Строение атома

Июль 21, 2022

Главная
Химия
Строение атома

Содержание

3. Строение атома Лекция 1 Национальный исследовательский университет МЭИ Кафедра Химии и электрохимической энергетики Григорьева Оксана Юрьевна
4. Химия – дисциплина в МЭИ. Строение атома. Квантово-механические представления. Квантовые числа. План лекции
5. В энергетическом институте – фундаментальная, общетеоретическая дисциплина Химия Естественная наука, изучающая состав, строение, свойства и превращения
7. Особенности химии как науки Многообразие изучаемых объектов. Создание собственных объектов для изучения Пример создания собственного объекта
9. Масштабы химии и физики
10. Электронное строение атома Джозеф-Джон Томсон 1897г - открытие электрона 1904г - модель строения атома (пудинг с
11. Электронное строение атома сложная электромагнитная микросистема, являющаяся носителем свойств химического элемента. ЯДРО ЭЛЕКТРОНЫ (e-) ПРОТОНЫ (p,p+)
12. Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра
13. основана на представлении о квантовании энергии, волновом характере движения микрообъектов и вероятностном методе описания их движения.
14. Частица А. Эйнштейн (1905 г.) m – масса фотона, с – скорость света, 3·108 м/с Волна
15. Луи де Бройль (1924 г.) Поведение движущихся микрообъектов (в том числе и электронов) – одновременное проявление,
16. Точное нахождение частицы (электрона) заменяется понятием статистической вероятности нахождения ее в определенном объеме (околоядерного) пространства.
17. Движение е- → волновой характер → волновая функция: Это пространство называется атомной орбиталью (АО). Эрвин Шрёдингер
18. Атомные орбитали (АО)
19. 1. Определяет – энергию электрона – энергетический уровень 2. Показывает – размер электронного облака (орбитали) 3.
21. 1. Определяет – орбитальный момент количества движения электрона 2. Показывает – форму орбитали 3. Принимает значения
22. l = 0 → s – энергетический подуровень → s –АО → l = 1 →
23. Каждому n соответствует определенное число значений l → → каждый энергетический уровень расщепляется на энергетические подуровни.
24. III. Магнитное квантовое число ml 1. Определяет – значение проекции орбитального момента количества движения электрона на
25. Любому значению l соответствует (2l + 1) значений ml , т. е. (2l + 1) возможных
26. Все орбитали, принадлежащие одному подуровню, имеют одинаковую энергию и называются вырожденными. Вывод: АО характеризуется определенным набором
27. Граничные поверхности s-и p-орбиталей n ns npz np x np y
28. Граничные поверхности d- и f-орбиталей ndx2-y2, ndz2, ndxy, ndxz, ndyz 3 4 4fy3, 4fx3, 4fz3, 4fx(z2
29. IV. Cпиновое квантовое число ms 1. Определяет – собственный угловой момент количества движения электрона, связанный с
30. Состояние любого электрона в атоме может быть полностью охарактеризовано определенным набором из четырех рассмотренных квантовых чисел.
31. Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были
32. Следствия из принципа Паули: на одной орбитали может находиться не более двух электронов, отличающихся друг от
33. 1-ое следствие: на одной орбитали может находиться не более двух электронов, отличающихся друг от друга спинами:
34. 2-е следствие: максимальное число электронов на энергетическом уровне равно 2n2 n = 3; 2·32 = 18
35. 3-ое следствие: максимальное число электронов на энергетическом подуровне равно 2(2l + 1). р-подуровень: l = 1;
36. Электроны в атоме (основное состояние) распределяются в соответствии с принципом минимальной энергии. Распределение электронов в атоме
37. Правило Клечковского (частный случай принципа наименьшей энергии) : – электроны размещаются последовательно на орбиталях, характеризуемых возрастанием
38. Значения суммы (n+l) для различных орбиталей номер энергетического уровня количество электронов на подуровне
39. Заполнение однотипных АО происходит по правилу Хунда. Σms = (½ + ½) Правило Хунда: 1 2
40. Способы составления схем распределения электронов в атоме: В виде формул электронных конфигураций: Пример1: 19K 1s22s22p63s23p64s1 Ar
41. 2. В виде графических формул АО Пример: 8О 1s22s22p4
43. Скачать презентацию

Слайд 2

Слайд 3

Строение атома
Лекция 1
Национальный исследовательский университет МЭИ Кафедра Химии и электрохимической энергетики
Григорьева

Оксана Юрьевна

Слайд 4

Химия – дисциплина в МЭИ.
Строение атома.
Квантово-механические представления.
Квантовые числа.
План лекции

Слайд 5

В энергетическом институте – фундаментальная, общетеоретическая дисциплина
Химия
Естественная наука, изучающая состав, строение,

свойства и превращения веществ, а также явления, сопровождающие эти превращения.

