Добавить материал и получить бесплатное свидетельство о публикации в СМИ
Эл. №ФС77-60625 от 20.01.2015
Инфоурок / Химия / Презентации / Презентация по химии на тему "Строение атома"

Презентация по химии на тему "Строение атома"

  • Химия
Строение атома Первые представления о том, что вещество состоит из отдельных...
По мысли английского ученого Р. Бойля, мир корпускул (молекул), их движение и...
Благодаря усилиям итальянского ученого С. Канниццаро были приняты следующие о...
Ядерная модель строения атома. Положительная заряженная часть атома была откр...
Как было уже сказано раньше, число электронов, вращающихся вокруг ядра атома...
Если различную электронную плотность в отдельных участках, например, невозбуж...
Квантовые числа   Решение уравнения Шредингера для атома водорода позволяет н...
Принципы заполнения атомных орбиталей  Электроны заполняют орбитали в порядке...
Принцип Паули: сформулирован Вольфгангом Паули в 1924г. как один из важнейших...
2) максимальное число электронов на всех орбиталях данного энергетического по...
Правило Клечковского По мере увеличения суммарного числа электронов в атомах...
Формулировка правило Клечковского Эта энергетическая последовательность легко...
Атомистическая теория Дальтона Основные постулаты теории Дальтона заключались...
Вывод Учение о строении атома привело к открытию атомной энергии и использова...
1 из 14

Описание презентации по отдельным слайдам:

№ слайда 1 Строение атома Первые представления о том, что вещество состоит из отдельных
Описание слайда:

Строение атома Первые представления о том, что вещество состоит из отдельных неделимых частиц, появилось в глубокой древности. В древней Индии признавалось не только существование первичных неделимых частиц вещества, но и их способность соединяться друг с другом, образуя новые частицы.

№ слайда 2 По мысли английского ученого Р. Бойля, мир корпускул (молекул), их движение и
Описание слайда:

По мысли английского ученого Р. Бойля, мир корпускул (молекул), их движение и «сплетение» очень сложны. Мир в целом и его мельчайшие части – это целесообразно устроенные механизмы. Английский ученый Дж. Дальтон рассматривал атом как мельчайшую частицу химического элемента, отличающуюся от атомов других элементов прежде всего массой. Большой вклад в атомно-молекулярное учение внесли французский ученый Ж. Гей-Люссак, итальянский ученый А. Авогадро, русский ученый Д. И. Менделеев. В 1860 году в г. Карлсруэ состоялся международный конгресс химиков.

№ слайда 3 Благодаря усилиям итальянского ученого С. Канниццаро были приняты следующие о
Описание слайда:

Благодаря усилиям итальянского ученого С. Канниццаро были приняты следующие определения атома и молекулы: молекула – «количество тела, вступающее в реакции и определяющее химические свойства»; атом – наименьшее количество элемента, входящее в частицы (молекулы) соединений. Установленные С. Канниццаро атомные массы элементов послужили Д. И. Менделееву основной при открытии периодического закона.

№ слайда 4 Ядерная модель строения атома. Положительная заряженная часть атома была откр
Описание слайда:

Ядерная модель строения атома. Положительная заряженная часть атома была открыта в 1911 г. Эрнестом Резерфордом (1871-1937). Резерфорд предложил следующую схему строения атома. В центре атома находится положительно заряженное ядро, вокруг которого по разным орбитам вращаются электроны. Возникающая при их вращении центробежная сила уравновешивается притяжением между ядром и электронами, вследствие чего они остаются на определенных расстояниях от ядра. Суммарный отрицательный заряд электронов численно равен положительному заряду ядра, так что атом в целом электронейтрален. Так как масса электронов ничтожно мала, то почти вся масса атома сосредоточена в его ядре. Наоборот, размер ядер чрезвычайно мал даже по сравнению с размером самих атомов: диаметр атома - величина порядка 10 см, а диаметр ядра - порядка 10 - 10 см. Отсюда ясно, что на долю ядра и электронов, число которых, как увидим дальше, сравнительно невелико, приходится лишь ничтожная часть всего пространства, занятого атомной системой.

