырех квантовых чисел. Из принципа Паули следует, что на одной орбитали не может находиться более двух электронов, причем они должны иметь разные спины.
Максимальная емкость энергетического подуровня - 2(2l+1) электронов, а уровня - 2n2.

Слайд 22

Правило Хунда → на каждом подуровне сумма спинов электронов должна быть

максимальной по абсолютному значению (модулю).
Иными словами, электроны сначала заполняют вакантные орбитали по одному (суммарный спин электронов на одинаковых АО стремится к max).

Слайд 23

Принцип наименьшей энергии
Электрон всегда занимает орбиталь с наименьшей энергией.
Последовательность заполнения атомных

электронных орбиталей в зависимости от значений главного и орбитального квантовых чисел, была исследована В.М. Клечковским, который установил, что энергия электрона возрастает по мере увеличения суммы этих двух квантовых чисел (n+l). В соответствии с этим было сформулировано два правила Клечковского.

Слайд 24

Первое правило Клечковского: при увеличении заряда ядра атома последовательное заполнение

электронных орбиталей происходит от орбиталей с меньшим значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l) к орбиталям с большим значением этой суммы.
Например, запас энергии на подуровне 4s меньше, чем на 3d.

Слайд 25

Второе правило Клечковского: при одинаковых значениях суммы главного и орбитального квантовых

чисел (n+l) заполняется подуровень с меньшим значением главного квантового числа.
Подуровни 3d, 4p, 5s.
3d n+l = 3+2 = 5
4p n+l = 4 + 1 = 5
5 s n+l = 5 + 0 = 5
Вначале заполняется 3d подуровень, затем 4p, после 5s подуровни.

Строение атома

Содержание

КВАНТОВАЯ ТЕОРИЯ СТРОЕНИЯ АТОМАВ основе лежат положения:1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую)

Длина волны электрона определяется соотношением Де Бройля:λ = h / (m

2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. 3.

4. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (нуклоны).Заряд протона равен