Строение атома

Июль 29, 2022

Главная
Химия
Строение атома

Содержание

2. Свидетельства сложности строения атома Электролиз (1800 г.) Фотоэффект ( Герц, Столетов, 1887-1888г.) Теория электролитической диссоциации (
3. Свидетельства сложности строения атома Катодные лучи (Томсон, 1897), частицы которых получили название электроны е- (несут единичный
4. Основные понятия и определения Атом это наименьшая частица химического элемента, способная к самостоятельному существованию, подчиняющаяся квантовым
5. Основные понятия и определения Электрон – стабильная элементарная частица, имеющая массу покоя 9,109 · 10-31 кг
6. Основные понятия и определения Протон – ядро атома легкого изотопа водорода 1, элементарная частица, несущая положительный
7. Основные понятия и определения Нейтрон – электрически нейтральная элементарная частица с массой покоя 1,675 · 10-27
8. Атомные спектры Данные о спектрах химических элементов - экспериментальное основание теории строения атома. Спектры, получаемые разложением
9. Спектр водорода
10. Атомный спектр водорода в видимой и ближней УФ-области (серия Бальмера) R – постоянная Ридберга; R =
11. Уровни энергии электрона в атоме водорода Уровни энергии электрона в атоме водорода Спектральные линии – узкие
12. Наличие в центре атома положительно заряженного ядра (Резерфорд, 1911) Схема установки Резерфорда по рассеиванию α-частиц
13. Планетарная модель строения атома.(Бор,1910г.) Постулаты Бора. 1. Электрон вращается по строго определенным стационарным орбитам. При этом
14. Планетарная модель строения атома.(Бор,1910г.) Постулаты Бора Для атома водорода разрешены состояния, для которых радиус орбиты и
15. Постулаты Бора 2. Поглощение и излучением атомом энергии имеет место при переходе с одной орбиты на
16. Основные понятия и определения Так как связь длины волны и массы покоя фотона: ∆Е = Е2
17. Теория ЗОММЕРФЕЛЬДА Стационарные орбиты в атомах могут быть не только круговыми, но эллиптоидными и могут различным
18. Недостатки теории Бора-Зоммерфельда 1. При расчете ряда спектральных характеристик теория дает результаты, не совпадающие с опытом.
19. Квантово-механическая модель строения атома Двойственная природа электрона. Электрон обладает корпускулярно-волновым дуализмом, т.е. может вести себя и
20. Квантово-механическая модель строения атома Принцип неопределенности Гейзенберга (1927 г.): невозможно в любой момент времени определить и
21. Уравнение Шредингера Э. Шредингер предложил описывать движение микрочастиц с помощью уравнения, которое связывает энергию, координаты и
22. Квантовые числа Для описания орбитали (электрона) используют квантовые числа (параметры в уравнении Шредингера) 1. Главное квантовое
23. n характеризует: а) номер энергетического уровня; б) интервал энергии электронов, находящихся на этом уровне; в) размеры
24. Энергия связи электрона с ядром определяется формулой: E = -Rz2/n2 R -постоянная Ридберга Z- заряд ядра
25. 2. Орбитальное квантовое число (l) l = 0, 1, 2,... (n – 1) l определяет момент
26. 2. Орбитальное квантовое число (l) r=a0 Среднее расстояние от электрона до ядра. Для электрона в атоме
27. 3. Магнитное квантовое число (m) m = -l…0…+ l определяет возможные ориентации электронного облака в пространстве.
28. Спиновое квантовое число S s = ± 1/2 отражает у электрона наличие собственного момента движения В
31. Последовательность заполнения электронами оболочек 3-го периода аналогична 2-му.
32. Возбужденные состояния атомов
34. Основные и возбужденные состояния атомов
35. Третий период заканчивается Ar+18 1S22S22p63S23p6 3d-подуровень не заполняется, т.к. n+l=5, а для 4S n+l=4, уровень энергии
37. Аналогичным образом идет заполнение электронных оболочек у элементов 5-го периода. Шестой период содержит 32 элемента ,
38. Принцип Паули и правило Хунда Принцип Паули. В атоме не может быть двух электронов, состояние которых
39. Многоэлектронные атомы 1. Принцип минимума энергии В атоме каждый электрон занимает тот подуровень на котором его
40. Схема изменений энергии подуровней с ростом заряда ядра
43. Максимальное число электронов на атомных энергетических уровнях и подуровнях
44. Максимальное число электронов на атомных энергетических уровнях и подуровнях
47. Скачать презентацию

Слайд 2

Свидетельства сложности строения атома
Электролиз (1800 г.)
Фотоэффект ( Герц, Столетов, 1887-1888г.)
Теория электролитической

диссоциации ( Аррениус, 1887 г.)