№ слайда 5 Как было уже сказано раньше, число электронов, вращающихся вокруг ядра атома
Описание слайда:

Как было уже сказано раньше, число электронов, вращающихся вокруг ядра атома, соответствует порядковому номеру элемента в периодической системе. Электроны расположены по слоям, т.е. каждому слою принадлежит определенное заполняющее или как бы насыщающее его число электронов. Электроны одного и того же слоя характеризуются почти одинаковым запасом энергии, т.е. находятся примерно на одинаковом энергетическом уровне. Вся оболочка атома распадается на несколько энергетических уровней. Электроны каждого следующего слоя находятся на более высоком энергетическом уровне, чем электроны предыдущего слоя. Наибольшее число электронов N, имеющих возможность находиться на данном энергетическом уровне, равно удвоенному квадрату номера слоя: N=2n где n - номер слоя. Кроме того, установлено, что число электронов в наружном слое для всех элементов, кроме палладия, не превышает восьми, а в предпоследнем - восемнадцати.

№ слайда 6 Если различную электронную плотность в отдельных участках, например, невозбуж
Описание слайда:

Если различную электронную плотность в отдельных участках, например, невозбужденного атома водорода передать точечной штриховкой различной интенсивности, получится схема электронной орбитали (а). Поверхность, охватывающая ядро атома, за пределом которой вероятность пребывания электрона исчезающе мала, называют граничной поверхностью орбитали. (б). Эта поверхность передаёт форму орбитали. На схемах атомная орбиталь изображается как ячейка. Электронные орбитали.

№ слайда 7 Квантовые числа   Решение уравнения Шредингера для атома водорода позволяет н
Описание слайда:

Квантовые числа   Решение уравнения Шредингера для атома водорода позволяет найти волновые функции Y(x, y, z). Для полного определения каждого решения необходимы три целых числа (квантовые) и их обозначают латинскими буквами n, l, m.   Квантовые числа - величина безразмерные.   Для характеристики поведения электрона в многоэлектронном атоме введены квантовые числа: главное, орбитальное, магнитное и спиновое. Главное квантовое число n определяет энергию электрона, номер электронного облака или периода и удаленность электронных орбиталей от ядра (размер электронного облака). Может принимать значение любых целых чисел от 1 до +¥. Например, n=1, 2, 3, 4, 5, 6, 7:+¥.

№ слайда 8 Принципы заполнения атомных орбиталей  Электроны заполняют орбитали в порядке
Описание слайда:

Принципы заполнения атомных орбиталей  Электроны заполняют орбитали в порядке увеличения энергии последних: на орбиталях с большей энергией электроны располагаются после того, как уже заполнены орбитали с меньшей энергией.   Энергия электрона в атоме в основном определяется главным n и орбитальным l квантовыми числами, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма n+ l является наименьшей. В 1951 году советский ученый В.М. Клечковский сформулировал (n+l)-правила. Они детализируют принцип наименьшей энергии.   Заполнение подуровней происходит в последовательности увеличения суммы главного и побочного квантовых чисел (n+ l), причем при одинаковом значении суммы (n+ l) заполнение подуровней идет в направлении увеличения n (с меньшим значением n, но большим значением l).

№ слайда 9 Принцип Паули: сформулирован Вольфгангом Паули в 1924г. как один из важнейших
Описание слайда:

Принцип Паули: сформулирован Вольфгангом Паули в 1924г. как один из важнейших постулатов теоретической физики, который не вытекал из известных законов.   В атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором значений всех четырех квантовых чисел.  В соответствии с принципом Паули на одной атомной орбитали может находиться не больше двух электронов, причем их спины должны быть противоположны по направлению. Из принципа Паули следует: 1) максимальное число электронов на энергетическом уровне (х ) составляет Хn =2n2

№ слайда 10 2) максимальное число электронов на всех орбиталях данного энергетического по
Описание слайда:

2) максимальное число электронов на всех орбиталях данного энергетического подуровня (Хl) равно Хl=2(2l+1):  В 1927 году Фридрихом Гундом было сформулировано правило:   в невозбужденных атомах электроны в пределах данного подуровня занимают максимальное число свободных орбиталей, при этом суммарное спиновое число максимально.    В целом последовательность заполнения электронами атомных орбиталей подчиняется общему принципу: стремлению системы к минимальной энергии.