Слайд 6

Слайд 7

Особенности химии как науки
Многообразие изучаемых объектов.
Создание собственных объектов для изучения

Пример создания собственного объекта - наноавтомобиль на фуллереновых колесах.

Слайд 8

Слайд 9

Масштабы химии и физики

Слайд 10

Электронное строение атома
Джозеф-Джон Томсон
1897г - открытие электрона
1904г - модель

строения атома (пудинг с изюмом)

Эрнест Резерфорд
1910г – ядерная планетарная модель атома

Нильс Бор
1910г – модель атома водорода.

Д. Д. Иваненко, Е. Н. Гапон, В. Гейзенберг
1932 протонно-нейтронная теория

Слайд 11

Электронное строение атома
сложная электромагнитная микросистема, являющаяся носителем свойств химического элемента.
ЯДРО
ЭЛЕКТРОНЫ

(e-)

ПРОТОНЫ (p,p+)

НЕЙТРОНЫ (n, n0)

Слайд 12

Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра

Слайд 13

основана на представлении о квантовании энергии, волновом характере движения микрообъектов и

вероятностном методе описания их движения.

Почему атом – устойчивая, стабильная система?

Почему электрон не излучает энергии при движении?

Квантовая механика

Слайд 14

Частица
А. Эйнштейн (1905 г.)
m – масса фотона,
с – скорость

света, 3·108 м/с

Волна
М. Планк (1900 г.)
h – постоянная Планка (6,626·10-34Дж·с);
ν – частота излучения (колебания); ν = с/λ
с – скорость света, λ – длина волны.

Основные положения
квантовой механики

Слайд 15

Луи де Бройль (1924 г.)
Поведение движущихся микрообъектов (в том

числе и электронов) – одновременное проявление, как свойств частиц так и свойств волн.

λе = (6,626·10-34 )/9,1·10-31 ·3·108=2,4·10-11м

частица ЭЛЕКТРОН волна

E 1 = E2

E2 = h v / λe

E1 = me v 2

mе – масса электрона (9,1 · 10-31кг);
v – скорость движения электрона (3·108 м/с).

h – постоянная Планка (6,626 ·10-34 Дж ·с)

Слайд 16

Точное нахождение частицы (электрона) заменяется понятием статистической вероятности нахождения ее в

определенном объеме (околоядерного) пространства.

Слайд 17

Движение е- → волновой характер → волновая функция:
Это пространство называется

атомной орбиталью (АО).

Эрвин Шрёдингер
математическое описание состояния электрона в атоме
1933 год – Нобелевская премия за создание волновой механики

Макс Борн: вероятность найти электрон в той или иной точке пространства в данный момент времени равна |ψ|2.

Слайд 18

Атомные орбитали (АО)

Слайд 19

1. Определяет – энергию электрона – энергетический уровень
2. Показывает – размер

электронного облака (орбитали)
3. Принимает значения – от 1 до ∞
Характеристики АО

I. Главное квантовое число - n

Квантовые числа (n, l, ml )

Слайд 20

Слайд 21

1. Определяет – орбитальный момент количества движения электрона
2. Показывает – форму

орбитали
3. Принимает значения – от 0 до (n-1)

II. Орбитальное квантовое число - l

Слайд 22

l = 0 → s – энергетический подуровень → s

–АО →

l = 1 → p – энергетический подуровень → p –АО →

l = 2 → d – энергетический подуровень → d –АО →

l = 3 → f – энергетический подуровень → f –АО →

Слайд 23

Каждому n соответствует определенное число значений l →
→ каждый энергетический

уровень расщепляется на энергетические подуровни.

Число подуровней равно номеру
энергетического уровня

Пример: 1-ый энергетический уровень → 1 подуровень → 1s
2-ой энергетический уровень → 2 подуровня → 2s2p
3-ий энергетический уровень → 3 подуровня → 3s3p3d
4-ый энергетический уровень → 4 подуровня → 4s4p4d4f

Слайд 24

III. Магнитное квантовое число ml
1. Определяет – значение проекции орбитального

момента количества движения электрона на произвольно выделенную ось.
2. Показывает – пространственную ориентацию АО
3. Принимает значения – от –l до +l

Слайд 25

Любому значению l соответствует (2l + 1) значений ml ,

т. е.
(2l + 1) возможных расположений электронного облака данного типа в
околоядерном пространстве – число орбиталей.
Пример: s-состояние ( l = 0) – одна орбиталь: 2 ⋅ 0 + 1 = 1; ml = 0
p-состояние (l = 1) – три орбитали: 2 ⋅ 1 + 1 = 3; ml = -1, 0,+1

Слайд 26

Все орбитали, принадлежащие одному подуровню, имеют одинаковую энергию и называются вырожденными.
Вывод:

АО характеризуется определенным набором квантовых чисел (n, l и ml ) , т. е. определенными размером, формой и ориентацией в околоядерном пространстве.