Слайд 3

Свидетельства сложности строения атома
Катодные лучи (Томсон, 1897), частицы которых получили название

электроны е- (несут единичный отрицательный заряд);
Естественная радиоактивность элементов (Беккерель и
Пьер Кюри, М. Склодовская-Кюри 1896);

Слайд 4

Основные понятия и определения
Атом это наименьшая частица химического элемента, способная к

самостоятельному существованию, подчиняющаяся квантовым законам и являющаяся носителем его свойств.
Атом состоит из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов.

Слайд 5

Основные понятия и определения
Электрон – стабильная элементарная частица, имеющая массу покоя
9,109

· 10-31 кг ,
Несущая элементарный отрицательный заряд 1,60 · 10-19 Кл.
Заряд электрона принимают за -1

Слайд 6

Основные понятия и определения
Протон – ядро атома легкого изотопа водорода 1,

элементарная частица, несущая положительный заряд 1,60 · 10-19 Кл, имеющая массу 1,672 · 10-27 кг.
Заряд ядра определяется числом находящимся в нем протонов и определяет число электронов в атоме элементов, его химическую индивидуальность (Номер химического элемента)

Слайд 7

Основные понятия и определения
Нейтрон – электрически нейтральная элементарная частица с массой

покоя
1,675 · 10-27 кг.
Ядра атомов состоят из элементарных частиц двух видов – протонов и нейтронов.
Вся масса атома сосредоточена в его ядре.
rя = 10-15 М rа = 10-10 М

Слайд 8

Атомные спектры
Данные о спектрах химических элементов - экспериментальное основание теории

строения атома.
Спектры, получаемые разложением излучения, испускаемого телами – эмиссионные. Непрерывные спектры – при излучении раскаленных твердых и жидких тел.
Линейчатый спектр – от излучения, испускаемого атомами, полосатый – молекулами. (У железа – свыше 5000 линий)

Слайд 9

Спектр водорода

Слайд 10

Атомный спектр водорода в видимой и ближней УФ-области (серия Бальмера)
R –

постоянная Ридберга; R = 3,29 · 1015 Гц

R = 1,097·105 см-1

Слайд 11

Уровни энергии электрона в атоме водорода
Уровни энергии электрона в атоме водорода
Спектральные

линии – узкие характеристические линии в спектре испускания атомарного вещества.
У водорода четыре линии в видимой области (серия Бальмера), в ультрафиолетовой (серия Лаймана) и инфракрасный (серии Пашена и Бреккета) областях спектра.

R = 1314 кДж/моль

Слайд 12

Наличие в центре атома положительно заряженного ядра (Резерфорд, 1911)
Схема установки Резерфорда

по рассеиванию α-частиц

Слайд 13

Планетарная модель строения атома.(Бор,1910г.) Постулаты Бора.
1. Электрон вращается по строго определенным

стационарным орбитам. При этом он не излучает энергии.

h – постоянная Планка

n = 1,2,3… Если n=1 -минимальный радиус, то

r = 0,053 нм

h=6,626·10-34 Дж·с

Слайд 14

Планетарная модель строения атома.(Бор,1910г.) Постулаты Бора

Для атома водорода разрешены состояния,

для которых радиус орбиты и энергия равны Е и r.

Если n = 1 r = 0,053 нм ( )

E = -

v= n

r =

E= -

(n=1)

=13,6эВ

Е=

Энергия основного состояния атома водорода (n=1, r=0,053нм)

Слайд 15

Постулаты Бора
2. Поглощение и излучением атомом энергии имеет место при переходе

с одной орбиты на другую.
М. Планк (1900 г.): энергия излучается и поглощается отдельными порциями – квантами, пропорциональными частоте, колебаний, излучения

Слайд 16

Основные понятия и определения
Так как связь длины волны и массы покоя

фотона:

∆Е = Е2 – Е1

Атом поглощает не любые, а вполне определенные порции энергии.