№ слайда 11 Правило Клечковского По мере увеличения суммарного числа электронов в атомах
Описание слайда:

Правило Клечковского По мере увеличения суммарного числа электронов в атомах (при возрастаний зарядов их ядер, или порядковых номеров химических элементов) атомные орбитали заселяются таким образом, что появление электронов на орбитали с более высокой энергией зависит только от главного квантового числа n и не зависит от всех остальных квантовых чисел, в том числе и от l. Физически это означает, что в водородоподобном атоме (в отсутствие межэлектронного отталкивания) орбитальная энергия электрона определяется только пространственной удаленностью зарядовой плотности электрона от ядра и не зависит от особенностей его движения в поле ядра. Поэтому энергетическая последовательность орбиталей в водородоподобном атоме выглядит просто: 1s<2s=2p<3s=3p=3d<4s=4p=4d=4f<5s...

№ слайда 12 Формулировка правило Клечковского Эта энергетическая последовательность легко
Описание слайда:

Формулировка правило Клечковского Эта энергетическая последовательность легко может быть описана при помощи эмпирического правила суммы двух первых квантовых чисел, разработанного в 1951-м году В. М. Клечковским и иногда называемого правилом (n+l). Это правило основано на зависимости орбитальной энергии от квантовых чисел n и l и описывает энергетическую последовательность атомных орбиталей как функцию суммы l. Суть его очень проста: орбитальная энергия последовательно повышается по мере увеличения суммы , причём при одном и том же значении этой суммы относительно меньшей энергией обладает атомная орбиталь с меньшим значением главного квантового числа . Например, при орбитальные энергии подчиняются последовательности , так как здесь для -орбитали главное квантовое число наименьшее , для -орбитали ; наибольшее , -орбиталь занимает промежуточное положение . Или же: При заполнении орбитальных оболочек атома более предпочтительны (более энергетически выгодны), и, значит, заполняются раньше те состояния, для которых сумма главного квантового числа и побочного (орбитального) квантового числа , т.е. , имеет меньшее значение.

№ слайда 13 Атомистическая теория Дальтона Основные постулаты теории Дальтона заключались
Описание слайда:

Атомистическая теория Дальтона Основные постулаты теории Дальтона заключались в следующем: 1. Каждый элемент состоит из чрезвычайно мелких частиц, называемых атомами. 2. Все атомы одного элемента одинаковы. 3. Атомы различных элементов обладают разными свойствами, в том числе имеют разные массы. 4. Атомы одного элемента не превращаются в атомы других элементов в результате химических реакций; атомы не создаются и не разрушаются в химических реакциях. 5. Соединения образуются в результате комбинации атомов двух или нескольких элементов. 6. В данном соединении относительные количества атомов разных сортов и сорта этих атомов всегда постоянны

№ слайда 14 Вывод Учение о строении атома привело к открытию атомной энергии и использова
Описание слайда:

Вывод Учение о строении атома привело к открытию атомной энергии и использованию ее для нужд человека. Можно без преувеличения сказать, что периодический закон является первоисточником всех открытий химии и физики XX в. Он сыграл выдающуюся роль в развитии других, смежных с химией естественных наук. 

Краткое описание документа:

Слайд 1   СТРОЕНИЕ АТОМА  Слайд 2   Строение атома модели атома характеристики движения электрона эксперим. теоретич. изолир. не изолир, данные объяснение а в поле ядра орбиталь квантовые числа Слайд 3   Экспериментальные доказательства сложной структуры атома Атомные спектры ( 1859 г., Кирхгофф ) ( 1859 г., Кирхгофф ) Открытие электрона -катод. лучи (1879 г. Крукс) Самопроизвольный распад атома (1896 г. Беккерель) Открытие ядра атома (1911г.Резерфорд) (1911г. Резерфорд) Слайд 4   Модели строения атома а). 1904 г. Томсон «Сливовый пудинг» «Сливовый пудинг» б). 1911 г. Резерфорд, «ядерная или «ядерная или планетарная» модель планетарная» модель в). 1913 г. Нильс Бор модель «дискретных модель «дискретных стационарных орбит» стационарных орбит» г). 1925 г. современная квантово-механическаямодель а б, в г в Слайд 5   Основные положения квантово-механической теории атома 1.Квантование (дискретность) энергии электронов в атоме. 1. Квантование (дискретность) энергии электронов в атоме. (постулаты Бора) (постулаты Бора) 2. Двойственная природа электрона (корпускулярно-волновой дуализм). (гипотеза Луи де Бройля) (гипотеза Луи де Бройля) 3. Вероятностный характер законов движения микрочастиц. (Гейзенберг, Борн, Шредингер) (Гейзенберг, Борн, Шредингер) Слайд 6   Дискретность энергии электронов (постулаты Бора) Дискретность энергии электронов (постулаты Бора) 1 постулат: в изолированном атоме каждый электрон движется только по «дозволенным, стационарным» орбитам (с определенным радиусом и энергией) 2 постулат: переход электрона с одной стационарной орбиты на другую происходит скачкообразно и сопровождается испусканием или поглощением дискретных или поглощением дискретных порций лучистой энергии Е=n h Слайд 7   Двойственная природа электрона (корпускулярно-волновой дуализм) гипотеза электронных волн, бегущих по круговым орбитам Бора 1923 г. Луи де Бройль Слайд 8   Любая частица массой (m) и движущаяся со скоростью (V) и движущаяся со скоростью (V) является одновременно волной с длиной (λ). 1927 г. Джермер и Дэвиссон Слайд 9   Вероятностный характер законов микромира 1925 г. принцип неопределенности Гейзенберга 1925 г. принцип неопределенности Гейзенберга 1. Невозможно одновременно точно 1. Невозможно одновременно точно определить положение (в точке Х) и скорость электрона в силу его волновых свойств. Положение электрона можно определить только с некоторой неустранимой погрешностью (ограничением), равной длине волны. определить положение (в точке Х) и скорость электрона в силу его волновых свойств. Положение электрона можно определить только с некоторой неустранимой погрешностью (ограничением), равной длине волны. 2. Движение электрона нельзя описать с помощью траектории (непрерывной линии в пространстве). В данный момент времени электрон может находиться в любой точке пространства. Слайд 10   Борн (1926 г. ) - электронная волна должна интерпретироваться с точки зрения вероятности нахождения в данной точке пространства. Слайд 11   1926 г. Волновое уравнение Шрёдингера описывает распределение вероятности пребывания частицы в пространстве. 1926 г. Волновое уравнение Шрёдингера описывает распределение вероятности пребывания частицы в пространстве. ψ = ψ х,у,z – волновая функция ψ = ψ х,у,z – волновая функция I I 2 – вероятность нахождения электрона в данной точке атомного пространства Часть пространства вокруг ядра, где вероятность нахождения электрона максимальна (90%), называется атомной орбиталью (АО). области наибольшей вероятности нахождения электрона Слайд 12   Квантовые числа Атомной орбиталью (АО) называется совокупность положений электрона в атоме, характеризуемых определенными значениями квантовых чисел n,, m орбитальное квантовое число Слайд 13   Главное квантовое число (n) (энергетический уровень) определяет: определяет: - общую энергию электрона в поле ядра, - размер (радиус) орбитали, - соответствует номеру периода. принимает значения n = 1, 2, 3, 4, и т.д. Слайд 14   Орбитальное квантовое число () (энергетический подуровень) (энергетический подуровень)характеризует - энергию электрона на конкретном подуровне, - пространственную форму орбитали. принимает значения: = 0, 1, 2….(n – 1) значение обозначение форма Слайд 15   Каждый уровень (кроме первого) расщеплён на подуровни. Подуровней () столько, сколько единиц в главном квантовом числе (n) Слайд 16   Магнитное квантовое число (m ) характеризует пространственную ориентацию атомной орбитали одного подуровня по осям Х, У, Z или число неповторяющихся направлений движения электрона принимает значения: принимает значения: + … 0… - + … 0… - m =1 m =3 m =5 m =7 s p d f -орбиталь +10

Автор
Дата добавления 06.05.2015
Раздел Химия
Подраздел Презентации
Просмотров490
Номер материала 513859
Получить свидетельство о публикации
Похожие материалы
Сутек
06.05.2015
Просмотров: 304
Комментариев: 0

Включите уведомления прямо сейчас и мы сразу сообщим Вам о важных новостях. Не волнуйтесь, мы будем отправлять только самое главное.
Специальное предложение
Вверх