Слайд 27

Граничные поверхности s-и p-орбиталей
n ns
npz np x np y

Слайд 28

Граничные поверхности d- и f-орбиталей
ndx2-y2, ndz2, ndxy, ndxz, ndyz

3
4

4fy3, 4fx3, 4fz3, 4fx(z2 -y2) ,
4fy(z2 –x2) , 4fz(x2 -y2), 4fxyz

Слайд 29

IV. Cпиновое квантовое число ms
1. Определяет – собственный угловой момент количества

движения электрона, связанный с вращением вокруг своей оси
2. Спин принимает значения: +1/2 или –1/2

1926 г. Д. Уленбек и С. Гоудсмит предложили понятие
«спин» – «вращающийся волчок»

Слайд 30

Состояние любого электрона в атоме может быть полностью охарактеризовано определенным набором

из четырех рассмотренных квантовых чисел.
!
При этом в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.

Слайд 31

Принцип Паули:
в атоме не может быть двух электронов, у которых все

четыре квантовых числа были бы одинаковы

Распределение электронов в атоме

Слайд 32

Следствия из принципа Паули:
на одной орбитали может находиться не более двух

электронов, отличающихся друг от друга спинами

максимальное число электронов на энергетическом подуровне равно
2(2l + 1)

максимальное число электронов на энергетическом уровне равно
2n2

Слайд 33

1-ое следствие:
на одной орбитали может находиться не более двух электронов, отличающихся

друг от друга спинами:
+1/2; -1/2

Следствия из принципа Паули:

Слайд 34

2-е следствие:
максимальное число электронов на энергетическом уровне равно 2n2
n =

3; 2·32 = 18
3s 3p 3d

Следствия из принципа Паули:

Слайд 35

3-ое следствие:
максимальное число электронов на энергетическом подуровне равно
2(2l + 1).
р-подуровень:

l = 1; 2(2·1 + 1) = 6

Следствия из принципа Паули:

Слайд 36

Электроны в атоме (основное состояние) распределяются в соответствии с принципом минимальной

энергии.

Распределение электронов в атоме

Слайд 37

Правило Клечковского (частный случай принципа наименьшей энергии) :
– электроны размещаются

последовательно на орбиталях, характеризуемых возрастанием суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l );
– при одинаковых значениях этой суммы раньше заполняется орбиталь с меньшим значением главного квантового числа n

Слайд 38

Значения суммы (n+l) для различных орбиталей
номер энергетического уровня
количество электронов
на подуровне

Слайд 39

Заполнение однотипных АО
происходит по правилу Хунда.
Σms = (½ + ½)
Правило

Хунда:

Слайд 40

Способы составления схем
распределения электронов в атоме:
В виде формул

электронных конфигураций:
Пример1: 19K 1s22s22p63s23p64s1
Ar
с учетом электронной конфигурации элемента 8А группы:
[Ar]4s1
Пример 2: 26Fe 1s22s22p63s23p6 3d6 4s2 или [Ar]3d64s2

Слайд 41

Строение атома

Содержание

Строение атомаЛекция 1Национальный исследовательский университет МЭИ Кафедра Химии и электрохимической энергетикиГригорьева

Химия – дисциплина в МЭИ.Строение атома.Квантово-механические представления.Квантовые числа.План лекции

В энергетическом институте – фундаментальная, общетеоретическая дисциплинаХимияЕстественная наука, изучающая состав, строение,

Особенности химии как науки Многообразие изучаемых объектов.Создание собственных объектов для изучения

Масштабы химии и физики

Электронное строение атомаДжозеф-Джон Томсон 1897г - открытие электрона 1904г - модель

Электронное строение атомасложная электромагнитная микросистема, являющаяся носителем свойств химического элемента. ЯДРОЭЛЕКТРОНЫ

Химический элемент – вид атомов с одинаковым зарядом ядра

основана на представлении о квантовании энергии, волновом характере движения микрообъектов и

ЧастицаА. Эйнштейн (1905 г.) m – масса фотона, с – скорость

Луи де Бройль (1924 г.) Поведение движущихся микрообъектов (в том

Точное нахождение частицы (электрона) заменяется понятием статистической вероятности нахождения ее в