Слайд 17

Теория ЗОММЕРФЕЛЬДА
Стационарные орбиты в атомах могут быть не только круговыми, но

эллиптоидными и могут различным образом располагаться в пространстве. Удалось объяснить многие закономерности для спектров.

Слайд 18

Недостатки теории Бора-Зоммерфельда
1. При расчете ряда спектральных характеристик теория дает результаты,

не совпадающие с опытом.
2. При расчете энергии электронов дает не соответствующие эксперименту результаты
3. Теорию невозможно применить для количественного объяснения химической связи.

Слайд 19

Квантово-механическая модель строения атома
Двойственная природа электрона.
Электрон обладает корпускулярно-волновым дуализмом, т.е. может

вести себя и как частица и как волна.
Его длина может быть рассчитана по уравнению Луи де Бройля:
Закон де Бройля (открыт в 1924 г): любая частица, а не только фотон, имеет корпускулярно-волновой характер движения

Слайд 20

Квантово-механическая модель строения атома
Принцип неопределенности Гейзенберга (1927 г.): невозможно в любой

момент времени определить и положение электрона в пространстве и его импульс с одинаковой точностью.

где ∆х и ∆р – соответственно неопределенности в величине положения частицы в пространстве и ее импульса (р = mv)

Слайд 21

Уравнение Шредингера
Э. Шредингер предложил описывать движение микрочастиц с помощью уравнения, которое

связывает энергию, координаты и волновую функцию ψ – характеризует свойства квантовой системы

где х, у, z – координаты частицы; Е – ее полная энергия; U – потенциальная энергия; m – масса; h – постоянная Планка.

Квадрат волновой функции пропорционален вероятности нахождения электрона в некотором объеме. Эту величину называют электронной плотностью.

Слайд 22

Квантовые числа
Для описания орбитали (электрона) используют квантовые числа (параметры в уравнении

Шредингера)
1. Главное квантовое число (n)
Может принимать значения
n = 1,2,3,4,5...∞

Слайд 23

n характеризует:
а) номер энергетического уровня;
б) интервал энергии электронов, находящихся на этом

уровне;
в) размеры орбиталей;
г) в ПС соответствует номеру периода;
Емкость энергетического уровня определяется по формуле 2n2

Слайд 24

Энергия связи электрона с ядром определяется формулой:
E = -Rz2/n2
R

-постоянная Ридберга
Z- заряд ядра
n – главное квантовое число
R=1314 кДж/моль или 13,6 эВ
При возникновении связей между протоном и электроном энергия понижается (-)

Слайд 25

2. Орбитальное квантовое число (l)
l = 0, 1, 2,... (n –

l определяет момент количества движения электрона, точное значение его энергии и форму орбиталей
l = 0 - s-орбиталь
l = 1 - р-орбиталь
l = 2 - d-орбиталь
l = 3 - f-орбиталь

Слайд 26

2. Орбитальное квантовое число (l)

r=a0
Среднее расстояние от электрона до ядра.

Для электрона в атоме водорода и водородоподобных
ионах среднее расстояние от ядра определяется n и l и приблизительно пропорционально n2 . Z- заряд ядра, а0 – радиус первой боровскойорбиты. ( n определяет размер орбитали электрона ).

Слайд 27

3. Магнитное квантовое число (m)
m = -l…0…+ l
определяет возможные ориентации электронного

облака в пространстве.
Количество чисел m равно числу возможных ориентаций электронного облака: 2l + 1
Если l = 0, m = 0, s-орбиталь может иметь 1 ориентацию
Если l = 1, m = -1,0, +1 р-орбиталь может иметь 3 ориентации
Если l = 2, m = -2, -1,0, +1,+2 d-орбиталь может иметь 5 ориентаций Если l = 3, m = -3, -2, -1,0, +1,+2, +3 f-орбиталь может иметь 7 ориентаций

Слайд 28

Спиновое квантовое число S
s = ± 1/2
отражает у электрона

наличие собственного момента движения
В отличие от теории Бора-Зоммерфельда квантовая механика показывает, что электрон может находиться в любой точке атома, но вероятность его пребывания в разных областях пространства различна.

Слайд 29

Слайд 30

Слайд 31

Последовательность заполнения электронами оболочек 3-го периода
аналогична 2-му.

Слайд 32

Возбужденные состояния атомов

Слайд 33

Слайд 34

Основные и возбужденные состояния атомов

Слайд 35

Третий период заканчивается Ar+18 1S22S22p63S23p6
3d-подуровень не заполняется, т.к. n+l=5, а для

4S n+l=4, уровень энергии 3d>4S, поэтому сначала заполняется 4S ( 1правило Клечковского).
К +19
Sc +21 1S22S22p63S23p64S23d1 3d 4p
3+2=5 4+1=5
( 2 правило Клечковского )
Cr+24 1S22S22p63S23p64S13d5 более устойчивая конфигурация
Cu+29 1S22S22p63S23p64S13d10
Zn+30 1S22S22p63S23p63d104S2

1S22S22p63S23p64S1

Слайд 36

Слайд 37

Аналогичным образом идет заполнение электронных оболочек у элементов 5-го периода. Шестой

период содержит 32 элемента , т.к. возможно заполнение 4f-орбитали.

Заполнение электронами внешнего уровня начинается у
Ga+31 1S22S22p63S23p63d104S24p1 ,
a заканчивается у криптона
Kr+36 1S22S22p63S23p63d104S24p6

Слайд 38

Принцип Паули и правило Хунда
Принцип Паули. В атоме не может быть

двух электронов, состояние которых описывается одинаковым набором всех четырех квантовых чисел . Вывод: на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (с противоположными спинами).
Правило Хунда. В пределах одного подуровня электроны распределяются так, чтобы суммарный спин был максимален.

Слайд 39

Многоэлектронные атомы
1. Принцип минимума энергии
В атоме каждый электрон занимает тот подуровень

на котором его энергия будет минимальной
2. Правила Клечковского
Первое правило Клечковского: Заполнение подуровней электронами происходит в последовательности увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел
Е = min при n + l = min
Второе правило Клечковского: в случае одинаковых значений этой суммы заполняется сначала тот подуровень, для которого меньше n
Е = min при n = min, если n + l = const

Слайд 40

Схема изменений энергии подуровней с ростом заряда ядра

Слайд 41

Слайд 42

Слайд 43

Максимальное число электронов на атомных энергетических уровнях и подуровнях

Слайд 44

Максимальное число электронов на атомных энергетических уровнях и подуровнях

Слайд 45

Строение атома

Содержание

Свидетельства сложности строения атомаЭлектролиз (1800 г.)Фотоэффект ( Герц, Столетов, 1887-1888г.)Теория электролитической

Свидетельства сложности строения атомаКатодные лучи (Томсон, 1897), частицы которых получили название

Основные понятия и определенияАтом это наименьшая частица химического элемента, способная к

Основные понятия и определенияЭлектрон – стабильная элементарная частица, имеющая массу покоя9,109

Основные понятия и определенияПротон – ядро атома легкого изотопа водорода 1,

Основные понятия и определенияНейтрон – электрически нейтральная элементарная частица с массой

Атомные спектрыДанные о спектрах химических элементов - экспериментальное основание теории

Спектр водорода

Атомный спектр водорода в видимой и ближней УФ-области (серия Бальмера)R –

Уровни энергии электрона в атоме водородаУровни энергии электрона в атоме водородаСпектральные

Наличие в центре атома положительно заряженного ядра (Резерфорд, 1911) Схема установки Резерфорда

Планетарная модель строения атома.(Бор,1910г.) Постулаты Бора.1. Электрон вращается по строго определенным

Планетарная модель строения атома.(Бор,1910г.) Постулаты Бора Для атома водорода разрешены состояния,

Постулаты Бора2. Поглощение и излучением атомом энергии имеет место при переходе

Основные понятия и определенияТак как связь длины волны и массы покоя

Теория ЗОММЕРФЕЛЬДАСтационарные орбиты в атомах могут быть не только круговыми, но

Недостатки теории Бора-Зоммерфельда1. При расчете ряда спектральных характеристик теория дает результаты,

Квантово-механическая модель строения атомаДвойственная природа электрона.Электрон обладает корпускулярно-волновым дуализмом, т.е. может

Квантово-механическая модель строения атомаПринцип неопределенности Гейзенберга (1927 г.): невозможно в любой

Уравнение ШредингераЭ. Шредингер предложил описывать движение микрочастиц с помощью уравнения, которое

Квантовые числаДля описания орбитали (электрона) используют квантовые числа (параметры в уравнении

n характеризует:а) номер энергетического уровня;б) интервал энергии электронов, находящихся на этом

Энергия связи электрона с ядром определяется формулой: E = -Rz2/n2 R

2. Орбитальное квантовое число (l)l = 0, 1, 2,... (n –

2. Орбитальное квантовое число (l) r=a0Среднее расстояние от электрона до ядра.