Движение е- → волновой характер → волновая функция: Это пространство называется

Атомные орбитали (АО)

1. Определяет – энергию электрона – энергетический уровень2. Показывает – размер

1. Определяет – орбитальный момент количества движения электрона2. Показывает – форму

l = 0 → s – энергетический подуровень → s

Каждому n соответствует определенное число значений l → → каждый энергетический

III. Магнитное квантовое число ml 1. Определяет – значение проекции орбитального

Любому значению l соответствует (2l + 1) значений ml ,

Все орбитали, принадлежащие одному подуровню, имеют одинаковую энергию и называются вырожденными.Вывод:

Граничные поверхности s-и p-орбиталей n ns npz np x np y

Граничные поверхности d- и f-орбиталей ndx2-y2, ndz2, ndxy, ndxz, ndyz

IV. Cпиновое квантовое число ms1. Определяет – собственный угловой момент количества

Состояние любого электрона в атоме может быть полностью охарактеризовано определенным набором

Принцип Паули:в атоме не может быть двух электронов, у которых все

Следствия из принципа Паули:на одной орбитали может находиться не более двух

1-ое следствие:на одной орбитали может находиться не более двух электронов, отличающихся

2-е следствие:максимальное число электронов на энергетическом уровне равно 2n2 n =

3-ое следствие:максимальное число электронов на энергетическом подуровне равно2(2l + 1). р-подуровень:

Электроны в атоме (основное состояние) распределяются в соответствии с принципом минимальной

Правило Клечковского (частный случай принципа наименьшей энергии) :– электроны размещаются

Значения суммы (n+l) для различных орбиталейномер энергетического уровняколичество электроновна подуровне

Заполнение однотипных АО происходит по правилу Хунда.Σms = (½ + ½)Правило

Способы составления схем распределения электронов в атоме: В виде формул

2. В виде графических формул АО Пример: 8О 1s22s22p4

Похожие презентации

Строение атома
Лекция 1
Национальный исследовательский университет МЭИ Кафедра Химии и электрохимической энергетики
Григорьева

Химия – дисциплина в МЭИ.
Строение атома.
Квантово-механические представления.
Квантовые числа.
План лекции

В энергетическом институте – фундаментальная, общетеоретическая дисциплина
Химия
Естественная наука, изучающая состав, строение,

Особенности химии как науки
Многообразие изучаемых объектов.
Создание собственных объектов для изучения

Электронное строение атома
Джозеф-Джон Томсон
1897г - открытие электрона
1904г - модель

Электронное строение атома
сложная электромагнитная микросистема, являющаяся носителем свойств химического элемента.
ЯДРО
ЭЛЕКТРОНЫ

Частица
А. Эйнштейн (1905 г.)
m – масса фотона,
с – скорость

Луи де Бройль (1924 г.)
Поведение движущихся микрообъектов (в том

Движение е- → волновой характер → волновая функция:
Это пространство называется

1. Определяет – энергию электрона – энергетический уровень
2. Показывает – размер

1. Определяет – орбитальный момент количества движения электрона
2. Показывает – форму

Каждому n соответствует определенное число значений l →
→ каждый энергетический

III. Магнитное квантовое число ml
1. Определяет – значение проекции орбитального

Все орбитали, принадлежащие одному подуровню, имеют одинаковую энергию и называются вырожденными.
Вывод:

Граничные поверхности s-и p-орбиталей
n ns
npz np x np y

Граничные поверхности d- и f-орбиталей
ndx2-y2, ndz2, ndxy, ndxz, ndyz

IV. Cпиновое квантовое число ms
1. Определяет – собственный угловой момент количества

Принцип Паули:
в атоме не может быть двух электронов, у которых все

Следствия из принципа Паули:
на одной орбитали может находиться не более двух

1-ое следствие:
на одной орбитали может находиться не более двух электронов, отличающихся

2-е следствие:
максимальное число электронов на энергетическом уровне равно 2n2
n =

3-ое следствие:
максимальное число электронов на энергетическом подуровне равно
2(2l + 1).
р-подуровень:

Правило Клечковского (частный случай принципа наименьшей энергии) :
– электроны размещаются

Значения суммы (n+l) для различных орбиталей
номер энергетического уровня
количество электронов
на подуровне

Заполнение однотипных АО
происходит по правилу Хунда.
Σms = (½ + ½)
Правило

Способы составления схем
распределения электронов в атоме:
В виде формул

2. В виде графических формул АО
Пример: 8О 1s22s22p4