3. Магнитное квантовое число (m)m = -l…0…+ lопределяет возможные ориентации электронного

Спиновое квантовое число Ss = ± 1/2 отражает у электрона

Последовательность заполнения электронами оболочек 3-го периодааналогична 2-му.

Возбужденные состояния атомов

Основные и возбужденные состояния атомов

Третий период заканчивается Ar+18 1S22S22p63S23p63d-подуровень не заполняется, т.к. n+l=5, а для

Аналогичным образом идет заполнение электронных оболочек у элементов 5-го периода. Шестой

Принцип Паули и правило ХундаПринцип Паули. В атоме не может быть

Многоэлектронные атомы1. Принцип минимума энергииВ атоме каждый электрон занимает тот подуровень

Схема изменений энергии подуровней с ростом заряда ядра

Максимальное число электронов на атомных энергетических уровнях и подуровнях

Максимальное число электронов на атомных энергетических уровнях и подуровнях

Похожие презентации

Свидетельства сложности строения атома
Электролиз (1800 г.)
Фотоэффект ( Герц, Столетов, 1887-1888г.)
Теория электролитической

Свидетельства сложности строения атома
Катодные лучи (Томсон, 1897), частицы которых получили название

Основные понятия и определения
Атом это наименьшая частица химического элемента, способная к

Основные понятия и определения
Электрон – стабильная элементарная частица, имеющая массу покоя
9,109

Основные понятия и определения
Протон – ядро атома легкого изотопа водорода 1,

Основные понятия и определения
Нейтрон – электрически нейтральная элементарная частица с массой

Атомные спектры
Данные о спектрах химических элементов - экспериментальное основание теории

Атомный спектр водорода в видимой и ближней УФ-области (серия Бальмера)
R –

Уровни энергии электрона в атоме водорода
Уровни энергии электрона в атоме водорода
Спектральные

Наличие в центре атома положительно заряженного ядра (Резерфорд, 1911)
Схема установки Резерфорда

Планетарная модель строения атома.(Бор,1910г.) Постулаты Бора.
1. Электрон вращается по строго определенным

Планетарная модель строения атома.(Бор,1910г.) Постулаты Бора

Для атома водорода разрешены состояния,

Постулаты Бора
2. Поглощение и излучением атомом энергии имеет место при переходе

Основные понятия и определения
Так как связь длины волны и массы покоя

Теория ЗОММЕРФЕЛЬДА
Стационарные орбиты в атомах могут быть не только круговыми, но

Недостатки теории Бора-Зоммерфельда
1. При расчете ряда спектральных характеристик теория дает результаты,

Квантово-механическая модель строения атома
Двойственная природа электрона.
Электрон обладает корпускулярно-волновым дуализмом, т.е. может

Квантово-механическая модель строения атома
Принцип неопределенности Гейзенберга (1927 г.): невозможно в любой

Уравнение Шредингера
Э. Шредингер предложил описывать движение микрочастиц с помощью уравнения, которое

Квантовые числа
Для описания орбитали (электрона) используют квантовые числа (параметры в уравнении

n характеризует:
а) номер энергетического уровня;
б) интервал энергии электронов, находящихся на этом

Энергия связи электрона с ядром определяется формулой:
E = -Rz2/n2
R

2. Орбитальное квантовое число (l)
l = 0, 1, 2,... (n –

2. Орбитальное квантовое число (l)

r=a0
Среднее расстояние от электрона до ядра.

3. Магнитное квантовое число (m)
m = -l…0…+ l
определяет возможные ориентации электронного

Спиновое квантовое число S
s = ± 1/2
отражает у электрона

Последовательность заполнения электронами оболочек 3-го периода
аналогична 2-му.

Третий период заканчивается Ar+18 1S22S22p63S23p6
3d-подуровень не заполняется, т.к. n+l=5, а для

Принцип Паули и правило Хунда
Принцип Паули. В атоме не может быть

Многоэлектронные атомы
1. Принцип минимума энергии
В атоме каждый электрон занимает тот подуровень